Do Modelo Atómico...Até á Tabela Periódica

Como surgiu o nome de átomo? 

Na antiguidade acreditava-se que dividindo a matéria em pedaços cada vez menores, chegar-se-ia num ponto onde partículas, cada vez menores, seriam invisíveis ao olho humano e, segundo alguns pensadores, indivisíveis. Graças a essa propriedade, receberam o nome de átomos, termo que significa sem partes, em grego. 

• Os vários tipos de modelos atómicos:

Modelo atómico de Dalton – Dalton, admitiu que a matéria era constituída por pequenas esferas maciças invisíveis - os átomos. 

Modelo atómico de Thomson - Neste modelo, o átomo é constituído por uma esfera de carga eletrica positiva, na qual estão imersos os electrões com carga eléctrica negativa.

Modelo atómico de Rutherford - Neste modelo, o átomo é constituído por um núcleo, portador de carga eléctrica positiva, á volta do qual rodam os electrões, descrevendo orbitas elípticas.

Modelo atómico de Bohr - Neste modelo, o átomo é constituído por um núcleo, tal como no modelo de Rutherford, mas em que os electrões se movem em orbitais circulares em torno do núcleo, correspondendo a cada uma delas um nível de energia. Os electrões podem passar de uma orbita para outra por absorção. 

Modelo atómico actual - modelo da nuvem electrónica - Os cientista abandonaram a ideia de que o electrão descrevia uma trajectória definida em torno do núcleo e passaram a admitir que existem regiões de espaço onde há maior probabilidade de encontrar electrões - orbitais. 

*Um video retirado do YouTube, sobre a evolução do modelo atómico*

• Constituição do átomo:

-O átomo, é globalmente neutro, já que o numero de electroes é igual a numero de protões. 

- O protao e neutrao sao particulas com massa sensivelmente iguai; a massa do electrao é menor do que a massa do protao ou do neutrao. Sendo assim, a massa do átomo está quase na sua totalidade concentrada no núcleo.

-A carga do núcleo designa-se - carga nuclear e é igual à carga de todos os protoes que existem no nucleo. 

• Representação simbolica de um Elemento: 

-O numero atómico (Z) corresponde ao Nº de protoes que existem no núcleo do átomo.

Numero Atómico (Z) = Numero de Protões 

-O Numero de Massa (A) corresponde ao total de partículas (protões e neutrões) que existem no núcleo. 

Numero de Massa (A) = Nº de protoes + Nº de neutroes

A representação simbólica de um átomo faz-se da seguinte forma:

*Sendo X- o simbolo quimico do elemento; Z- o nº atomico; A- o nº de massa

• Distribuição electrónica: 

Os electrões giram em torno do núcleo do átomo porque se sentem atraídos por este. Esta atracção deve-se ao facto de estes terem carga oposta, os protões têm carga positiva, enquanto os electrões têm carga negativa e é esta diferença de carga que os leva a atrairem-se mutuamente.

Na nuvem electrónica apenas existem electrões, com carga negativa, e quando estes se aproximam demasiado uns dos outros, pelo facto de terem carga semelhante, vão-se repelir e afastar. Por esse motivo, os electrões "organizam-se" no espaço em torno do núcleo, mantendo-se o mais próximo possível do núcleo e ao mesmo tempo o mais afastado possível entre eles. Assim:

Cada um destes níveis pode ter um determinado número máximo de electrões. Os níveis mais próximos do núcleo "têm espaço" para menos electrões, enquanto os níveis mais afastados do núcleo "têm espaço" para mais electrões. Para saber o número de electrões que cada nível pode ter, aplica-se a expressão matemática:

Nº máximo de electroes do nivel = 2n²

*sendo "n", o nivel, que pode ter valor 1, 2, 3, (...) 

Aplicando a expressão e substituindo o n pelo número do nível obtém-se:

Como distribuir os electrões pelos respectivos níveis?:

Para distribuires os electrões pelos diferentes níveis em torno do núcleo, deves obedecer a algumas regras:

1.º - Começar a distribuir os electrões pelo nível de menor energia, o nível 1;

2.º - Quando o nível 1 estiver completo, começas a preencher o nível 2, e assim sucessivamente;

3.º - O ultimo nível com electrões não pode ter mais do que 8 electrões.

*Exemplo:

Podemos aplicar estas regras para distribuir os electrões em torno de um átomo de Cloro, cujo número atómico é 17. Se o número atómico é 17, então o átomo tem 17 protões e por isso 17 electrões. São estes 17 electrões que queremos distribuir em torno do núcleo. Utilizando as regras anteriore podemos começar a distribuir os electrões pelos níveis respectivos:

O primeiro nível a ser preenchido é o nível 1, e este só pode ter no máximo 2 electrões. Vamos representar os electrões por circulos pretos:

Dos 17 electrões que tinhamos para distribuir, já só temos 15, porque 2 já estão no nível 1. Vamos agora preencher o nível 2, que pode ter no máximo 8 electrões: 

Agora já só restam 7 electrões, pois já distribuimos 10. Estes 7 electrões podem ocupar o nível seguinte, o nível 3:

