Estrutura atómica

Índice

1 CAPÍTULO I (1; 2; 3): ESTRUTURA ATÓMICA (INTRODUÇÃO) 6

1.1 ELEMENTOS QUÍMICOS: CONSTITUIÇÃO, ISÓTOPOS E MASSA ATÓMICA RELATIVA 71.2 CARACTERIZAÇÃO DE ÁTOMOS DOS DIFERENTES ELEMENTOS QUÍMICOS 81.2.1 NÚMERO ATÓMICO (Z) 81.2.1.1 Fórmulas: Número atómico; número de massa; número de neutrões 91.2.1.2 Exemplo 91.2.1.3 Exercício proposto 91.2.2 IÕES 91.2.2.1 Definição de carga de um ião 91.2.2.1.1 Exemplos de catiões (iões positivos) e aniões (iões negativos) 101.2.3 ISÓTOPOS 101.2.3.1 Abundância isotópica na natureza 101.2.3.1.1 Massa atómica relativa (definição) 111.3 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 12

2 CAPÍTULO II: MODELO ATÓMICO (1; 2; 3; 12) 15

2.1 A EVOLUÇÃO DO MODELO ATÓMICO 152.1.1 MODELO ATÓMICO DE DALTON 152.1.2 MODELO ATÓMICO DE THOMSON OU MODELO DO PUDIM DE PASSAS 152.1.3 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD OU MODELO PLANETÁRIO 162.1.3.1 Experiência de Rutherford – A experiência das Lâminas de ouro 162.1.4 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD - BOHR (MODELO ATÓMICO DE BOHR) 172.1.5 MODELO DA NUVEM ELECTRÓNICA 172.1.6 CONCLUSÃO 182.1.7 RESUMO: CRONOLOGIA DOS MODELOS ATÓMICOS 182.1.8 DISTRIBUIÇÃO ELECTRÓNICA 182.1.8.1 Regras a considerar para a aplicação do modelo de Bohr (14) a átomos polielectrónicos 192.1.8.2 Configuração electrónica de iões – Estabilidade de átomos 202.1.8.2.1 Exemplo de distribuição electrónica de átomos e respectivos iões 212.1.9 NOTAÇÃO DE LEWIS 212.1.10 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 23

3 CAPITULO III: TABELA PERIÓDICA 26

3.1 A HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA (15) 263.2 AS PRIMEIRAS TENTATIVAS DE ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA 263.2.1 A PRIMEIRA TENTATIVA 263.2.2 A SEGUNDA TENTATIVA 273.2.3 A TABELA PERIÓDICA, SEGUNDO MENDELEIEV 27

3.2.4 A DESCOBERTA DO NÚMERO ATÓMICO (Z) 273.2.5 AS ÚLTIMAS MODIFICAÇÕES DA TABELA PERIÓDICA 283.3 NOÇÃO DE PERÍODO E GRUPO 283.4 GRUPOS E FAMÍLIAS DA TABELA PERIÓDICA 293.4.1 PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS 303.4.1.1 Raio atómico 303.4.1.2 Energia de ionização 303.4.1.3 Raio Iónico 303.4.2 PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS ELEMENTARES 313.4.3 IÕES ISOELECTRÓNICOS 313.5 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 32

4 CAPITULO 4: METAIS E NÃO METAIS; PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS 33

4.1 METAIS 334.2 NÃO METAIS 334.3 QUE PROPRIEDADES APRESENTAM OS METAIS E OS NÃO METAIS? 334.4 PROPRIEDADES FÍSICAS DOS METAIS E DOS NÃO – METAIS 334.5 PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS METAIS E DOS NÃO-METAIS 344.6 METAIS 344.6.1 SEMELHANÇAS NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS METAIS ALCALINOS 344.6.2 REACÇÕES DE COMBUSTÃO DO LÍTIO, DO SÓDIO E DO POTÁSSIO 354.6.3 REACÇÕES DOS ÓXIDOS DE METAIS ALCALINOS COM A ÁGUA 354.6.4 SEMELHANÇAS NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS METAIS ALCALINOS – TERROSOS 354.7 NÃO-METAIS 364.7.1 SEMELHANÇAS NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS HALOGÉNEOS 364.8 SEMELHANÇAS NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS GASES NOBRES 374.9 SÍNTESE 374.9.1 COMO DISTINGUIR METAIS DE NÃO-METAIS ATRAVÉS DOS ÓXIDOS OBTIDOS NAS REACÇÕES DE COMBUSTÃO? 374.10 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 39

5 ESTRUTURA MOLECULAR – LIGAÇÃO QUÍMICA 40

5.1 O QUE É UMA LIGAÇÃO QUÍMICA? 405.2 TIPOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA 405.2.1 REPRESENTAÇÃO DE LEWIS 405.2.2 LIGAÇÃO COVALENTE 415.2.2.1 Regra do octeto. Estruturas de Lewis para algumas moléculas simples. 415.2.2.2 Ligações simples 415.2.2.3 Ligações duplas e triplas 415.2.2.4 Estrutura de Lewis para moléculas poliatómicas (regras) 415.2.3 LIGAÇÃO IÓNICA 425.2.4 LIGAÇÃO METÁLICA 42

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5.3 GEOMETRIA MOLECULAR 42

6 BIBLIOGRAFIA 44

Índice de Figuras

Figura 1 – Big-Bang (4) 5Figura 2 - Representação de Um Átomo (6) 7Figura 3 – Isótopos do mesmo átomo, Hidrogénio (8) 9Figura 4 – Massa Atómica Relativa (10) 10Figura 5 - Modelo atómico de Dalton 14Figura 6 – Modelo atómico de Thomson 15Figura 7 - Modelo atómico de Rutherford – Modelo nuclear 15Figura 8 – Modelo atómico de Bhor 16Figura 9 – Modelo da Nuvem electrónica 17Figura 10 – Níveis de energia ou camadas (13) 18Figura 11 – Distribuição dos electrões por ordem crescente de energia 18Figura 12 – Representação de Lewis para os elementos representativos da tabela periódica 21Figura 13 - Tabela Periódica Actual 27Figura 14 – Tabela periódica tem 7 períodos (7 linhas horizontais) e 18 grupos (18 colunas) 28Figura 15 - Grupos e famílias da tabela periódica 28Figura 16 - Variação do raio atómico ao longo do grupo e do período (16) 29Figura 17 - Variação da energia de ionização ao longo do grupo e do período (16) 29Figura 18 - Localização dos metais, semi-metais e não-metais na tabela periódica 30Figura 19 - Resumo das reacções químicas 37Figura 20 - Configuração de Lewis (exemplos) 38Figura 21 - Representação de Lewis para os restantes famílias da Tabela Periódica 38Figura 22 - Forças de atracção e repulsão 39Figura 23 - Formação da ligação química do di-hidrogénio e do diflúor. 39Figura 24 - Formação de ligações duplas e triplas 39Figura 25 - Estrutura de Lewis para moléculas poliatómicas 40Figura 26 – Geometria molecular (17) 41

1 CAPÍTULO I (1; 2; 3): ESTRUTURA ATÓMICA (INTRODUÇÃO)

O universo surgiu a partir a partir do Big-Bang - uma grande explosão que terá ocorrido a cerca de 15 mil milhões de anos. A medida que o universo foi arrefecendo e se expandiu, formaram-se os elementos químicos (átomos). Tudo o que nos rodeia é resultado da combinação de cerca de três dúzias de átomos dos 116 que são conhecidos actualmente (25 dos quais só existem de maneira artificial).

Figura 1 – Big-Bang (4)

Os antigos Gregos (5) acreditavam no conceito de uma minúscula porção de matéria, indivisível, a que chamaram átomo (do grego átomos - indivisível). Estes elementos seriam os componentes estruturais de toda a matéria, sendo esta constituída por combinações daqueles "blocos". No entanto, existiam perspectivas diversas sobre o assunto, a mais conhecida das quais subscrita por Aristóteles, que considerava a matéria constituída por quatro elementos, água, ar, terra e fogo, em proporções variáveis.

