FQtabperiodicaestruturaatomica

Documentos de apoio

José Pina

MÓDULO Q7

FÍSICA E QUÍMICA

AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14

FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015

Documento de apoio nº 1 – Módulo Q2

Os materiais Não passa de uma afirmação comum dizer que o mundo é constituído por uma grande variedade de

materiais e que tal diversidade levou à necessidade de os classificar. Acontece que a categorização dos

materiais depende dos critérios utilizados.

Por exemplo, se o critério escolhido for o estado físico, os materiais serão classificados em sólidos,

líquidos e gasosos. Se o critério for a sua existência ter a ver ou não com a intervenção da ação do

homem classificam-se em manufaturados (artificiais) e em naturais. Uma outra classificação possível

pode ser a sua origem e neste caso são classificados como sendo de origem mineral, vegetal ou animal…

Também não oferece grande dúvida que a grande maioria dos materiais que nos rodeiam são

constituídos por mais do que um elemento químico pois estes são pouco mais de uma centena,

devidamente colocados na tabela periódica, e são muitos milhões os diferentes materiais disponíveis.

Torna-se assim pertinente classificar os materiais em substâncias e em misturas de substâncias [as

dispersões]. Quanto às substâncias, podemos classifica-las em elementares e compostas.

Mas independentemente da classificação por que optemos há uma questão que se coloca:

- Afinal o que é um material, o que é a matéria?

Tudo o que tem massa e ocupa um lugar no espaço!

Dispersões

Uma dispersão é uma mistura de duas ou mais substâncias em que as partículas de uma fase estão

disseminadas na outra fase. Existe, pois, uma fase dispersa e uma fase dispersante.

Comecemos por classificar as dispersões em homogéneas e heterogéneas. As dispersões homogéneas

designam-se por soluções. Quanto às dispersões heterogéneas identificamo-las como coloidais e

suspensões. Importa reter que o critério que sustenta esta classificação tem a ver com a dimensão das

partículas da fase dispersa.

Dispersão Tamanho médio das partículas

dispersas em nanómetros [1x10-9 m]

Homogéneas Soluções Entre 0 e 1nm

Heterogéneas Coloidais Entre 1 e 1000 nm

Heterogéneas Suspensões Maior do que 1000 nm



Pela importância cada vez maior que assumem no tempo presente apresentamos a classificação das

dispersões coloidais de acordo com o estado de agregação da fase dispersante e da fase dispersa. O

quadro apresenta essa classificação:

Como referido a dimensão média das partículas das dispersões coloidais varia entre 1 e 1000 nm e, por

isso, só são visíveis ao ultramicroscópio.

Como curiosidade e forma de enriquecimento do conhecimento apresentam-se exemplos de materiais

classificados como coloides:

Mousse [espuma líquida] Esferovite [espuma sólida]

Leite [emulsão] Queijo [emulsão sólida]

Spray [aerossol líquido] Fumo [aerossol sólido]

Pérola [sol sólido] Gelatina [gel] Pasta dentífrica [sol]



Documento de apoio nº 2

Estrutura atómica

A massa dos átomos é extremamente pequena pois o valor da massa dos protões ou dos neutrões é,

aproximadamente, 1,7x10-27

kg. Perante este valor facilmente se compreende que se fale em massa

atómica relativa (Ar) e não em massa atómica absoluta.

A medida de uma grandeza, como a massa de um corpo, é determinada

comparando essa grandeza com uma outra adotada como padrão de

referência. Assim a massa atómica relativa é obtida por comparação com

uma unidade que corresponde a um doze avos da massa do átomo de

carbono 12 (o isótopo mais abundante do elemento carbono - 12

C).

Surge deste modo a unidade massa atómica de símbolo u.

1 u é igual a C12

12

1m , esta massa é aproximadamente igual à massa de um protão.

A massa atómica relativa não tem unidades.

