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QUÍMICA
9º Ano
ÁTOMOS
   Os átomos, são partículas muito pequenas. Estes
    são compostas por um núcleo onde estão
    presentes os protões, com carga eléctrica positiva
    e os neutrões sem carga eléctrica. Na nuvem
    electrónica do átomo estão presentes os electrões
    que possuem carga eléctrica negativa.
ÁTOMOS
 No total o átomo é neutro, ou seja tem tantos
  protões como electrões.
 O núcleo do átomo permanece no mesmo lugar,
  onde estão os protões e os neutrões, já os
  electrões que se localizam na nuvem electrónica
  têm um determinada órbitra
ÁTOMOS
 Já no século V a.C. os filósofos gregos, como
  Demócrito e Leucipo, acreditavam que toda a
  matéria era composta por átomos, mas como eles
  não o conseguiram comprovar, então esta teoria
  esteve parada durante muitos anos, até os
  químicos começarem a estudar esta teoria, no
  início do século XIX.
 O tamanho dos átomos é tão pequeno que se usa
  o picómetro para medir o diâmetro dos átomos,
  1pm=0,000 000 000 001m
ÁTOMOS
   Como a massa de cada átomo é muito pequena.
    Por exemplo, a massa do átomo de oxigénio mais
    abundante na natureza expressa em gramas é de
    0,000 000 000 000 000 000 000 026 56g, por isso a
    massa dos átomos é feita por comparação à massa
    do átomo mais leve de hidrogénio, (H-1). Por
    exemplo, a massa dos átomos de oxigénio mais
    abundantes na natureza é de 16, pois a massa do
    átomo de oxigénio é 16 maior que a do hidrogénio-
    1.
ÁTOMOS
   Modelo atómico de Dalton
       Este modelo atómico, ainda era baseado na existência
        apenas de corpúsculos indivisíveis e indestrutíveis,
        ainda sem se descobrir quer os electrões quer o núcleo
        atómico.
ÁTOMOS
   Modelo atómico de Thomson
       Thomson explicou a existência de electrões no interior
        do átomo, através de um tubo de descarga que
        revolucionou o mundo científico. Assim surgiu o
        primeiro modelo de átomo divisível. Ele concluiu que a
        massa do átomo tinha carga positiva e que a carga dos
        electrões era negativa e que tudo somado formava um
        átomo de carga nula.
ÁTOMOS
   Modelo atómico de Rutherford
       Ernest Rutherford fez uma experiência que permitiu
        concluir que a maior parte do átomo era espaço vazio e
        que toda a sua massa se concentrava no núcleo.
        Através de uma lâmina de ouro, onde bombardeou
        partículas consegui concluir que a maior parte dos
        átomos não se desviavam, apenas uma pequena
        percentagem de partículas era desviada, às vezes até
        para trás. Ele conseguiu também acabar por descobrir
        que os átomos tinham uma órbitra, assim surgiu o
        primeiro modelo planetário do átomo
ÁTOMOS
   Modelo atómico de Bohr
       Bohr apenas completou o modelo atómico de
        Rutherford, concluindo que:
         Os electrões movem-se à volta do núcleo em órbitras
          circulares;
         A cada órbitra corresponde um determinado valor de energia;

         Os electrões com mais energia movem-se em órbitras mais

          afastadas do núcleo.
ÁTOMOS
   Modelo da nuvem electrónica
       Actualmente, pôs-se de parte a ideia de que os
        electrões têm uma órbitra circular. Hoje em dia diz-se
        que os electrões apresentam uma velocidade enorme
        no desconhecido, e por isso formam uma espécie de
        nuvem a qual denominamos de nuvem atómica. A
        nuvem electrónica é mais densa perto da zona do
        núcleo, por ser mais provável encontrar electrões nessa
        mesma zona e menos densa mais afastada do núcleo,
        onde é menos provável encontrar electrões.
ÁTOMOS
   Modelo da nuvem electrónica
       Os electrões não têm praticamente massa alguma, o
        peso do átomo está praticamente concentrado no seu
        núcleo, esta teoria foi descoberta por Thomson no ano
        de 1897. A massa dos protões é praticamente igual à
        massa dos electrões. O núcleo do átomo tem carga
        positiva e de valor igual ao número de protões que o
        constituem. A nuvem electrónica de um átomo tem
        carga negativa e de valor igual ao número de electrões
        que a constituem.
IÕES
 Todavia, os átomos podem perder ou ganhar
  electrões, através de cargas eléctricas, a este
  processo denomina-se de ionização.
 Um átomo que ganhou um ou mais electrões
  denomina-se de anião ou ião com carga eléctrica
  negativa. Um átomo que perdeu um ou mais
  electrões denomina-se de catião ou electrão com
  carga eléctrica positiva.