Apenas com o desenvolvimento da química experimental, no século XVI, voltou a ser dedicada alguma atenção ao problema, sendo de realçar a contribuição de Isaac Newton. No início do século XIX, John Dalton, ao estudar determinadas reacções químicas, concluiu que os átomos se combinam e introduziu o conceito de massa atómica, tendo atribuído o valor 1 ao elemento mais leve, o hidrogénio, e valores relativos a este para os restantes elementos conhecidos. Posteriormente, embora o conceito de massa atómica se tenha mantido, viria a ser escolhido o carbono-12 como referência. Ainda no mesmo século, Amedeo Avogadro criou o conceito de mole: o número de átomos contidos numa quantidade de um elemento cuja massa, expressa em gramas, é numericamente igual à massa atómica do elemento. Hoje sabemos que esse número é aproximadamente igual a 6,023 x 1023, tendo ficado conhecido por número de Avogadro.

Em meados do século XIX foi notada a existência de semelhanças entre as propriedades químicas dos vários elementos, que podiam ser expressas através do seu arranjo numa tabela. Surgiu assim a tabela periódica, proposta por Dimitry Mendeleyev, em que os elementos químicos estão organizados em colunas, de acordo com as suas propriedades, e por ordem crescente de peso atómico.

No final do século XIX, a teoria atómica tornou-se generalizadamente aceite, mas em simultâneo começou a ser questionada a indivisibilidade do átomo. De facto, Joseph Thomson demonstrou que existiam partículas carregadas electricamente, com massas muito inferiores às dos átomos, baptizadas electrões. Sendo os átomos electricamente neutros, a carga negativa dos electrões teria que ser contrabalançada por uma partícula positiva, descoberta em 1911 por Ernest Rutherford. Rutherford obteve prova experimental da existência de partículas positivas, mais tarde denominadas protões, num volume reduzido do átomo, posteriormente chamado núcleo. Este trabalho só foi possível devido à descoberta, por Antoine Becquerel, da radioactividade, um fenómeno caracterizado pela transformação

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espontânea dos átomos de alguns elementos em átomos diferentes, acompanhada pela emissão de radiações.

Na sequência do seu trabalho, Rutherford propôs um modelo do átomo que se baseava na existência de um núcleo, com carga positiva, em torno do qual orbitavam os electrões. A coesão do átomo seria mantida pela atracção eléctrica entre estas partículas.

Apesar de bem sucedido, por permitir explicar vários resultados, este modelo viria a ser suplantado pelo de Niels Bohr, proposto em 1913. Bohr propôs a existência de órbitas bem definidas para os electrões, definidas em função da constante de Planck. Um átomo no seu estado normal não emite radiação, mas, se lhe for fornecida energia, um ou mais dos seus electrões podem, se a quantidade de energia for suficiente, passar ao estado excitado, numa órbita superior. Ao regressarem ao seu estado normal, há libertação de radiação sob a forma de fotões.

O modelo de Bohr permitiu explicar qualitativamente as propriedades químicas de todos os elementos conhecidos, tendo sido muito útil. No entanto, para obter previsões quantitativas é necessário recorrer à mecânica quântica, que resultou dos trabalhos de Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg e Paul Dirac, principalmente, na década de 20. Neste tipo de abordagem, as órbitas, bem definidas nos modelos anteriores, são substituídas por probabilidades. Ou seja, um electrão tem uma determinada probabilidade de se encontrar num determinado volume no espaço em vez de percorrer uma dada trajectória. Esta abordagem permite obter previsões muito precisas das propriedades atómicas.

No final da década de 20 a radioactividade era um fenómeno bem conhecido, assim como a existência de átomos de um mesmo elemento com massas atómicas diferentes, os isótopos. Estes factos pareciam indicar a existência de outras partículas, além dos protões, no núcleo. Em 1932 James Chadwick descobriu o neutrão, partícula constituinte do núcleo, sem carga eléctrica e com massa ligeiramente superior à do protão. A existência desta partícula permite explicar os isótopos como átomos com o mesmo número de protões (e portanto de electrões) mas diferente número de neutrões.

Os núcleos são mantidos coesos pelas forças nucleares, interacções com grande intensidade para pequenas distâncias, como as que existem entre as partículas de um núcleo, mas quase imperceptíveis para distâncias como as que separam os núcleos de dois átomos, escala na qual dominam as interacções eléctricas.

Durante os anos 30 e 40, sobretudo, houve um grande esforço para investigar as forças nucleares, que conduziram à identificação da fusão e da fissão. A fusão resulta da colisão de dois núcleos de determinados elementos de massa baixa, com libertação de energia e formação de um novo elemento, mais pesado. Este processo está na base, por exemplo, da radiação emitida pelas estrelas. Na fissão, um núcleo de um elemento pesado sofre uma cisão, com a formação de elementos mais leves e a libertação de grandes quantidades de energia. Este processo está na base da produção de energia eléctrica em centrais nucleares e das chamadas bombas nucleares ou bombas atómicas.

1.1 ELEMENTOS QUÍMICOS: CONSTITUIÇÃO, ISÓTOPOS E MASSA ATÓMICA RELATIVA

Num átomo (Figura 2), que faz parte da constituição de um dado corpo, o número de electrões (partículas com carga negativa) é igual ao número de protões (partículas com carga positiva) - o que torna o átomo eléctricamente neutro.

Figura 2 - Representação de Um Átomo (6)

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Protões (+1)

Neutrões (0)

Electrões (-1)

De acordo com o modelo atómico actual, considera-se que o átomo é constituído por um núcleo atómico (zona mais central de um átomo), onde se encontram partículas, que de acordo com a sua localização se designam por nucleões (Protões: partículas com carga eléctrica positiva; Neutrões: partículas que não possuem carga eléctrica) e por uma nuvem electrónica (zona fora do núcleo) ocupando um espaço muito maior que o do núcleo onde se movem os Electrões que são partículas com carga eléctrica negativa e com massa muito inferior à dos protões e dos neutrões.

Tabela 1 – Características das partículas constituintes de um átomo

CaracterísticasPartículas

Símbolo Massa/u.m.a1 Massa/kg Carga eléctrica Localização

Protões p 1 1,7×10-27 +1 núcleoNeutrões n 1 1,7×10-27 0 núcleoElectrões e desprezável 9,1×10-31 -1 fora do núcleo

O átomo é uma partícula neutra, electricamente neutro (carga total positiva igual à carga total negativa). Deste modo, no átomo o número de protões (partículas subatómicas responsáveis pela carga positiva) é igual ao número de electrões (partículas subatómicas responsáveis pela carga negativa).

1.2 CARACTERIZAÇÃO DE ÁTOMOS DOS DIFERENTES ELEMENTOS QUÍMICOS

O valor absoluto da carga eléctrica de um electrão é igual ao valor da carga eléctrica de um protão. Um corpo fica electrizado quando perde ou capta electrões uma vez que os protões se encontram confinados ao núcleo do átomo: Quando o número de electrões é superior ao número de protões, o corpo tem carga eléctrica negativa; quando o número de electrões é inferior ao número de protões, o corpo tem carga eléctrica positiva.

Num átomo o número de protões = número de electrões, sendo que o caracteriza os diversos elementos químicos é o número atómico (Z).

1.2.1 NÚMERO ATÓMICO (Z)

Cada elemento é caracterizado pelo número atómico (Z) que nos indica o número de protões (total da carga positiva presente no núcleo): é igual ao número de protões e, como um átomo é electricamente neutro, é igual ao número de electrões.

E Símbolo Químico⟼Número atómico ⟼ ZNúmero de massa ⟼ A ⇔ EZ

n(neutrões) + p (protões)

Átomos de elementos químicos diferentes (E) têm número de protões diferentes (Z) ou seja o número atómico é característico de uma dado elemento químico.

1.2.1.1 FÓRMULAS: NÚMERO ATÓMICO; NÚMERO DE MASSA; NÚMERO DE NEUTRÕES

Número de atómico (Z): Z=p

Número de massa (A): A=Z+n⟺ A=p+n

Número de neutrões (n): n=A−Z⟺n=A−p

1 u.m.a: Unidade de massa atómica/massa relativa: obtém-se por comparação com a massa de protão.