Os valores de massa atómica relativa de cada elemento encontram-se tabelados.

Acontece que quase todos os elementos químicos são constituídos por uma mistura de isótopos por

exemplo: 11H , 21H e 31H

Mais, os isótopos existem em diferentes quantidades!

Note-se o caso do elemento químico cloro com dois isótopos, o cloro 35 e cloro 37.

A abundância relativa dos isótopos de cloro-35 é de 76% e a dos isótopos de cloro-37 é de 24%. Isto

significa que numa amostra de cloro, 75,77 % dos seus átomos são do isótopo com número de massa 35

[17 protões e 18 neutrões no seu núcleo] e 24,23 % dos seus átomos são do isótopo 37, isto é átomos

com 17 protões mas 20 neutrões!

Coloca-se então a questão de saber como calcular a massa atómica relativa do elemento cloro.

A massa atómica relativa do elemento cloro calcula-se tendo em conta a massa atómica de cada

isótopo e a sua abundância.

Isótopos do cloro Massa atómica (u) Abundância (%) 35Cl 34,97 75,77

37Cl 36,97 24,23

100

97,3623,2497,3477,75

ClAr

Ar (Cl) = 0,7577 x 34,97 + 0,2423 x 36,97 = 35,45




Estrutura atómica

Embora os eletrões presentes nos átomos sejam todos iguais a sua energia é diferente e relaciona-se

com o modo como estão organizados no espaço à volta do núcleo, que os atrai. Figurativamente,

podemos considerar que os electrões têm de lutar para obter o seu espaço no átomo pois para além de

serem atraídos para o núcleo existem em jogo forças de natureza repulsiva entre eles. Mais, tratando-se

de cargas negativas em movimento originam um campo eletromagnético que influencia a posição de

todos eles. Quanto mais afastado do núcleo estiver o eletrão maior é a sua energia embora o seu valor

não possa ser qualquer.

Basicamente os eletrões distribuem-se por níveis e o seu número está limitado por uma regra simples: o

número máximo de eletrões num dado nível, camada, é igual a 2n2

onde n representa o número do

nível. Acresce que o nível mais exterior está limitado a um máximo de 8 electrões, os eletrões de

valência, e são precisamente estes eletrões que determinam as propriedades químicas do elemento e

são, por isso, responsáveis pelo modo como um átomo interage com outros.

Esquematicamente a representação dos eletrões de valência foi proposta por Lewis. Nesta notação o

símbolo químico do elemento representa o núcleo do átomo e os eletrões mais interiores e surge

rodeado por pontos ou cruzes que representam os eletrões de valência. O número de prontos ou cruzes

é igual ao número de electrões de valência.




Tabela periódica – 1ª energia de ionização

Como sabemos os eletrões presentes nos átomos são todos iguais mas a sua energia é diferente e

relaciona-se com o modo como estão organizados no espaço à volta do núcleo, que os atrai. Em

determinadas circunstâncias os átomos absorvem energia e, no limite, a energia absorvida é suficiente

para separar o eletrão mais externo da ação do núcleo e surge uma partícula carregada positivamente,

um catião, um ião positivo.

A energia mínima necessária para remover o electrão mais afastado do núcleo do átomo, no estado

gasoso, designa-se por primeira energia de ionização.

A perda de eletrões tem como consequência a diminuição do tamanho da partícula pois a atração do

núcleo sobre os restantes eletrões intensifica-se pois o número de protões permanece constante e as

forças de repulsão entre os eletrões diminuem. Como consequência do aumento de intensidade da

força do núcleo sobre os eletrões será necessária mais energia para retirar mais eletrões. A título de

exemplo considere-se o caso do sódio. A primeira energia de ionização corresponde a 496 kJ/mol; a

segunda corresponde a 4560 kJ/mol e a terceira energia, remoção de um terceiro eletrão, a 6813

kJ/mol.

