FQtabperiodicaestruturaatomica

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Materiais de apoio ao módulo 7 cusos profissionais de análise laboratorial. Tabela periódica, regra do octeto, estrutura atómica...

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FQtabperiodicaestruturaatomica

  1. 1. Documentos de apoio José Pina MÓDULO Q7 FÍSICA E QUÍMICA
  2. 2. 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
  3. 3. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 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]
  4. 4. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 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 1 m , 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: 1 1H , 2 1H e 3 1H 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 (%) 35 Cl 34,97 75,77 37 Cl 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
  5. 5. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 Documento de apoio nº 3 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 2n 2 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.
  6. 6. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 Documento de apoio nº 4 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.
  7. 7. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 Documento de apoio nº 5 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
  8. 8. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 Documento de apoio nº 6 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].
  9. 9. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 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
  10. 10. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 Documento de apoio nº 7 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.
  11. 11. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 Documento de apoio nº 8 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…
  12. 12. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 Documento de apoio nº 9 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.
  13. 13. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 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.
  14. 14. PTAL 14 átomos número atómico número de massa isótopos distribuição eletrónica
  15. 15. 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].
  16. 16. 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.
  17. 17. 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
  18. 18. 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:
  19. 19. 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.
  20. 20. 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
  21. 21. 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
  22. 22. PTAL 14 Distribuição dos eletrões do potássio Assim os 19 eletrões são distribuídos do seguinte modo: nível 1: 2e- nível 2: 8e- nível 3: 8e- nível 4: 1e-
  23. 23. PTAL 14 Distribuição dos eletrões do potássio 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
  24. 24. PTAL 14 Regra do octeto formação de iões notação de Lewis
  25. 25. 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
  26. 26. 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!
  27. 27. 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 7 eletrões de valência 1 eletrão de valência
  28. 28. PTAL 14 O átomo de flúor ao captar 1 eletrão adquiriu a configuração eletrónica do néon e quimicamente fica mais estável! F 7 eletrões de valência 8 eletrões de valência ião F - Consideremos o flúor Z=9
  29. 29. PTAL 14 Na 8 eletrões de valência 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
  30. 30. PTAL 14 Os átomos tendem, assim, a adquirir a configuração eletrónica dos gases nobres ficando a sua camada de valência com 8 eletrões.
  31. 31. PTAL 14 Notação de Lewis NeNe Cada ponto ou cruz simboliza um eletrão de valência! Z=10 2;8 Ne
  32. 32. PTAL 14 Notação de Lewis Cada ponto ou cruz simboliza um eletrão de valência!Z=6 2;4 C C C
  33. 33. PTAL 14 Notação de Lewis Cada ponto ou cruz simboliza um eletrão de valência! Z=11 2;8;1 Na Na Na
  34. 34. Tabela Periódica Organização e caraterísticas químicas dos elementos
  35. 35. A distribuição dos eletrões em torno do núcleo relaciona-se com as diferentes propriedades químicas que cada elemento apresenta.
  36. 36. 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)
  37. 37. 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
  38. 38. Semimetais Os semimetais apresentam características intermédias entre os metais e os não- metais.
  39. 39. Caráter metálico
  40. 40. 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
  41. 41. Metais alcalinos Reagem com a água, formando hidróxidos Reagem facilmente com o oxigénio formando óxidos Perdem facilmente o eletrão de valência, formando iões monopositivos.
  42. 42. 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
  43. 43. 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!
  44. 44. 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!
  45. 45. 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!
  46. 46. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 Documento de apoio nº 4 Módulo Q1 - Alguns iões mais comuns
  47. 47. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 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 Distribuiç ão eletrónic a 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
  48. 48. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 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.
  49. 49. AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14 FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015 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.
  50. 50. Documentos de apoio José Pina MÓDULO Q7 FÍSICA E QUÍMICA

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