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1.2.1.2 EXEMPLO

Por exemplo: O átomo de cloro (Cl):

Cl1735 :{

Elemento qu í mico : Cloro N úmero at ómico (Z) : Z=17 N úmero de prot ões (p) : p =Z=17 Número de electrões (e) : e=17Número de neutrões (n) : n=A-Z n=35-17=18 ⟺

1.2.1.3 EXERCÍCIO PROPOSTO

1 O átomo de carbono (C) pode ser representado da seguinte maneira:

C612

A Determine:I O número de protões;

II O número de neutrões;

III O número de electrões;

IV O número de massa.

1.2.2 IÕES

Os átomos podem ganhar ou perder electrões, adquirindo por isso carga eléctrica:- Catiões: átomos com carga positiva (perdem 1 ou mais electrões);- Aniões: átomos com carga negativa (ganham 1 ou mais electrões);

1.2.2.1 DEFINIÇÃO DE CARGA DE UM IÃO

A carga de um ião é corresponde à diferença entre o número atómico (Z) do átomo e do número de electrões que esse átomo possui depois de ter adquirido ou perdido electrões.

Carga do ião = Z - nº de electrões

Cl-1735 :{

Elemento qu í mico : Cloro N ú mero at ómico (Z) : Z=17 N ú mero de prot õ es (p) : p =Z=17 Número de electrões (e) : e=18Carga do ião (anião Cloreto) : 17-18 =-1Número de neutrões (n) : n=A-Z n=35-17=18 ⟺

Mg2+¿1224 :{

Elemento qu í mico : Magn ésio N ú mero at ó mico (Z) : Z=12 N úmero de prot õ es (p) : p =Z=12 Número de electrões (e) : e=10Carga do ião (catião Magnésio) : 12-10 =+2Número de neutrões (n) : n=A-Z n=24-12=12 ⟺

¿

1.2.2.1.1 EXEMPLOS DE CATIÕES (IÕES POSITIVOS) E ANIÕES (IÕES NEGATIVOS)

Cati õ es¿ Ani õ es ¿

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1.2.3 ISÓTOPOS

Isótopos (7) são átomos de um elemento químico cujos núcleos têm o mesmo número atómico, ou seja, os isótopos de um certo elemento contêm o mesmo número de protões designado por "Z", mas que contém diferentes números de massas atómicas, designadas por "A". Isótopo significa "no mesmo lugar", vem do facto de que os isótopos situam-se no mesmo local na tabela periódica. A diferença nas massas atómicas resulta de diferenças no número de neutrões nos núcleos atómicos, ou seja, os isótopos são átomos que possuem a mesma quantidade de protões, mas não a mesma de neutrões. Por exemplo: O átomo de Hidrogénio possui três formas de isótopos: o hidrogénio (1 protão sem neutrão) o Deutério (1 protão e 1 neutrão) e o Trítio (1 protão e 2 neutrões).

H Hidrogénio⟼11 ; H ⟼1

2 Deuté rio; H ⟼13 Tr í tio

Figura 3 – Isótopos do mesmo átomo, Hidrogénio (8)

Os isótopos de um mesmo elemento são caracterizados por terem: - O mesmo número atómico (Z) uma vez que possuem o mesmo número de electrões e

protões;-No entanto, os isótopos possuem diferente número de massa (A), visto terem diferente

número de neutrões.

1.2.3.1 ABUNDÂNCIA ISOTÓPICA NA NATUREZA

Na natureza (9), quase todos os elementos químicos presentes em substâncias minerais e na atmosfera são compostos de vários isótopos. O hidrogénio, por exemplo, o átomo mais simples do ponto de vista estrutural, apresenta-se com três isótopos distintos: o hidrogénio propriamente dito, de massa 1 uma u.m.a., com abundância superior a 99%; o deutério, com 2 u.m.a., constituinte da água pesada, empregada na refrigeração de reactores nucleares; e o trítio, com 3 u.m.a., instável e radioactivo.

Entre os halogéneos, o bromo é uma combinação praticamente equitativa de seus isótopos 79 e 81, enquanto o flúor apresenta uma única variedade isotópica. Os isótopos de urânio desempenham um papel fundamental em todos os processos nucleares e radioactivos. De modo geral, para cada elemento, a proporção de isótopos é fixa, independentemente de seu estado físico.

Cada elemento químico possui uma massa, designada massa atómica relativa. A massa atómica relativa (Ar) calcula-se da seguinte maneira (média ponderada ou pesada de todos os isótopos):

Ar (X ) =m1×A 1+m2× A2+…100

⟹ {m1 massa do isótopo 1 A 1 Abundância do isótopo 1⟶m2 massa do isótopo 2A 2 Abundância do isótopo 2⟶A r (X ) massa atómica relativa do elemento⟶

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Cada elemento químico é deste modo caracterizado pelo seu número atómico, o que lhe confere propriedades físicas e químicas únicas e características de cada substância elementar.

1.2.3.1.1 MASSA ATÓMICA RELATIVA (DEFINIÇÃO)

Por outro lado, a massa de um átomo concentra-se toda nos nucleões (protões e neutrões) que se encontram no núcleo desse átomo, porque a massa dos electrões desse átomo é desprezável quando comparada com a dos nucleões. Assim, a massa atómica relativa indica o número de vezes que a massa

de um átomo é maior que a massa-padrão (1

12 do átomo de carbono 12).

Figura 4 – Massa Atómica Relativa (10)

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1.3 EXERCÍCIOS PROPOSTOS

1 Considera as seguintes representações de átomos onde as letras não representam símbolos químicos e responde as alíneas seguintes:

A612 B7

12 C613

A O número de protões do átomo A;

B O número de electrões do átomo C;

C O número de neutrões do átomo B;

D Duas espécies que sejam isótopos. Justifique.

2 Na tabela seguinte constam valores de massa isotópica relativa e a abundância relativa dos isótopos de oxigénio.

IsótoposAbundância Relativa

(%)Massa isotópica

O❑16 99,76% 16,0

O❑17 0,04% 17,0

O❑18 0,20% 18,0

A Calcula a massa atómica do oxigénio.

3 Considera as seguintes representações de átomos onde as letras não representam símbolos químicos e responde as alíneas seguintes:

X919 Y10

20 Z1424 W9

20

A Indique a respectiva constituição;

B Indique, justificando os isótopos.

4 Indica o valor lógico das seguintes afirmações e corrija as afirmações falsas.

O átomo é electricamente neutro pois o seu número de protões é igual ao número de neutrões;

Wh

As partículas constituintes do átomo são os protões, neutrões e electrões;

KWh

Os isótopos são átomos do mesmo elemento químico que diferem no número de protões;

Cada elemento químico possui uma massa atómica relativa que corresponde a uma média aritmética da massa dos seus isótopos.

5 Indica o número de electrões, protões e de neutrões que fazem partem da constituição de cada um dos átomos abaixo representados.

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E Ne1020

F Na1123

G Mg1224

H F917

6 Faz a legenda da figura abaixo (11).

7 O elemento químico Néon apresenta 3 isótopos naturais: Ne1019 ; Ne10

20 ; Ne1021


(%)Massa isotópica

Ne1021 0,20% 21,0

Ne1020 8,88% 19,9

Ne1019 A 19,0

A Determine o valor A referente à abundância do isótopo: Ne1019

B Determine a massa atómica relativa do Néon.

8 Determine a massa atómica relativa do cloro, do qual se conhece:

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(%)Massa isotópica

Cl❑35 75,77% 34,07

Cl❑37 24,23% 36,97

9 Calcule a abundância relativa do Cu❑63 e do Cu❑

65 , sabendo que a massa atómica desse elemento é

de 63,546. Dados: Ar ( Cu❑63 ) = 62,93 e do Ar ( Cu❑

65 ) = 64,93

10 Complete o quadro seguinte

PartículasProtões

(p)Neutrões

(n)Electrões

(e)Número atómico

(Z)Número de massa

(A)

C❑14 6

8 8

C2040 a

C2040 a2+¿¿

12 11

O2- 8 10

O 8 8

11 Considere os isótopos ( X❑10 e X❑

11 ) e os dados da tabela abaixo.