1ª Energia de ionização

2ª Energia de ionização 3ª Energia de ionização

Genericamente podemos afirmar que quanto maior for o tamanho do átomo menor será o valor da 1ª

energia de ionização. Assim, para os elementos de um mesmo grupo é de esperar um valor maior da

primeira energia de ionização para os átomos mais pequenos e um aumento da primeira energia de

ionização à medida que se avança no período pois o raio atómico diminui. A energia de 1ª ionização diminui ao longo do grupo e aumenta ao longo do período. Porquê? Ao longo de um grupo aumenta o número de níveis de energia e os eletrões de valência estão cada vez mais afastados do núcleo. Os eletrões mais afastados são menos atraídos e a sua remoção requer menos energia. Ao longo de um período, o número de níveis de energia com eletrões é o mesmo mas, com o aumento do número atómico, vai aumentando a carga nuclear. Os átomos são mais pequenos e a intensidade da força que com os eletrões são atraídos para o núcleo é maior, a sua remoção requer mais energia.




Tabela periódica – 1ª energia de ionização

Observar o gráfico construído a partir dos valores da 1ª energia de ionização para os primeiros 37

elementos.

Exercício

Na tabela apresentam-se três valores para a primeira energia de ionização dos átomos no estado gasoso e no

estado fundamental para três elementos.

Elemento [a letra não

corresponde ao símbolo químico] 1ª energia de ionização [kJ/mol]

Y 520

K 1086

W 2081

Tendo em atenção que na Tabela Periódica a energia de ionização tem tendência geral a diminuir ao longo do

grupo e a aumentar ao longo período, identifica, a sequência [a, b, c, d, e ou f] a que correspondem o Y, K e

W.

a. N, Li, Ne b. Ne, N, Li c. Li, Ne, N d. Ne, Li, N e. Li, N, Ne f. N, Ne, Li




Ligação química

A posição dos elementos na tabela periódica permite-nos antever da tendência para receber ou ceder um ou mais dos seus eletrões de valência: os metais possuem uma forte tendência em perder eletrões originado iões positivos e os não-metais, por oposição, tendem a capturar eletrões e transformam-se em iões negativos, os aniões; diz-se, neste caso, que a sua eletronegatividade é alta e é esta propriedade, que também distingue os elementos, que ditará, quando os átomos se ligam, o aparecimento de ligações iónicas ou ligações covalentes.

A ligação iónica surge quando a diferença de eletronegatividade entre os elementos é muito grande e surge naturalmente entre elementos metálicos e elementos não-metálicos. A ligação iónica é a única em que há transferência de eletrões de um átomo para outro pois formaram-se iões.

Ocorre entre um catião e um anião sendo, no fundo, o resultado de uma atração eletrostática.

Já a ligação covalente ocorre entre elementos que possuem um valor relevante de eletronegatividade ou seja ambos têm tendência para receber eletrões e nesse caso compartilham os eletrões envolvidos na ligação química. A ligação que se forma classifica-se em simples, dupla ou tripla conforme são compartilhados dois [um par de eletrões], quatro [dois pares de eletrões] ou seis eletrões [três pares].



Exemplificando com a formação da molécula de hidrogénio.

A nuvem eletrónica encontra-se distribuída de forma informe. A ligação é covalente apolar. Como a molécula é linear, também é apolar.

Numa molécula de água, como os átomos do elemento oxigénio têm maior eletronegatividade do que os do elemento hidrogénio, os eletrões são compartilhados mas a nuvem eletrónica não tem uma distribuição uniforme pois os eletrões da ligação tendem a aproximar-se do oxigénio. Forma-se uma ligação covalente, mas polar pois tende a surgir um excesso de carga negativa centrado sobre o oxigénio. Como a molécula é angular, também é polar. imagem retirada de naturlink