NÍVEIS DE ENERGIA DOS ELECTRÕES

NÍVEIS DE ENERGIA DOS ELECTRÕES
   Há átomos, que têm tendência a ganhar ou a
    perder electrões ficando assim iões. Isto acontece
    porque nem sempre os átomos têm o último nível
    de energia (nível de valência) preenchido com o
    número máximo de electrões possíveis. Os átomos
    têm a tendência de ficar com último nível de
    energia completamente preenchido, ficando
    estáveis ou seja, com o número máximo de
    electrões de valência 2 ou 8 consoante o número
    de níveis de energia.
NÚMERO ATÓMICO
   O número atómico de um átomo ou ião é o total de
    protões existentes no núcleo de um determinado
    átomo ou ião, que se representa pela letra Z.
NÚMERO DE MASSA
   O número de massa de um átomo ou ião é o
    resultado da soma dos neutrões com a soma dos
    protões e simboliza-se pela letra A.
ISÓTOPOS DE UM ELEMENTO
   Isótopos são átomos diferentes mas do mesmo
    elemento, ou seja têm número atómico igual mas
    número de massa diferente, por isso têm diferente
    número de neutrões entre um isótopo e outro. Por
    exemplo o hidrogénio tem 3 isótopos, o Prótio,
    mais abundante na natureza, o Deutério e o Trítio.
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
   Até hoje foram descobertos 118 elementos, uns
    naturais e outros artificiais (fabricados em
    laboratórios). Os elementos estão organizados por
    ordem crescente de número atómico. As linhas
    verticais são os grupos e as horizontais são os
    períodos. Na tabela periódica dos elementos há 18
    grupos e 7 períodos. O grupo 1 designa-se por
    metais alcalinos, o grupo 2 por metais alcalino-
    terrosos, o grupo 17 por halogénios e o grupo 18
    por gases nobres também conhecidos como gases
    raros.
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS:
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
   Os elementos que se encontram do lado esquerdo
    são os elementos metálicos, do lado direito
    encontram-se os elementos não metálicos. Ainda
    existem os elementos semimetálicos, que têm
    propriedades semelhantes dos elementos
    metálicos e dos não metálicos. O hidrogénio
    embora esteja situado no grupo 1 tem propriedades
    diferentes das dos outros elementos, comportando-
    se às vezes como elemento metálico, outras vezes
    como elemento não metálico.
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
   A tabela organiza-se em termos de períodos pelo
    número de níveis de energia e em termos de
    grupos, consoante o número de electrões de
    valência, sem esquecer que os grupos que passam
    o grupo 8, subtrai-se 10 como no grupo 18 em que
    o número de electrões de valência é 8. A tabela
    periódica dos elementos também se organiza pelo
    tamanho dos átomos, se falarmos de grupos, o
    tamanho vai aumentando ao longo do mesmo e se
    falarmos em períodos, acontece o oposto, ou seja
    o tamanho vai diminuindo ao longo do período.
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  • 2. ÁTOMOS  Os átomos, são partículas muito pequenas. Estes são compostas por um núcleo onde estão presentes os protões, com carga eléctrica positiva e os neutrões sem carga eléctrica. Na nuvem electrónica do átomo estão presentes os electrões que possuem carga eléctrica negativa.
  • 3. ÁTOMOS  No total o átomo é neutro, ou seja tem tantos protões como electrões.  O núcleo do átomo permanece no mesmo lugar, onde estão os protões e os neutrões, já os electrões que se localizam na nuvem electrónica têm um determinada órbitra
  • 4. ÁTOMOS  Já no século V a.C. os filósofos gregos, como Demócrito e Leucipo, acreditavam que toda a matéria era composta por átomos, mas como eles não o conseguiram comprovar, então esta teoria esteve parada durante muitos anos, até os químicos começarem a estudar esta teoria, no início do século XIX.  O tamanho dos átomos é tão pequeno que se usa o picómetro para medir o diâmetro dos átomos, 1pm=0,000 000 000 001m
  • 5. ÁTOMOS  Como a massa de cada átomo é muito pequena. Por exemplo, a massa do átomo de oxigénio mais abundante na natureza expressa em gramas é de 0,000 000 000 000 000 000 000 026 56g, por isso a massa dos átomos é feita por comparação à massa do átomo mais leve de hidrogénio, (H-1). Por exemplo, a massa dos átomos de oxigénio mais abundantes na natureza é de 16, pois a massa do átomo de oxigénio é 16 maior que a do hidrogénio- 1.
  • 6. ÁTOMOS  Modelo atómico de Dalton  Este modelo atómico, ainda era baseado na existência apenas de corpúsculos indivisíveis e indestrutíveis, ainda sem se descobrir quer os electrões quer o núcleo atómico.
  • 7. ÁTOMOS  Modelo atómico de Thomson  Thomson explicou a existência de electrões no interior do átomo, através de um tubo de descarga que revolucionou o mundo científico. Assim surgiu o primeiro modelo de átomo divisível. Ele concluiu que a massa do átomo tinha carga positiva e que a carga dos electrões era negativa e que tudo somado formava um átomo de carga nula.