A Verifica se Ar (X) = 10,82

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(%)Massa isotópica

X❑10 18,50% 10,0129

X❑11 81,50% 11,0093

2 CAPÍTULO II: MODELO ATÓMICO (1; 2; 3; 12)

2.1 A EVOLUÇÃO DO MODELO ATÓMICO

Nem sempre o homem pensou que o átomo é como o conheces actualmente. Foi uma ideia que

evoluiu ao longo dos anos. Apesar do primeiro modelo atómico ter sido apresentado já no séc. XIX, a ideia de que a matéria é feita de pequeníssimos corpúsculos surgiu há muito, muito tempo.

No século V a.C., o filósofo grego Leucipo e seu discípulo Demócrito imaginaram a matéria como sendo constituída por pequenas partículas indivisíveis - os átomos, como lhes chamaram. Concluíram que a matéria não poderia ser infinitamente divisível. Se a partíssemos variadas vezes, chegaríamos a uma partícula muito pequena, indivisível e impenetrável a que se denominou átomo. Esta é uma palavra de origem grega que deriva de "a + thomos", que significa "sem divisão". Esta ideia de que os átomos seriam pequenas partículas indivisíveis perdurou durante mais de vinte séculos!

2.1.1 MODELO ATÓMICO DE DALTON

John Dalton, no séc. XIX (a partir de 1803), retomou a ideia dos átomos como constituintes básicos

da matéria. Para ele, os átomos seriam partículas pequenas, indivisíveis e indestrutíveis. Cada elemento químico seria constituído por um tipo de átomos iguais entre si. Quando combinados, os átomos dos vários elementos formariam compostos novos. Assim, na sequência dos seus trabalhos, concluiu que:

- Os átomos que pertencem a elementos químicos diferentes apresentam massas diferentes, assim como propriedades químicas diferentes;

- Os compostos são associações de átomos de elementos químicos diferentes; - As reacções químicas podem ser explicadas com base no rearranjo dos átomos, de acordo com a

lei de Lavoisier. Nota: Podes consultar também a biografia de John Dalton.

Figura 5 - Modelo atómico de Dalton

2.1.2 MODELO ATÓMICO DE THOMSON OU MODELO DO PUDIM DE PASSAS

Em 1897, Thomson descobriu partículas negativas muito mais pequenas que os átomos, os

electrões, provando assim que os átomos não eram indivisíveis. Formulou a teoria de que os átomos seriam uma esfera com carga eléctrica positiva onde estariam dispersos os electrões suficientes para que a carga total do átomo fosse nula.

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MANUAL ESTRUTUTA ATÓMICA. TABELA PERIÓDICA. LIGAÇÃO QUÍMICA: Capítulo II

Figura 6 – Modelo atómico de Thomson

2.1.3 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD OU MODELO PLANETÁRIO

Mais tarde Rutherford demonstrou que a maior parte do átomo era espaço vazio, estando a carga

positiva localizada no núcleo (ponto central do átomo), tendo este a maior parte da massa do átomo. Os electrões estariam a girar em torno do núcleo. Rutherford também descobriu a existência dos protões, as partículas com carga positiva que se encontram no núcleo. Este Modelo não explicava porque é que os electrões não caem no núcleo, devido à atracção que apresentam pelas cargas positivas aí existentes. Podes consultar também a biografia de Rutherford.

Figura 7 - Modelo atómico de Rutherford – Modelo nuclear

2.1.3.1 EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD – A EXPERIÊNCIA DAS LÂMINAS DE OURO

Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma finíssima lâmina de ouro (de aproximadamente 0,0001cm) com pequenas partículas de carga positivas, denominada partículas alfa, emitidas por um material radioactivo.

Rutherford observou o seguinte:

- Grande parte das partículas alfa atravessa a lâmina sem desviar o curso;- Poucas partículas alfa (1 em 20000) não atravessam a lâmina e voltavam;- Algumas partículas alfa sofriam desvios de trajectória ao atravessar a lâmina.

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Rutherford concluiu o seguinte:

- Boa parte do átomo é vazia. No espaço vazio (electrosfera) provavelmente estão localizados os electrões;

- Deve existir no átomo uma pequena região onde esta concentrada sua massa (o núcleo);- O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca uma repulsão nas partículas alfa

(positivas).

2.1.4 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD - BOHR (MODELO ATÓMICO DE BOHR)

Bohr apresentou alterações ao modelo de Rutherford: os electrões só podem ocupar níveis de

energia bem definidos, e os electrões giram em torno do núcleo em órbitas com energias diferentes. As órbitas interiores apresentam energia mais baixa e à medida que se encontram mais afastadas do núcleo o valor da sua energia é maior. Quando um electrão recebe energia suficiente passa a ocupar uma órbita mais externa (com maior energia) ficando o átomo num estado excitado. Se um electrão passar de uma órbita para uma outra mais interior liberta energia. Os electrões tendem a ter a menor energia possível: estado fundamental do átomo.

Figura 8 – Modelo atómico de Bhor

2.1.5 MODELO DA NUVEM ELECTRÓNICA

No núcleo (centro) do átomo estão os protões e os neutrões, enquanto os electrões giram em seu

redor. Na figura ao lado está representada a nuvem electrónica de um átomo. Esta nuvem representa a probabilidade de encontrar os electrões num determinado local do espaço. Os electrões de um átomo ocupam determinados níveis de energia (o número de electrões em cada nível de energia é expressa pela distribuição electrónica).

Figura 9 – Modelo da Nuvem electrónica

2.1.6 CONCLUSÃO

O átomo é constituído por um núcleo e por uma nuvem electrónica. No núcleo encontram-se os nucleões (protões e neutrões), que são as partículas responsáveis pela massa. Os electrões encontram-se em orbitais (zonas de maior probabilidade de encontrar um electrão) e portanto sem orbitas bem

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Níveis de energia

Núcleo


definidas. Os protões possuem carga eléctrica positiva e os electrões carga eléctrica negativa; os neutrões são partículas negativas.

2.1.7 RESUMO: CRONOLOGIA DOS MODELOS ATÓMICOS

2.1.8 DISTRIBUIÇÃO ELECTRÓNICA

De acordo com o modelo atómico de Bohr, a cada orbita corresponde diferentes valores de energia. Assim, considera-se que os electrões se encontram distribuídos por níveis de energia ou camadas: Cada nível de energia por um numero inteiro positivo, n; que podem ser designados por K, L , M, N, ...

Figura 10 – Níveis de energia ou camadas (13)

2.1.8.1 REGRAS A CONSIDERAR PARA A APLICAÇÃO DO MODELO DE BOHR (14) A ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS

1 O número de electrões por nível de energia, ou camada electrónica, pode ser obtido através da relação

2 n2, em que n é o número quântico principal, que traduz o nível de energia em que os electrões se encontram (1, 2, 3, …).

2 No primeiro nível de energia o número máximo de electrões é 2.

3 No último nível de energia só podem existir, no máximo, 8 electrões, electrões de valência, excepto se o último nível coincidir com o primeiro, e aí, o número máximo de electrões é 2.

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Século V

a.c

Demócrito: Filósofo grego sugere que toda a matéria é «feita» de partículas muito pequenas e indivisíveis, a que chama átomos.

1807

John Dalton: químico inglês propõe que os elementos são constituídos por átomos indivisíveis; cada elemento tem os seus próprios átomos.

1897

Joseph Thomson, físico inglês, descobre o electrão.

1909

Robert Milikan, físico norte-americano, determina a carga do electrão.

1911

Ernest Rutherford, físico e químico inglês, descobre que os átomos tem um núcleo.

1913

Niels Bohr, físico dinamarquês introduz os níveis de energia.

1914

Ernerst Rutherford descobre o protão.

1932

James Chadwick, físico inglês, descobre o neutrão.

1963

Murray Gell-Mann, físico norte-americano, sugere a existencia de quarks.

Núcleo

Tabela 2 – Número máximo de electrões que cada nível pode conter

O estado fundamental de um átomo é o seu estado de menor energia: Os electrões dos átomos distribuem-se pelos níveis de energia por ordem crescente de energia.

