A menor unidade de um elemento químico que tem as propriedades desse elemento é chamado de átomo. Muitos elementos (por exemplo, hélio) ocorrem como átomos únicos. Outros elementos ocorrem como moléculas compostas de mais de um átomo. Elementos que normalmente ocorrem como moléculas diatômicas incluem hidrogênio, nitrogênio, oxigênio e os halogênios, mas o oxigênio também ocorre como uma forma triatômica chamada ozônio. Fósforo geralmente ocorre como uma molécula tetratômica, e enxofre cristalino ocorre como moléculas contendo oito átomos.
Independentemente de quantos átomos o elemento é composto, cada átomo tem o mesmo número de prótons em seu núcleo, e este é diferente do número no núcleo de qualquer outro elemento. Assim, este número, chamado de número atómico (no.), define o elemento. Por exemplo, o elemento carbono consiste de átomos todos com o no. 6, ou seja, todos com 6 prótons no núcleo; qualquer átomo com o no. 6 é um átomo de carbono. Até 2016, 118 elementos eram conhecidos, variando de hidrogênio com um no. 1 a oganesson com um no. 118. (Veja a tabela intitulada Elementos para uma lista alfabética de todos os elementos, incluindo seus símbolos, números atômicos, pesos atômicos e pontos de fusão e ebulição). Os núcleos da maioria dos átomos também contêm nêutrons. O número total de prótons e nêutrons no núcleo de um átomo é chamado de número de massa. Por exemplo, o número de massa de um átomo de carbono com 6 prótons e 6 nêutrons em seu núcleo é 12,
Embora todos os átomos de um elemento tenham o mesmo número de prótons em seus núcleos, eles podem não ter todos o mesmo número de nêutrons. Os átomos de um elemento com o mesmo número de massa formam um isótopo do elemento. Todos os elementos conhecidos têm isótopos; alguns têm mais do que outros. O hidrogênio, por exemplo, tem apenas 3 isótopos, enquanto o xenônio tem 16. Cerca de 300 isótopos naturais são conhecidos, e mais de 2.500 isótopos radioativos foram produzidos artificialmente (ver elementos sintéticos). Existem 13 isótopos de carbono, tendo de 2 a 14 neutrões no núcleo e portanto números de massa de 8 a 20,
Nem todos os elementos têm isótopos estáveis. Alguns têm apenas isótopos radioativos, que se decompõem para formar outros isótopos, geralmente de outros elementos (ver radioatividade). Em alguns casos, todos os isótopos de um elemento são muito instáveis e, portanto, o elemento não é encontrado na natureza. Apenas 94 dos elementos são conhecidos por ocorrerem naturalmente na terra. Destes, 6 ocorrem em quantidades mínimas produzidas pela decomposição de outros elementos. Estes 6 elementos extremamente escassos e os que não ocorrem de todo naturalmente foram descobertos quando foram produzidos em laboratório; muitas vezes são chamados de elementos artificiais ou sintéticos.
Os átomos não são muito maciços; um átomo de carbono pesa cerca de 2 10?23 gramas. Como os átomos têm tão pouca massa, é utilizada uma unidade muito menor do que a grama. No sistema atual (adotado em 1960?61) a unidade de massa atômica, chamada unidade de massa atômica (amu), é definida como exatamente 1?12 a massa de um átomo de carbono-12. O peso atômico de um elemento é a média (média ponderada) das massas atômicas de todos os isótopos que ocorrem naturalmente. O carbono tem dois isótopos naturais principais, o carbono-12 e o carbono-13. O carbono-12, cuja massa é definida como exatamente 12 amu, constitui 98,89% do carbono natural; o carbono-13, cuja massa é 13,00335 amu, constitui 1,11%. (Há também pequenos traços do isótopo radioativo carbono-14.) O peso atômico do elemento é determinado pela multiplicação da porcentagem de abundância de cada isótopo pela massa atômica do isótopo, adicionando estes produtos, e dividindo por 100. Entretanto, a abundância do isótopo é muitas vezes determinada pelo meio da fonte, sólido, líquido ou gás, e o peso atômico médio pode flutuar. Assim, para o carbono, /100?=?12,01115, que é o peso atômico do elemento carbono em amu, mas como as proporções dos isótopos variam dependendo de onde o carbono é encontrado, o peso atômico do carbono é agora expresso como um intervalo definido pelos limites inferior e superior dentro dos quais o peso atômico varia: . Alguns elementos sintéticos existem apenas momentaneamente na forma de alguns isótopos de curta duração; nestes casos o conceito de peso atómico não pode ser aplicado.
- Introdução
- O Átomo
- Propriedades dos Elementos
- Símbolos e Nomes Oficiais dos Elementos
- Os Elementos através das Idades
- Bibliografia