Quanto à ligação metálica, como o próprio nome indica, é caraterística dos elementos metálicos. No estado sólido, os átomos dos metais organizam-se em formas geometricamente ordenadas, as redes cristalinas. A estrutura cristalina é constituída por catiões envolvidos num mar de eletrões com forte mobilidade, classificados como eletrões livres, e que garantem a boa capacidade dos metais conduzirem bem a eletricidade o calor. Os eletrões livres, são os eletrões de valência mais fracamente ligados ao núcleo. Recorde-se que os metais têm tendência para ceder eletrões, logo baixos valores de eletronegatividade.

modelo de ligação metálica




Ligação química

Basicamente tudo que vemos, tocamos e sentimos é feito a partir de um número relativamente pequeno

de elementos, pouco mais de uma centena, mas são muito poucos os elementos químicos que têm

existência independente. A situação mais comum é estarem quimicamente combinados com outros

elementos. Ainda assim, uma ligação química só ocorre se do arranjo final entre as espécies envolvidas

resultar numa nova espécie mais estável. Consideremos o caso da formação da molécula diatómica da

substância elementar hidrogénio [H2]:

Cada átomo de hidrogénio possui um protão no núcleo e uma nuvem electrónica com um único eletrão.

Os núcleos dos dois átomos repelem-se mutuamente pois são ambos positivos e o mesmo

comportamento ocorre entre os dois eletrões envolvidos. Assim, para que ocorra ligação química entre os

dois átomos de hidrogénio e surja uma molécula da substância elementar hidrogénio, a nuvem

electrónica tem que ser compartilhada entre os núcleos.

À medida que os dois átomos se aproximam ocorre interação entre as nuvens electrónicas e os eletrões

passam a ser atraídos por ambos os núcleos. Existe uma distância entre núcleos em que a atração é

máxima e a energia é mínima. Caso os átomos se aproximem mais as forças repulsivas entre os núcleos

conduz a um aumento de energia e não há formação de ligação química. A distância de equilíbrio onde a

energia é mínima designa-se por comprimento de ligação.

A investigação evidenciou que existem muitos tipos de ligação química. Entre eles destaca-se a ligação

iónica, a ligação covalente e a ligação metálica. Mas afinal o que são as ligações químicas?

As ligações químicas são interações elétricas entre átomos ou iões e estão fortemente relacionadas com as configurações electrónicas das espécies envolvidas.

http://educar.sc.usp.br/quimica/tabela.html




Geometria molecular:

Forma como os átomos estão espacialmente dispostos na molécula.

Da sobreposição das nuvens electrónicas dos átomos envolvidos na ligação química resulta uma nuvem

electrónica que pode ser representada por uma ligação simples, dupla ou tripla se, respetivamente

estiverem envolvidos na ligação dois, quatro ou seis eletrões. Estes eletrões designam-se por eletrões

ligantes. Mas qual a posição relativa ocupada pelos átomos que constituem uma dada molécula?

Se uma molécula é diatómica, constituída por dois átomos iguais ou diferentes, não é difícil prever a sua

geometria, é linear. Mas se uma molécula é constituída por três ou mais átomos, a resposta quanto ao

modo como se distribuem espacialmente não é imediata e requer mais informação. De qualquer modo a

geometria será sempre aquela que garanta para a molécula o valor mínimo de energia [máximo de

estabilidade]. O mínimo de energia corresponde à menor repulsão possível entre os pares de eletrões da

camada de valência que envolvem o átomo central da molécula o que é conseguido com o máximo de

afastamento possível entre eles.

Para prever a geometria de uma molécula é preciso conhecer quantos pares de eletrões estão à volta do

átomo central e recorrer à notação de Lewis. De seguida questionar qual a distribuição espacial que

garante o mínimo de repulsão entre eles. Importa ter em consideração que não é obrigatório que todos

os eletrões de valência participem nas ligações! Recorde-se que a regra do octeto estará presente para a

maioria dos casos e quando a ligação química envolve o átomo de hidrogénio aplica-se a regrado dupleto

[cada átomo de hidrogénio pode compartilhar no máximo um eletrão ficando com a sua camada de

valência completa].