32

18 Nível 4

8 Nível 3

2 Nível 2

Nível 1

Figura 11 – Distribuição dos electrões por ordem crescente de energia

À distribuição de electrões dos electrões chama-se distribuição electrónica.

Tabela 3 - Distribuição dos electrões de átomos de oxigénio, alumínio e cálcio

Elemento químico

NúmeroAtómico

Número de electrões

Distribuição electrónica

O8❑ 8 8

2-6

1º nível 2ºnível

Al13❑ 13 13

2-8-3

1º nível 2ºnível 3ºnível

Ca20❑ 20 20

2-8-8-3

1º nível 2ºnível 3ºnível 4ºnível

Os electrões do último nível de energia são denominados electrões de valência. Estes electrões são responsáveis pelas propriedades químicas dos elementos.

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Ordem

crescente

de

energia

NívelCamad

a

Número máximo de electrões (

2 n2,)

1 K 2×12=2

2 L 2×22=8

3 M 2×32=184 N 2×42=32… … …


2.1.8.2 CONFIGURAÇÃO ELECTRÓNICA DE IÕES – ESTABILIDADE DE ÁTOMOS

Para que um átomo seja estável é necessário que o último nível possua oito electrões (à excepção do hidrogénio, H, e do hélio, He, que só necessitam de dois). Quando o átomo não possui o último nível completo, o átomo terá tendência a ceder ou ganhar electrões de modo a adquirir uma configuração electrónica estável levando a formação de iões.

Um ião é um átomo ou grupo de átomos que tem carga positiva ou negativa: - Catião: Ìão com carga positiva (cede um ou mais electrões); Anião: Ião com carga negativa (recebe um ou mais electrões).

2.1.8.2.1 EXEMPLO DE DISTRIBUIÇÃO ELECTRÓNICA DE ÁTOMOS E RESPECTIVOS IÕES

A distribuição electrónica pode ser realizada no caso de iões, como se pode ver através dos seguintes exemplos:

Cálcio:

Ca20❑ Ca Perde dois electrões Ca20

❑ 2+ origina um catião

Distribuição 2-8-8-2 2-8-8 Electrónica

Flúor:

F9❑ F Ganha um electrão F9

❑ - origina um anião

Distribuição 2-7 2-8 Electrónica

Como se pode ver através dos exemplos acima os iões ficam com oito electrões no último nível de energia, sendo assim mais estáveis que os átomos que lhe deram origem.

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2.1.9 NOTAÇÃO DE LEWIS

Numa ligação química só intervêm os electrões de valência, ou seja, os electrões da camada mais externa do átomo. Para os representar utilizamos as representações de Lewis ou notação de Lewis. Consistem no símbolo do elemento (que representa o núcleo mais as camadas internas, ou cerne do átomo) e um ponto (dot) por cada electrão de valência. Segundo esta notação:

- O símbolo do elemento representa o núcleo (caso do hidrogénio e hélio) ou núcleo e os electrões do cerne, para os restantes elementos;

- os pontos ou cruzes simbolizam electrões de valência da cada átomo ou ião.

Exemplos: ou . Cada pontinho ou cruz representa um electrão de valência.

Figura 12 – Representação de Lewis para os elementos representativos da tabela periódica

A notação de Lewis também pode ser utilizada no caso de iões:

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2.1.10 EXERCÍCIOS PROPOSTOS

1 Faz a correspondência correcta entre as colunas

Nome do modelo atómicoRepresentação esquemática do modelo atómico

Modelo da nuvem electrónica

Modelo atómico de Thomson

Modelo atómico de Bohr

Modelo atómico de Rutherford

Modelo atómico de Dalton

2 Completa os espaços seguintes.

O (A) _____________ é constituído (a) por um núcleo e por uma nuvem electrónica. No núcleo encontram-se os (as) _____________ e os (as) _____________. Os (As) _____________ e os (as) _____________ são as partículas responsáveis pela massa do átomo. Os electrões encontram-se no (na) _____________ onde se movem sem _____________ definidas. Os (As) _____________ possuem carga eléctrica positiva, os (as) _____________ carga eléctrica negativa e os (as) _____________ são partículas sem carga. O (A) _____________ é zona do átomo onde há maior probabilidade de se encontrar um electrão.

3 No modelo atómico actual (modelo da nuvem electrónica), as órbitas são substituídas por orbitais. O que uma orbital?

A Indica o nome dos dispositivos que permitem baixar ou aumentar a tensão.

4 Indica o nome do cientista a quem se deve (m):

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O primeiro modelo atómico

A descoberta do electrão

Os ímanes são todos de origem natural.

A descoberta do protão

A descoberta do neutrão

O modelo do pudim de passas

O modelo nuclear

Os níveis de energia

5 Considera a representação dos seguintes elementos químicos.

Li37 Na11

23

A Indica o número de electrões de cada um dos átomos.

B Faz a distribuição electrónica dos electrões para os átomos representados.

C Indica o número de electrões de valência de cada um dos átomos.

D Quantos níveis energia foram preenchidos em cada um dos átomos.

6 Relativamente à distribuição electrónica dos electrões de um átomo, indica o número máximo de electrões que pode existir o nível 5.

7 Complete o quadro seguinte

IõesProtões

(p)Neutrões

(n)Electrões

(e)

Número atómico

(Z)

Número de massa

(A)

Distribuição electrónica

Representação de iões

utilizando notação de

Lewis

Cl-1734

Mg2+1224

O2-8

17

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8 Faz a distribuição electrónica para os seguintes átomos de Flúor ( F9❑ ), oxigénio ( O8

❑ ), cálcio ( Ca20❑ ) e

Alumínio ( Al13❑ ).

A Representa, utilizando notação de Lewis, os iões resultantes dos átomos de Flúor ( F9❑ ), oxigénio ( O8

❑ ),

cálcio ( Ca20❑ ) e Alumínio ( Al13

❑ ), sabendo que o flúor origina um anião mononegativo, oxigénio origina um anião dinegativo, o cálcio origina um catião dipositivo e o alumínio origina um catião dipositivo.

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3 CAPITULO III: TABELA PERIÓDICA

3.1 A HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA (15)

Um pré-requisito necessário para a construção da tabela periódica foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), Estanho (Sn), Cobre (Cu), Chumbo (Pb) e Mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade. A primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo (P).

Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus compostos foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação.

A primeira classificação foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos.

3.2 AS PRIMEIRAS TENTATIVAS DE ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA

A lista de elementos químicos, que tinham as suas massas atómicas conhecidas foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Muitas das massas atómicas adoptadas por Dalton estavam longe dos valores actuais, devido a ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas respectivas massas atómicas centralizaram o estudo sistemático da química.

Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa atómica, cada um com suas propriedades e seus compostos.

Os químicos, ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito clara. Os elementos cloro (Cl), bromo (Br) e iodo (I), que tinham propriedades químicas semelhantes, tinham massas atómicas muito separadas.

Em 1829, Johann W. Boebereiner teve a primeira ideia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atómicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes.

3.2.1 A PRIMEIRA TENTATIVA

A massa atómica do elemento central da tríade era supostamente a média das massas atómicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra.

3.2.2 A SEGUNDA TENTATIVA

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MANUAL ESTRUTUTA ATÓMICA. TABELA PERIÓDICA. LIGAÇÃO QUÍMICA: Capítulo III

Um segundo modelo, foi sugerido em 1864 por John A.R. Newlands (professor de química no City College em Londres). Sugerindo que os elementos poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atómicas.

Este modelo colocou o elemento lítio (li), sódio (Na) e potássio (K) juntos. Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro (Fe) e o cobre (Cu). A ideia de Newlands foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu trabalho periódico (Journal of the Chemical Society).

Nenhuma regra numérica foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos de uma forma consistente, com as propriedades químicas e massas atómicas.

A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados actualmente - número atómico e teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim pôr várias décadas.

A organização da tabela periódica foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, pôr Dimitri Ivanovich Mendeleiev.

