Trabalho realizado por:

Marta Ferreira, nº20

Índice

-Evolução do Modelo Atómico

- Distribuição Electrónica

- Organização da Tabela Periódica dos Elementos

- Ligação Covalente e Polaridade das Moléculas

- Moléculas Polares e Apolares

- Ligação Metálica e Ligação Iónica

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Evolução do Modelo Atómico

A descoberta da constituição dos átomos foi um processo lento, que

ficou a dever-se a vários cientistas, desde meados do século XIX até

meados do século XX. Os cientistas foram criando modelos atómicos

baseados nas experiências que iam realizando. Estes modelos atómicos

foram evoluindo ao longo dos tempos.

O atomismo (século V a.C.), na Grécia Antiga surgiu a ideia de que a

matéria era feita de pequeníssimos corpúsculos. Os principais defensores

desta ideia eram: Leucipo de Mileto (500 a.C.) e Demócrito de Abdéra

(cerca de 460 a.C. – 370 a.C.). Átomos vem do grego a + thomos, que

significa “sem divisão” (Fig. 1 e 2).

Fig. 1 – Leucipo de Mileto

Fig. 2 – Demócrito de Abdéra 3

O Modelo Atómico de Dalton sugeria que cada átomo era uma

porção esférica de matéria mal definida, indivisível e indestrutível. John

Dalton e outros cientistas retomaram a teoria atómica que teve origem

nos filósofos gregos (Fig. 3 e 4).

O Modelo Atómico de Thomson, também conhecido por modelo do

“bolo de passas”. J. J. Thomson descobriu o electrão (Fig. 5 e 6).

Fig. 3 –Dalton

Fig. 4 – Símbolos de Dalton

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Fig. 5 – J. J. Thomson

Fig. 6 – Modelo Atómico de Thomson

O Modelo Atómico de Rutherford, o cientista neozelandês Ernest

Rutherford realizou uma experiência que permitiu imaginar melhor os

átomos por dentro. Bombardeou com partículas α uma delgada lâmina

de ouro (tendo cerca de 10 000 átomos de espessura) e observou que:

as partículas α, na sua maioria, atravessavam a lâmina de ouro sem

sofrer desvio e que partículas α em número muito menor eram

desviadas, chegando mesmo a voltar para trás. Isto levou Rutherford a

imaginar os átomos constituídos por: um núcleo muito pequeno, com

carga positiva onde se concentra toda a massa do átomo e electrões

com carga negativa movendo-se em volta do núcleo. Surgiu assim, por

volta de 1910, o primeiro modelo planetário do átomo (Fig. 7, 8 e 9).

Fig. 7 – Ernest Rutherford

Fig. 8 – Experiência de Rutherford

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Fig. 9 – Modelo Atómico de Rutherford

O Modelo Atómico de Bohr, em 1913, Niels Bohr completou o modelo

de Rutherford com as seguintes ideias: os electrões movem-se à volta do

núcleo em órbitas circulares; a cada órbita corresponde um

determinado valor de energia e os electrões com mais energia movem-

se em órbitas mais afastadas do núcleo e os que têm menos energia

movem-se em órbitas mais próximas do núcleo (Fig. 10).

O Modelo da nuvem electrónica, actualmente está posta de parte a

ideia de órbitas circulares para os electrões. Os electrões dos átomos

movem-se de modo desconhecido, com velocidade elevadíssima,

formando uma espécie de nuvem que não é uniforme: a nuvem

electrónica. A nuvem é mais densa próximo do núcleo, onde é mais

provável encontrar os electrões e menos densa longe do núcleo, onde

é menos provável encontrar os electrões. O modelo atómico actual é o

modelo da nuvem electrónica (Fig. 11).

Fig. 10 – Modelo Atómico de Bohr

Fig. 11 – Modelo da Nuvem Electrónica

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Distribuição Electrónica

Os electrões dos átomos só podem ter determinados valores de

energia (níveis de energia), preferindo os níveis de menor energia. No

primeiro nível de energia só pode haver 2 electrões, no segundo nível de

energia 8 electrões e no terceiro nível de energia já pode haver 18

electrões. O número máximo de electrões por nível de energia é

traduzida pela expressão 2n2.

Fig. 12 – Distribuição Electrónica

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Organização da Tabela Periódica dos Elementos

A Tabela Periódica actual é constituída por mais de 100 elementos,

dispostos numa matriz quadriculada de linhas e colunas, por ordem

crescente de número atómico. A cada uma das quadrículas

corresponde um elemento químico. Existem sete períodos na Tabela

Periódica. A Tabela Periódica tem 4 grupos: grupo 1 – metais alcalinos;

grupo 2 – metais alcalino-terrosos; grupo 17 – halogéneos e o grupo 18 –

gases nobres, raros ou inertes. Os metais localizam-se no lado esquerdo

da Tabela Periódica. Os semi-metais têm propriedades semelhantes aos

metais e aos não-metais. Os não-metais localizam-se no lado direito da

Tabela Periódica. O tamanho dos átomos aumenta ao longo de cada

grupo e diminui ao longo de cada período.

Fig. 13 – Tabela Periódica8

Ligação Covalente e Polaridade das Moléculas

Os átomos ligam-se uns aos outros através de ligações químicas. Um

tipo de ligação é a ligação covalente, na qual há partilha de electrões

entre os átomos constituintes da molécula.

Fig. 14 – Ligações Covalentes

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Moléculas Polares e Apolares

Exemplo:

Fig. 14 – Ligações Covalentes

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Ligação Metálica e Ligação Iónica

Num metal a estabilidade da estrutura é devida às forças de atracção

entre os iões positivos e os electrões livres. Fala-se, então, de ligação

metálica. Num sal a estabilidade é devida às forças de atracção entre

os iões positivos e iões negativos. Fala-se, então, de ligação iónica. Os

fios eléctricos vulgares são feitos de metais, nomeadamente cobre ou

alumínio.

Fig. 15 – Ligação Metálica

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Fig. 16 – Ligação Iónica