Considerando o modo como os átomos se distribuem espacialmente podem classificar-se as moléculas

em lineares, angulares, trigonais planas [ou triangulares planas], piramidais e tetraédricas. Note-se que

existem outros tipos de geometria mas estes são os principais.

Imagens acedidas em: http://www.cjtmidia.com/quimicaavancada/index.php?option=com_wrapper&view=wrapper&Itemid=210

Qual a importância de conhecer a geometria molecular?

Influencia as propriedades da substância, nomeadamente os pontos de fusão e ebulição, a solubilidade, a

polaridade…




Eletronegatividade dos elementos e polaridade da ligação química

No documento de apoio nº 6 já tinha sido abordada a propriedade periódica designada por eletronegatividade e a sua implicação nas ligações químicas. Consolidemos um pouco mais o nosso conhecimento.

A eletronegatividade é uma propriedade que também distingue os elementos e que ditará, quando os átomos se ligam, o aparecimento de ligações iónicas ou ligações covalentes. A figura evidencia que são os elementos não metálicos os que possuem maiores valores de eletronegatividade sendo o flúor [F] o que assume o valor máximo. A escala de eletronegatividade baseia-se nos cálculos realizados pelo químico Linus Pauling, designando-

se a escala pelo seu nome.

Mas o que se deve entender por eletronegatividade? O conceito de eletronegatividade reflete a maior ou menor tendência que um átomo possui para aceitar eletrões numa ligação química. Uma elevada eletronegatividade indica uma grande capacidade de um átomo para atrair os eletrões da ligação química! Quando dois átomos iguais se unem para formar uma ligação química os eletrões envolvidos são igualmente compartilhados por ambos os átomos, estamos perante uma ligação covalente. Numa ligação iónica temos uma situação oposta a esta, pois um ou mais eletrões de um dos átomos transfere-se para o outro! A ligação iónica surge quando a diferença de eletronegatividade entre os elementos é muito grande, aproximando-se de 3 (três).

Geralmente, numa ligação química, os eletrões são compartilhados de forma diferente pelos elementos envolvidos pois as características dos seus átomos também são diferentes. Consideremos como exemplo a ligação química entre o hidrogénio e o flúor, no fluoreto de hidrogénio [HF], que envolve um par de eletrões.

Como o átomo de flúor é mais eletronegativo do que o de hidrogénio, tal significa que a nuvem electrónica devida ao par de eletrões ligantes está mais próxima do núcleo do átomo de flúor. Como consequência, a molécula é assimétrica do ponto de vista elétrico. Isto é, há mais carga elétrica negativa junto de flúor e menos junto do hidrogénio. Estamos perante uma ligação

covalente polar. O sinal δ- representa a região da molécula de

maior densidade eletrónica e o sinal δ+ a região de menor

densidade eletrónica.



Documento de apoio nº1

Estrutura atómica

Os materiais que existem a Natureza, ou que são fabricados pelo Homem, são diversos na sua forma,

na sua cor, no seu cheiro, no seu estado físico, na sua dureza, na sua condutibilidade elétrica e em

tantas outras propriedades, mas todos eles são substâncias ou misturas de substâncias.

Mas como é constituída a matéria?

Será a matéria infinitamente divisível?

Atualmente considera-se que a matéria não é infinitamente divisível, mas sim constituída por

corpúsculos, que podem ser átomos, moléculas ou iões.

Aceitar que a matéria é constituída por corpúsculos é aceitar que ela é descontínua ou seja a matéria é

constituída por partículas de dimensão muito reduzida existindo espaços vazios entre elas.

Atualmente a comunidade científica admite que todas as substâncias são constituídas por átomos que

podem associar-se, formando moléculas. Estas partículas ou corpúsculos são as unidades estruturais

da matéria.