3.2.3 A TABELA PERIÓDICA, SEGUNDO MENDELEIEV

Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834 –1907) nasceu na Sibéria, sendo o mais novo de dezassete irmãos. Mendeleiev foi educado em St. Petersburg, e posteriormente na França e Alemanha. Conseguiu o cargo de professor de química na Universidade de St. Petersburg e escreveu um livro de química orgânica em 1861.

Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, organizou os elementos na forma da tabela periódica actual. Mendeleiev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atómica e as suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas numa mesa, organizou-as em ordem crescente de massas atómicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Formou-se então a tabela periódica.

A vantagem da tabela periódica de Mendeleiev sobre as outras é que esta exibia semelhanças não apenas em pequenos conjuntos, como as tríades. Mostravam semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal.

3.2.4 A DESCOBERTA DO NÚMERO ATÓMICO (Z)

Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o número de protões no núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Mosseley usou essa ideia para o número atómico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atómico, os problemas existentes na tabela de Mendeleiev desapareceram.

Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atómico dos elementos.

A tabela actual difere bastante da de Mendeleiev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atómica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.

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3.2.5 AS ÚLTIMAS MODIFICAÇÕES DA TABELA PERIÓDICA

A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. À partir da descoberta do plutónio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transuranicos (do número atómico 94 até 102). Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídeos.

Em 1951, Seaborg recebeu o Prémio Nobel da química pelo seu trabalho. O elemento 106 tabela periódica é chamado seabórgio, em sua homenagem.

Os sistemas de numeração dos grupos da tabela periódica usados actualmente são recomendados pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 à 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.

Figura 13 - Tabela Periódica Actual

3.3 NOÇÃO DE PERÍODO E GRUPO

Os elementos que estão na mesma linha pertencem ao mesmo período e caracterizam-se por terem o mesmo número de níveis energéticos: A tabela periódica tem 7 períodos.

Os elementos que estão colocados na mesma coluna pertencem ao mesmo grupo e caracterizam-se por terem o mesmo número de electrões de valência: A tabela periódica tem 18 grupos.

Figura 14 – Tabela periódica tem 7 períodos (7 linhas horizontais) e 18 grupos (18 colunas)

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3.4 GRUPOS E FAMÍLIAS DA TABELA PERIÓDICA

Os elementos químicos pertencentes ao mesmo grupo têm o mesmo número de electrões de valência, apresentando deste modo as mesmas propriedades físicas e químicas: - Neste módulo vamos estudar mais em pormenor os elementos representativos (grupo1 – Metais alcalinos; grupo 2 – Metais alcalinos-terrosos; grupo 17 – Halogéneos; grupo 18 – Gases nobres ou raros) conforme se encontram representados na Figura 15.

Figura 15 - Grupos e famílias da tabela periódica

Conhecendo-se a tabela a distribuição electrónica, consegue-se fazer a localização do elemento na tabela periódica conforme o exemplo abaixo:

3.4.1 PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

São aquelas propriedades cujos valores numéricos crescem ou decrescem com o aumento do número atómico (Z).

3.4.1.1 RAIO ATÓMICO

Raio atómico é por definição o raio de uma esfera de um átomo isolado desse elemento.

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Figura 16 - Variação do raio atómico ao longo do grupo e do período (16)

Ao longo do grupo da Tabela Periódica o raio atómico aumenta, devido ao aumento do número de níveis energéticos.

Ao longo do período da Tabela Periódica o raio atómico diminui devido ao aumento da carga nuclear.

3.4.1.2 ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Energia de ionização é definida como sendo a energia necessária para remover um electrão do

átomo no estado gasoso e no estado fundamental:

Figura 17 - Variação da energia de ionização ao longo do grupo e do período (16)

A energia de ionização varia na razão inversa do raio atómico, ou seja, quanto maior o raio atómico menor será a energia de ionização.

3.4.1.3 RAIO IÓNICO

Para a determinação do raio iónico deve considerar-se duas situações:Catião (ião positivo): Quando o átomo cede electrões (perde), o seu raio (raio iónico)

diminui em relação ao raio atómico.Anião (ião negativo): Quando o átomo ganha electrões, o seu raio (raio iónico) aumenta em

relação ao seu raio atómico.

Ao longo de um período, o raio iónico diminui enquanto ao longo do grupo aumenta.

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Raio atómico

Raio iónico


3.4.2 PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS ELEMENTARES

A tabela periódica permite ainda distinguir de acordo com as suas propriedades físicas as substâncias elementares em metais, semi-metais (ou metalóides) e não metais:

- Metais: Um metal é um bom condutor de corrente eléctrica e de calor, é sólido a temperatura ambiente (excepto o mercúrio que é líquido), e apresentam pontos de ebulição e fusão elevados.

- Não-metal: é mau condutor de corrente eléctrica e de calor.Um semi-metal ou metalóide: apresentam propriedades físicas de metal e algumas propriedades

químicas de não-metal.

Figura 18 - Localização dos metais, semi-metais e não-metais na tabela periódica

3.4.3 IÕES ISOELECTRÓNICOS

Iões isoelectrónicos são iões de elementos diferentes mas com igual número de electrões, como por exemplo: Mg2+

12❑ ; Al3+

13❑ ; Na+

11❑ ; todos estes iões têm 10 electrões e por isso dizem-se isoelectrónicos.

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1 Compare o raio atómico do Lítio (Li) com o raio atómico do sódio (Na).

2 Compare a energia de ionização do oxigénio (O) com a do flúor (F).

3 Considere os seguintes iões isoelectrónicos: Mg2+12❑ ; Al3+

13❑ ; Na+

11❑ . Coloca-os por ordem crescente de

raio iónico.

4 Considera a seguinte Tabela Periódica em que as letras não correspondem aos símbolos químicos. Indica pela respectiva letra:

Um halogéneo

Um metal alcalino-terroso

Um semi-metal

Um elemento representativo

Um gás nobre

Um metal alcalino

Um não-metal

Um elemento de transição

Um elemento que se grupo 13 e no 2º período

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MANUAL ESTRUTUTA ATÓMICA. TABELA PERIÓDICA. LIGAÇÃO QUÍMICA: Capítulo IV

4 CAPITULO 4: METAIS E NÃO METAIS; PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS

4.1 METAIS

É o grupo mais numeroso. Os mais conhecidos são o Ferro, Ouro, a Prata, o Cobre e o Mercúrio. Na sua maioria estão em estado sólido na temperatura ambiente, excepto o Mercúrio que está em estado líquido. Têm brilho e conduzem bem o calor e a electricidade (são bons condutores). São maleáveis, ou seja dobram-se quando aquecidos e podem se transformar em fios e lâminas (são dúcteis).

4.2 NÃO METAIS

Não têm brilho e não conduzem bem a electricidade e o calor (são maus condutores). Não são maleáveis e são encontrados nos estados sólidos ou gasosos, na temperatura ambiente. Não se transformam em fios ou lâminas (não são dúcteis). O Bromo, porém, é encontrado no estado líquido. Os não-metais mais conhecidos são o Carbono, o Oxigénio, o Flúor, Fósforo e Cloro.

4.3 QUE PROPRIEDADES APRESENTAM OS METAIS E OS NÃO METAIS?

Os metais e os não metais são duas grandes categorias de substâncias elementares, com propriedades físicas e químicas muito diferentes. Os metais são substâncias elementares formadas por um só elemento metálico (localizado na parte esquerda da Tabela Periódica). Como não formam moléculas, a sua representação simbólica faz-se através dos respectivos símbolos químicos.

Por exemplo: Ferro – Fe; Alumínio – AI; Magnésio – Mg; Cálcio – Ca; Cobre – Cu. Os não-metais são substâncias elementares formadas por um só elemento não -metálico (localizado na parte direita da tabela Periódica). Os não-metais que não formam moléculas representam-se pelos respectivos símbolos químicos. Se formam moléculas, representam-se pelas respectivas fórmulas químicas. Por exemplo: Hélio – He; Carbono – C; Enxofre – S8; Iodo – I2

4.4 PROPRIEDADES FÍSICAS DOS METAIS E DOS NÃO – METAIS

Os metais apresentam em comum algumas propriedades físicas. Entre outras, os metais são, em geral, sólidos à temperatura ambiente (o mercúrio é, por exemplo, uma excepção); Têm brilho metálico característico, especialmente em superfícies de corte recente; Têm, em geral, cor cinzenta (o ouro e o cobre são excepções); São maleáveis (formam lâminas flexíveis) e dúcteis (podem ser reduzidos a fios); são bastante densos; em geral, têm pontos de fusão e de ebulição elevados.