  • 8. ÁTOMOS  Modelo atómico de Rutherford  Ernest Rutherford fez uma experiência que permitiu concluir que a maior parte do átomo era espaço vazio e que toda a sua massa se concentrava no núcleo. Através de uma lâmina de ouro, onde bombardeou partículas consegui concluir que a maior parte dos átomos não se desviavam, apenas uma pequena percentagem de partículas era desviada, às vezes até para trás. Ele conseguiu também acabar por descobrir que os átomos tinham uma órbitra, assim surgiu o primeiro modelo planetário do átomo
  • 9.
  • 10. ÁTOMOS  Modelo atómico de Bohr  Bohr apenas completou o modelo atómico de Rutherford, concluindo que:  Os electrões movem-se à volta do núcleo em órbitras circulares;  A cada órbitra corresponde um determinado valor de energia;  Os electrões com mais energia movem-se em órbitras mais afastadas do núcleo.
  • 11. ÁTOMOS  Modelo da nuvem electrónica  Actualmente, pôs-se de parte a ideia de que os electrões têm uma órbitra circular. Hoje em dia diz-se que os electrões apresentam uma velocidade enorme no desconhecido, e por isso formam uma espécie de nuvem a qual denominamos de nuvem atómica. A nuvem electrónica é mais densa perto da zona do núcleo, por ser mais provável encontrar electrões nessa mesma zona e menos densa mais afastada do núcleo, onde é menos provável encontrar electrões.
  • 12. ÁTOMOS  Modelo da nuvem electrónica  Os electrões não têm praticamente massa alguma, o peso do átomo está praticamente concentrado no seu núcleo, esta teoria foi descoberta por Thomson no ano de 1897. A massa dos protões é praticamente igual à massa dos electrões. O núcleo do átomo tem carga positiva e de valor igual ao número de protões que o constituem. A nuvem electrónica de um átomo tem carga negativa e de valor igual ao número de electrões que a constituem.
  • 13. IÕES  Todavia, os átomos podem perder ou ganhar electrões, através de cargas eléctricas, a este processo denomina-se de ionização.  Um átomo que ganhou um ou mais electrões denomina-se de anião ou ião com carga eléctrica negativa. Um átomo que perdeu um ou mais electrões denomina-se de catião ou electrão com carga eléctrica positiva.
  • 14. NÍVEIS DE ENERGIA DOS ELECTRÕES 
  • 15. NÍVEIS DE ENERGIA DOS ELECTRÕES  Há átomos, que têm tendência a ganhar ou a perder electrões ficando assim iões. Isto acontece porque nem sempre os átomos têm o último nível de energia (nível de valência) preenchido com o número máximo de electrões possíveis. Os átomos têm a tendência de ficar com último nível de energia completamente preenchido, ficando estáveis ou seja, com o número máximo de electrões de valência 2 ou 8 consoante o número de níveis de energia.
  • 16. NÚMERO ATÓMICO  O número atómico de um átomo ou ião é o total de protões existentes no núcleo de um determinado átomo ou ião, que se representa pela letra Z.
  • 17. NÚMERO DE MASSA  O número de massa de um átomo ou ião é o resultado da soma dos neutrões com a soma dos protões e simboliza-se pela letra A.
  • 18.
  • 19. ISÓTOPOS DE UM ELEMENTO  Isótopos são átomos diferentes mas do mesmo elemento, ou seja têm número atómico igual mas número de massa diferente, por isso têm diferente número de neutrões entre um isótopo e outro. Por exemplo o hidrogénio tem 3 isótopos, o Prótio, mais abundante na natureza, o Deutério e o Trítio.
  • 20.
  • 21. TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS  Até hoje foram descobertos 118 elementos, uns naturais e outros artificiais (fabricados em laboratórios). Os elementos estão organizados por ordem crescente de número atómico. As linhas verticais são os grupos e as horizontais são os períodos. Na tabela periódica dos elementos há 18 grupos e 7 períodos. O grupo 1 designa-se por metais alcalinos, o grupo 2 por metais alcalino- terrosos, o grupo 17 por halogénios e o grupo 18 por gases nobres também conhecidos como gases raros.
  • 22. TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS:
  • 23.
  • 24.
  • 25. TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS  Os elementos que se encontram do lado esquerdo são os elementos metálicos, do lado direito encontram-se os elementos não metálicos. Ainda existem os elementos semimetálicos, que têm propriedades semelhantes dos elementos metálicos e dos não metálicos. O hidrogénio embora esteja situado no grupo 1 tem propriedades diferentes das dos outros elementos, comportando- se às vezes como elemento metálico, outras vezes como elemento não metálico.
  • 26.
  • 27. TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS  A tabela organiza-se em termos de períodos pelo número de níveis de energia e em termos de grupos, consoante o número de electrões de valência, sem esquecer que os grupos que passam o grupo 8, subtrai-se 10 como no grupo 18 em que o número de electrões de valência é 8. A tabela periódica dos elementos também se organiza pelo tamanho dos átomos, se falarmos de grupos, o tamanho vai aumentando ao longo do mesmo e se falarmos em períodos, acontece o oposto, ou seja o tamanho vai diminuindo ao longo do período.
  • 31. Fim