Note-se que a noção de átomo foi evoluindo ao longo do tempo

e hoje sabe-se que o átomo é constituído por partículas mais

pequenas. Estruturalmente todos os átomos possuem um

núcleo que contém protões [partículas com carga positiva] e

neutrões [partículas sem carga elétrica] e, à sua volta, na

designada nuvem eletrónica, localizam-se em movimento

permanente os eletrões [partículas com carga negativa].

Os átomos são eletricamente neutros pois o número de protões

é igual ao número de eletrões e como as moléculas são

constituídas por átomos também são eletricamente neutras. No

entanto estas partículas podem ficar carregadas eletricamente

por perda ou captura de eletrões e, nesse caso, as novas partículas dizem-se iões, positivos ou

negativos respetivamente.

É no núcleo, no centro do átomo, que se concentra a quase totalidade da massa do átomo, uma vez que

a massa dos eletrões é muito menor do que a dos protões ou dos neutrões. Podemos dizer qua a massa

do protão é sensivelmente igual à do neutrão e que a massa do eletrão é cerca de 1836 vezes menor do

que a destas partículas.

Apesar da enorme diversidade de materiais que existe na natureza ou que são fabricados são pouco

mais de uma centena os elementos químicos que estão na sua origem. Cada elemento químico é

representado por um símbolo químico, [uma letra maiúscula ou uma letra maiúscula e uma minúscula].

Acontece que a cada elemento químico corresponde um único tipo átomos e cada átomo tem

exatamente o mesmo número de protões – o número atómico [ Z ]. No entanto, conhecem-se átomos

do mesmo elemento químico com número diferente de neutrões, são os isótopos. Surge, assim, a

necessidade de os distinguir pois a sua massa é diferente. A soma do número de protões e de neutrões

designa-se por número de massa [ A ].

Representação típica dos átomos de um elemento

químico.

PTAL 14

átomos número atómico

número de massa

isótopos

distribuição eletrónica

PTAL 14 Toda a matéria é constituída por átomos...

Núcleo - região constituída basicamente por dois tipos de partículas:

- Protões [partículas que possuem massa e carga elétrica positiva].

- Neutrões [partículas dotadas de massa semelhante à dos protões mas não têm carga elétrica].

Nuvem eletrónica - região onde é provável encontrar os

eletrões (partículas que apresentam massa cerca de 1836 vezes menor do que a dos protões, dotadas de carga elétrica negativa].

PTAL 14

Partículas fundamentais do átomo

partícula carga elétrica protão +1 neutrão 0 eletrão -1 O átomo é eletricamente neutro consequência do número

de protões ser igual ao número de eletrões. Recorda: Se numa partícula o número de eletrões for maior do que o

número de protões estamos perante um ião negativo. Se numa partícula o número de eletrões for menor do que o

número de protões estamos perante um ião positivo.

PTAL 14

Elementos químicos

Os átomos são diferentes uns dos outros porque o número de protões no núcleo é diferente.

Número Atómico (Z): designa o número de protões que

existe no núcleo do átomo.

Número de Massa (A): representa o número de partículas existente no núcleo. Corresponde à soma do número de protões mais o número de neutrões.

Nº de massa Nº atómico

PTAL 14

Isótopos

Na natureza existem átomos do mesmo elemento que diferem no número de neutrões.

Designam-se por isótopos os átomos do mesmo elemento que diferem no números de massa!

Isótopos de carbono:

Isótopos de hidrógeno:

PTAL 14 Modelo de Bohr

Os eletrões giram à volta do núcleo em órbitas circulares.

Aos eletrões estão associados valores de energia bem definidos.

Quando um eletrão absorve uma determinada quantidade

de energia ele salta para uma órbita(nível) mais energética.

Os níveis mais próximos do núcleo possuem menor energia.

Os eletrões podem saltar de nível para nível, mas nunca permanecre entre eles.