Os não – metais, à temperatura ambiente, podem encontrar-se nos estados sólido, líquido e gasoso. Tal como acontece com os metais, apresentam também certas propriedades físicas semelhantes. Entre outras, os não-metais: Não apresentam brilho metálico (o iodo é uma excepção); Não são maleáveis nem dúcteis; Quando sólidos, são quebradiços; São maus condutores do calor e da corrente eléctrica (a grafite é uma excepção); Apresentam, em geral, pontos de fusão e de ebulição baixos.

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4.5 PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS METAIS E DOS NÃO-METAIS

A maioria dos metais não se encontra livre na Natureza, pois são muito reactivos; tendem a combinar-se com outros elementos formando compostos mais estáveis. Sabes bem que, por exemplo, se oxidam facilmente quando expostos ao ar. Contudo, a reactividade dos metais não é igual de metal para metal. Há metais que reagem rapidamente com o oxigénio, com ácidos e até com a água, mas há outros que, pelo contrário, praticamente não reagem.

Quando aos não metais, há muitos que são pouco reactivos, mas outros, como o oxigénio e o cloro, são muito reactivos. Vamos ver que os metais e os não-metais têm propriedades químicas diferentes e que, dentro de um mesmo grupo da Tabela Periódica, há semelhanças de propriedades químicas e uma variação gradual das mesmas.

4.6 METAIS

4.6.1 SEMELHANÇAS NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS METAIS ALCALINOS

Os metais alcalinos são substâncias simples formadas por elementos que se encontram no grupo 1 da Tabela Periódica, à excepção do hidrogénio. O hidrogénio, como já foi dito, aparece colocado neste grupo, mas não é metal alcalino; as suas propriedades são bem diferentes das dos restantes elementos do grupo 1.

O Lítio (Li), o sódio (Na), e o potássio (K), são os três primeiros elementos deste grupo 1 da Tabela Periódica. Estes elementos não existem na Natureza sob a forma de substância elementar (metal), mas sim combinados com outros, formando compostos. Isso deve-se à sua grande reactividade. Daí, quando obtidos puros (por processos químicos), estes metais transformam-se facilmente por exposição ao ar ou em contacto com outras substâncias, como a água. Guardam-se, por isso, em petróleo ou parafina líquida.

Para compararmos o seu comportamento químico, vejamos as reacções do Lítio, do Sódio e do Potássio com a água; Reacções de combustão do Lítio, do Sódio e do Potássio; Reacções dos óxidos de metais alcalinos com a água; Reacções do Lítio, do Sódio e do Potássio com a água.

O Lítio, o Sódio e o Potássio, metais alcalinos, reagem violentamente com a água. Os produtos desta reacção são os respectivos hidróxidos e hidrogénio. Estas reacções podem traduzir-se pelas seguintes equações químicas:

2 Li (s) + 2 H2O(l) 2 LiHO(aq) + H2(g)2 Na(s) + 2 H2O(l) 2 NaHO(aq) + H2(g)

2 K(s) + 2H2O(l) 2KHO(aq) + H2(g)

Como podemos verificar, o Lítio, o Sódio e o Potássio apresentam comportamento químico semelhante perante a água, embora o Sódio seja mais reactivo do que o Lítio e o Potássio mais do que o Sódio.

As soluções aquosas de Hidróxido de Lítio, LiHO, de Hidróxido de Sódio, NaHO, de Hidróxido de Potássio, KHO, obtidas, são soluções básicas ou alcalinas, o que podes comprovar adicionando 2-3 gotas de fenolftaleína a essas soluções; elas ficam carmins.

Estes metais denominam-se alcalinos exactamente pelo facto de originarem soluções alcalinas. O Lítio, o Sódio e o Potássio pertencem ao grupo da Tabela Periódica – Grupo dos metais alcalinos. Estes metais têm comportamentos químicos semelhantes perante a água.

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4.6.2 REACÇÕES DE COMBUSTÃO DO LÍTIO, DO SÓDIO E DO POTÁSSIO

Por combustão, o Lítio, o Sódio e o Potássio ardem com uma chama de cor característica, originando os respectivos óxidos – óxidos metálicos. Por exemplo, as combustões do Sódio e do Potássio podem traduzir-se pelas seguintes equações químicas:

4Na(s) + O2(g) 2 Na2O(s)4 K(s) + O2(g) 2K2O(s)

Os metais alcalinos reagem facilmente com o oxigénio, originando os respectivos óxidos – óxidos metálicos.

4.6.3 REACÇÕES DOS ÓXIDOS DE METAIS ALCALINOS COM A ÁGUA

Os óxidos de metais alcalinos, quando reagem com a água, originando substâncias solúveis em água, com propriedades básicas ou alcalinas – os respectivos hidróxidos.

Por exemplo:Na2O(s) + H2O(l) 2 NaHO(aq)K2O(s) + H2O(l) 2 KHO(aq)

Os óxidos de metais alcalinos, quando reagem com a água, originam hidróxidos metálicos cujas soluções aquosas são básicas. Diz-se, por isso, que os óxidos dos metais são básicos. Como acabámos de verificar, os metais alcalinos apresentam propriedades químicas semelhantes.

4.6.4 SEMELHANÇAS NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS METAIS ALCALINOS – TERROSOS

Os metais alcalinos-terrosos são substâncias formadas por elementos do grupo 2 da Tabela Periódica. O Magnésio e o cálcio são dois exemplos de metais alcalinos-terrosos. O Magnésio e o Cálcio apresentam propriedades químicas semelhantes. Como facilmente se pode verificar experimentalmente: Estes metais reagem com a água, embora muito mais lentamente do que os metais alcalinos. Os produtos desta reacção são também os respectivos hidróxidos e hidrogénio.

As equações químicas que traduzem estas reacções são as seguintes:

Mg(s) + 2 H2O(l) Mg(HO)2(aq) + H2(g)Ca(s) + 2 H2O(l) Ca(HO)2(aq) + H2(g)

A cor carmim que adquire a água, com 2-3 gotas de fenolftaleína, prova que se formam produtos com propriedades básicas ou alcalinas. Esses produtos são os respectivos hidróxidos.

Embora o comportamento químico do magnésio e do cálcio com a água seja semelhante, observa-se que o cálcio é mais reactivo do que o magnésio.

Observa-se, também, que estes metais não reagem tão violentamente com a água como os metais alcalinos. Os metais alcalinos-terrosos também reagem com o oxigénio, originando óxidos – óxidos metálicos. As equações químicas que traduzem estas reacções são as seguintes:

2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)2 Ca(s) + O2(g) 2 CaO(s)

Os metais alcalinos-terrosos têm comportamento químico semelhante. Os metais alcalinos-terrosos são menos reactivos do que os metais alcalinos. Existem outras famílias de metais, como a família do ferro, constituída por metais com propriedades semelhantes às do ferro, ou a família do cobre ou do zinco ou do alumínio.

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4.7 NÃO-METAIS

Tal como os metais, também os não-metais estão agrupados em famílias, de acordo com a semelhança de propriedades químicas.

Por exemplo, o cloro, o bromo e o iodo pertencem ao mesmo grupo – grupo 17 da Tabela Periódica, também conhecido por grupo ou família dos halogéneos.

Já o hélio, o néon, o árgon, o crípton, o xénon e o rádon pertencem a uma outra família, muito importante também, de não-metais – os gases nobres, que constituem o grupo 18 da Tabela Periódica.

4.7.1 SEMELHANÇAS NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS HALOGÉNEOS

O cloro, Cl2, o bromo, Br2 e o Iodo, I2 são substâncias elementares constituídas por moléculas diatómicas, que fazem parte da família dos halogéneos. Estas três substâncias, de aspecto tão diferente, têm propriedades químicas semelhantes: São mais solúveis em solventes orgânicos, como o éter etílico, do que em água. Reagem com os metais alcalinos e metais alcalinos-terrosos, dando origem a halogenetos, sais constituídos por halogéneo e metal.

Por exemplo:

Cl2(g) + 2 Na(s) 2 NaCl(s)

Exemplos de halogenetos: NaCl – Cloreto de Sódio; KBr – Brometo de Potássio; Kl – Iodeto de Potássio; NaBr – Brometo de Sódio. Os halogenetos de metais alcalinos, como o cloreto de sódio, o brometo de sódio e o iodeto de sódio (halogenetos), são solúveis em água. Há halogenetos de Sódio e de Potássio, como, por exemplo, o iodeto de Sódio, que, em solução aquosa, reagem com o Nitrato de Chumbo, também em solução aquosa, originando precipitados (sais muito pouco solúveis em água).

2 Nal(aq) + Pb(NO3)2(aq) 2NaNO3(aq) + Pbl2(s)

Quando os halogéneos reagem com o hidrogénio (molecular), formam-se halogenetos de Hidrogénio, substâncias cujas soluções aquosas apresentam características ácidas.

Por exemplo:

Cl2(g) + H2(g) 2 HCl(g)

Os halogéneos têm comportamento químico semelhante. Os halogéneos são muito reactivos. A sua reactividade diminui ao longo do grupo.

4.8 SEMELHANÇAS NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS GASES NOBRES

Os gases nobres – hélio, néon, árgon, crípton, xénon e rádon, são substâncias elementares incolores e inodoras que existem como espécies monoatómicas (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn), isto é, as suas “moléculas” são monoatómicas.

Os átomos dos elementos deste grupo 18 são muito pouco reactivos. Têm pouca ou nenhuma tendência para se combinarem entre si ou com outros elementos. Daí também serem denominados gases inertes.

A designação de gás raro que também se dá aos elementos deste grupo resulta ao facto de eles existirem em quantidades ínfimas na atmosfera.

Os gases nobres têm comportamentos químicos semelhantes. Os gases nobres são muito estáveis.

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4.9 SÍNTESE

Os metais apresentam propriedades muito diferentes das dos não – metais. Os metais que se encontram num mesmo grupo da tabela da Tabela Periódica apresentam propriedades químicas semelhantes e uma variação gradual das mesmas. Por exemplo, a reactividade dos metais alcalinos e alcalinos-terrosos aumenta ao longo do grupo.

Os não-metais que se encontram num mesmo grupo da Tabela Periódica apresentam propriedades químicas semelhantes e uma variação gradual das mesmas. Por exemplo, a reactividade dos halogéneos diminui ao longo do grupo.

4.9.1 COMO DISTINGUIR METAIS DE NÃO-METAIS ATRAVÉS DOS ÓXIDOS OBTIDOS NAS REACÇÕES DE COMBUSTÃO?

Consideremos, por exemplo, a combustão do magnésio – metal – e a combustão do carvão (carbono) – não-metal.

Os produtos destas reacções são óxidos respectivos.

2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)C(s) + O2(g) CO2(g)

Estes óxidos reagem com a água, dando origem a soluções básicas, no caso dos metais, e a soluções ácidas, no caso dos não-metais.

MgO(s) + H2O(l) Mg(HO)2(aq)CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)

Os óxidos dos metais, ao reagirem com a água, dão origem a soluções básicas. Os óxidos dos não-metais, ao reagirem com a água, dão origem a soluções ácidas.

Figura 19 - Resumo das reacções químicas

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1 O sódio o magnésio são dois metais, dos grupos 1 e 2, respectivamente.

A Como se designam os metais destes dois grupos?

B Quais são os produtos que se formam nas reacções de combustão destes metais?

C Escreve as equações químicas que traduzem as suas reacções de combustão.

D Porque s e diz que os óxidos formados são básicos? Fundamenta a tua resposta.

2 Que tipos de compostos se formam quando os halogéneos reagem com os metais alcalinos? Dá um exemplo.

A E com os metais alcalinos terrosos?

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5 ESTRUTURA MOLECULAR – LIGAÇÃO QUÍMICA

O conceito de configuração electrónica e o desenvolvimento da Tabela Periódica permitiu aos químicos uma base lógica para explicar a formação de moléculas e outros compostos. A explicação de Lewis é que os átomos reagem de forma a alcançar uma configuração electrónica mais estável (correspondendo à configuração de um gás nobre.

5.1 O QUE É UMA LIGAÇÃO QUÍMICA?

É o conjunto de forças que mantém os átomos unidos entre si, dando origem a moléculas. Em todos os tipos de ligação química as forças de ligação são essencialmente electrostáticas (ou de Coulomb), isto é, forças entre cargas eléctricas.

5.2 TIPOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA

Numa ligação química só intervêm os electrões de valência, ou seja, os electrões da camada mais externa do átomo. Para os representar utilizamos as representações de Lewis ou notação de Lewis.

Consistem no símbolo do elemento (que representa o núcleo mais as camadas internas, ou cerne do átomo) e um ponto (dot) por cada electrão de valência.

Figura 20 - Configuração de Lewis (exemplos)

5.2.1 REPRESENTAÇÃO DE LEWIS

Os elementos de transição (metais de transição) têm camadas internas incompletas e não podemos (em geral) escrever a notação de Lewis para estes elementos.

Figura 21 - Representação de Lewis para os restantes famílias da Tabela Periódica

5.2.2 LIGAÇÃO COVALENTE

Ligação covalente: é uma ligação na qual electrões são partilhados por dois átomos. O comprimento e força da ligação química resultam do equilíbrio devido à repulsão entre cargas iguais e atracção entre cargas opostas (Figura 22).

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Figura 22 - Forças de atracção e repulsão

5.2.2.1 REGRA DO OCTETO. ESTRUTURAS DE LEWIS PARA ALGUMAS MOLÉCULAS SIMPLES.

Regra do Octeto: Qualquer átomo, excepto o hidrogénio, tem tendência a formar ligações até ficar rodeado por oito electrões de valência (válido para elementos do 2º período).

5.2.2.2 LIGAÇÕES SIMPLES

Figura 23 - Formação da ligação química do di-hidrogénio e do diflúor.

5.2.2.3 LIGAÇÕES DUPLAS E TRIPLAS

Figura 24 - Formação de ligações duplas e triplas

5.2.2.4 ESTRUTURA DE LEWIS PARA MOLÉCULAS POLIATÓMICAS (REGRAS)

1 Escrever o esqueleto estrutural do composto. Em geral o átomo menos electronegativo ocupa posição central. H e F ocupam sempre posições terminais;

2 Contar o número total de electrões de valência. Para aniões poliatómicos adicionar o número de cargas negativas. Para catiões subtrair;

3 Desenhar uma ligação covalente simples entre o átomo central e cada um dos átomos em redor. Completar o octeto dos átomos ligados ao átomo central;

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4 Se a regra do octeto não for verificada para o átomo central experimentar ligações duplas ou triplas entre o átomo central e os átomos em redor.

Figura 25 - Estrutura de Lewis para moléculas poliatómicas

5.2.3 LIGAÇÃO IÓNICA

A ligação iónica é característica dos elementos dos Grupos 1 e 2 e dos halogéneos e oxigénio. As ligações iónicas formam-se quando um elemento com baixa energia de ionização cede um electrão a um elemento com elevada afinidade electrónica (elemento, ou seja os iões envolvidos ficam ligados por forças electrostáticas.

Exemplos: Formação do fluoreto de lítio

5.2.4 LIGAÇÃO METÁLICA

A ligação metálica é a ligação que surge entre átomos de elementos metálicos. Nos compostos metálicos, os núcleos dos átomos encontram-se todos muito próximos uns dos outros enquanto os electrões de valência se encontram distribuídos por todo o metal, formando um «mar de electrões».

5.3 GEOMETRIA MOLECULAR

A geometria molecular corresponde ao arranjo tridimensional dos seus átomos resultante da repulsão mínima entre electrões ligantes e não ligantes.

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Figura 26 – Geometria molecular (17)

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6 EXERCÍCIOS PROPOSTOS

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Estrutura atómica