Cada nível pode contener um número máximo de eletrões.

PTAL 14

Distribuição eletrónica

Os eletrões distribuem-se sequencialmente pelos diferentes níveis de energia, do menos ao mais energético. O nº máximo de eletrões em cada nível é determinado por

onde n representa o nº do nível.

O último nível de energia não pode ter mais do que 8 eletrões!

Nível Número máximo de

eletrões por nível

1 2

2 8

3 18

4 32

PTAL 14

Distribuição dos eletrões do potássio

19 protões; 19 eletrões; 20 neutrões

nível 1: 2e-

nível 2: 8e-

nível 3: 9e-

Mas o máximo possível no último nível

são 8 eletrões!

núcleo

PTAL 14


Assim os 19 eletrões são distribuídos do seguinte modo:

nível 1: 2e-

nível 2: 8e-

nível 3: 8e-

nível 4: 1e-

PTAL 14


Um dos eletrões ocupa o quarto nível de energia!

nível 1: 2e-

nível 2: 8e-

nível 3: 8e-

nível 4: 1e-

Eletrão de valência

Distribuição ou configuração

eletrónica

2;8;8;1

Nível de valência Último nível preenchido

PTAL 14

Regra do octeto

formação de iões

notação de Lewis

PTAL 14

He

Ne

Ar

Kr

Nível de valência dos gases nobres, último nível preenchido.

Exceto o hélio, todos têm 8 eletrões de valência!

Z=2

2

Z=10 2;8

Z=18 2;8;8

Z=36

2;8;18;8

PTAL 14

Regra do octeto

Átomos com 8 eletrões de valência são estáveis. Os átomos dos diversos elementos tendem a combinar-se entre si para adquirir estabilidade.

Os átomos tendem, assim, a adquirir a configuração eletrónica

dos gases nobres!

PTAL 14

Comparemos a configuração eletrónica de três átomos com os números atómicos 9, 10 e 11. São átomos dos elementos flúor, néon e sódio.

F Ne

Na

8 eletrões de valência


1 eletrão de valência

PTAL 14 O átomo de flúor ao captar 1 eletrão adquiriu a configuração eletrónica do néon e quimicamente fica mais estável!

F



ião F -

Consideremos o flúor Z=9

PTAL 14

Na


1 eletrão de valência

O átomo de sódio ao perder 1 eletrão adquiriu a configuração eletrónica do néon e quimicamente fica mais estável!

ião Na+

Na

Consideremos o sódio Z=11

PTAL 14

Os átomos tendem, assim, a adquirir a configuração eletrónica dos gases nobres ficando a sua camada de valência com 8 eletrões.

PTAL 14

Notação de Lewis

Ne Ne

Cada ponto ou cruz simboliza um eletrão de valência!

Z=10 2;8

Ne

PTAL 14

Notação de Lewis

Cada ponto ou cruz simboliza um eletrão de valência! Z=6

2;4

C C C

PTAL 14

Notação de Lewis

Cada ponto ou cruz simboliza um eletrão de valência!

Z=11 2;8;1

Na Na

Na

Tabela

Periódica

Organização

e caraterísticas químicas

dos elementos

A distribuição dos eletrões em torno do núcleo relaciona-se

com as diferentes propriedades químicas que cada elemento

apresenta.

Metais - Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1atm) que é líquido

- Brilho metálico (característico)

- Maleáveis

- Bons condutores de calor e eletricidade

- Tendência a formar iões positivos (catiões)

Formam compostos covalentes (moleculares)

Maus condutores de calor e eletricidade

(exceção para a grafite (forma de carbono)

Tendência para formar iões negativos (aniões)

Geralmente têm pontos de ebulição e de fusão baixos

Não metais

Semimetais

Os semimetais apresentam características

intermédias entre os metais e os não-

metais.

Caráter metálico

Existem como moléculas monoatómicas

São estáveis: tendem a não estabelecer ligações

Não têm tendência para formar iões

Também se conhecem como gases raros ou inertes

São incolores e inodoros

Gases Nobres

Metais alcalinos Reagem com a água, formando hidróxidos

Reagem facilmente com o oxigénio formando óxidos

Perdem facilmente o eletrão de valência, formando iões

monopositivos.

Os metais alcalinos apresentam propriedades químicas semelhantes e a reatividade aumenta ao longo do grupo.

Mas porquê?

Z=3

2;1

Z=11 2;8;1

Z=19

2;8;8;1

Li

Na

K

Reatividade dos metais alcalinos

Reatividade dos metais alcalinos

Li

Consideremos a distância do eletrão de valência ao núcleo para cada um dos metais. O que se verifica à medida

que avançamos no grupo?

Quanto mais afastado está o eletrão de valência menos atraído é pelos protões e sai mais facilmente da ação núcleo. O átomo torna-se mais reativo!

Consideremos três dos elementos do grupo 17 da TP. Será que a reatividade também aumenta ao longo do grupo? F

Cl

Br

Reatividade dos halogéneos

Captam mais facilmente

um eletrão os átomos

mais pequenos pois a

ação do núcleo faz-se

sentir com mais

intensidade!

Quando a tendência do átomo é perder eletrões, caso dos metais, quanto mais afastado está o eletrão de valência menos atraído é pelos protões e sai mais facilmente da ação núcleo. O átomo torna-se mais reativo!

Quando a tendência do átomo é ganhar eletrões, caso dos halogénios, a ação dos protões faz-se sentir mais intensamente se a distância à camada de valência for menor. Átomos mais pequenos são mais reativos!




Módulo Q1 - Alguns iões mais comuns



Ficha de trabalho nº 1

Módulo Q1

1. Na Natureza muitos são os elementos que apresentam isótopos. Por exemplo, o oxigénio, cujo átomo possui oito protões, apresenta três isótopos estáveis:

Oxigénio-16 Oxigénio-17 Oxigénio-18

Representa-os simbolicamente.

2. Completa a tabela seguinte:

Espécie química Representação simbólica

N.º de protõe

s

N.º de neutrões

N.º de eletrões

Carga nuclear

Distribuição

eletrónica

N.º de eletrões

de valência

Ião mais provável

Átomo de boro

Átomo de azoto 7 2, 5

Átomo de neon

+10

Átomo de enxofre-32 16 6

16 18 S2-

Átomo de cálcio

20

24 +21

Átomo de lítio 3

Catião lítio 4 2

Catião alumínio 14

Anião óxido

2- 8 10

Anião cloreto

- 18 2, 8, 8



3. Considera as seguintes representações simbólicas dos elementos, nas quais as letras não correspondem aos símbolos químicos.

3.1 Indica a constituição dos átomos A e D. 3.2 Verifica se há isótopos e, caso existam, identifica-os. 3.3 Representa a distribuição eletrónica do átomo C. 3.4 Indica o número de eletrões de valência dos átomos A e B. 3.5 Indica o ião mais provável que o átomo D tem tendência a formar. Representa-o. 3.6 Explica o significado da seguinte afirmação:

“A massa atómica relativa do elemento D é de 32,07.”

Bom trabalho.



Ficha de trabalho nº 2

Considera as seguintes espécies atómica: 1H 6C 12Cl 7N

Escreve as configurações eletrónicas dos respetivos átomos e indica o número de eletrões de valência.

Faz a representação de Lewis de cada uma das espécies químicas.

Considera agora as seguintes substâncias moleculares CH4 Cl2 NH3

Representa por notação de Lewis as três moléculas, identifica o tipo de ligação covalente presente em

cada uma delas e prevê o tipo de geometria.

Documentos de apoio

José Pina

MÓDULO Q7

FÍSICA E QUÍMICA

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