Como já não temos mais electrões para distribuir, os níveis 4, 5, 6, ... ficam vazios:

Está completa a distribuição dos electrões pelos respectivos níveis electrónicos. Temos 2 electrões no nível 1, 8 electrões no nível 2 e 7 electrões no nível 3. A distribuição electrónica do átomo de Cloro é: 

17Cl → 2 - 8 - 7

• Formação de iões: 

Grande parte dos átomos, quando isolados, não são estáveis e, por isso, têm tendência a unir-se a outros átomos dando origem a moléculas, ou então ganham ou perdem electrões, dando origem a iões. A formação de iões vem da necessidade de os átomos terem o último nível de energia com electrões totalmente preenchido. Considera o exemplo do átomo de Cloro (Cl), com Número Atómico 17, já estudado anteriormente:

Este átomo tem 3 níveis de energia com electrões, e o último nível com electrões, o nível 3, apenas tem 7 electrões, não estando por isso completamente preenchido. Para estar completamente preenchido, o último nível com electrões deve ter 8 electrões (, à excepção dos casos em que o último nível com electrões coincide com o primeiro. Nesses casos são necessários apenas 2 electrões). Assim, este átomo de Cloro não é estável, e para se tornar estável pode...

-pode ganhar 1 electrão e fica com o último nível completamente preenchido;

-pode perder os 7 electrões do nível 3 e fica com o nível anterior completamente preenchido.

Como é fácil de compreender, é muito mais provável o átomo ganhar 1 electrão do que perder 7 electrões:

Como ganha 1 electrão, passa a ter excesso de cargas negativas, logo dá origem ao ião Cloreto, com carga mononegativa (-1).

• Tabela Periódica (T.P)

Os elementos químicos actualmente conhecidos estão organizados numa tabela – a Tabela Periódica.

Para a construção desta tabela, até à organização actual, contribuíram vários cientistas destacando-se os trabalhos de Dobereiner em 1817, e, mais tarde, de Newlands, Mendeleev,  Moseley , entre outros.

• Tabela Periódica Actual : 

• Estrutura da T.P: 

A organização da T.P está relacionada com a distribuição electrónica dos átomos dos elementos.

Os elementos estão distribuídos por ordem crescente do nº atómico.

A T.P. está organizada em 18 grupos que são as colunas verticais e 7 períodos que são as filas horizontais.

*Os elementos do mesmo grupo têm propriedades químicas semelhantes *

Quando a semelhança entre elementos do mesmo grupo é muito acentuada os grupos constituem famílias:

. Grupo1 – família dos metais alcalinos

. Grupo 2 - família dos metais alcalino-terrosos

. Grupo 17 -  família dos halogéneos

. Grupo 18 – família dos gases nobres.

Os elementos dos grupos 1,2,13 a 18 chamam-se elementos representativos sendo os restantes designados por elementos de transição.

• Localização dos elementos representativos na T.P.

-Grupo: o nº de electrões de valência destes elementos coincide com o algarismo das unidades do grupo com excepção do hélio que tem 2 electrões mas pertence ao grupo 18.

-Período: o período a que pertence estes elementos coincide com o nº de níveis.

• A T.P. como fonte de informação:

• Variação do raio atómico:

-Ao longo do grupo - cada novo elemento apresenta mais uma camada na nuvem electrónica, estando os electrões periféricos, em média, mais afastados do núcleo. Por isso o raio atómico aumenta.

-Ao longo do período – de elemento para elemento o nº de electrões e a carga nuclear aumenta numa unidade. No entanto, os electrões vão ocupar orbitais da mesma camada mas sujeitos a uma maior atracção nuclear, provocando por isso uma contracção da nuvem e, portanto uma diminuição do raio atómico.

*Queres decorar a tabela periódica mas não sabes como?! Entao vê lá isto....*

• Ligações Químicas: 

-->Notação de Lewis: 

Fig. 2 - o nº máximo de electrões na camada de valência é de 8. Devem ser distribuídos de acordo com as posições indicadas acima. 

Fig.2 - Como distribuir os electrões de valência em volta dos símbolos químicos.

Já vimos que o número máximo de electrões, na camada de valência é de 8. Para cada um dos átomos deves determinar o nº de electrões de valência e depois distribuir de acordo com a fig. ao lado. 

Exemplo: Átomo de Oxigénio

-O seu nº atómico e de 8

-Distribuição electrónica; 2:6

Logo, o átomo de oxigénio tem 6 electrões de valência (do ultimo nível). 

Como podes ver na fig.2, dois electrões ficam sozinhos e quatro ficam em pares de 2. Os electrões que ficam agrupados em pares, chamam-se electrões não ligantes. Aqueles que ficam sozinhos, têm que se juntar a outros electrões de um outro átomo, passando a ser partilhados pelos dois átomos ligados entre si.

*NOTA*: A distribuição dos electrões em volta do símbolo químico tem de ser sempre pela ordem indicada na fig. Os 1ºs quatro têm que ficar sozinhos ( um em cada canto) e os outros 4 a seguir é que vão fazendo par com os que já estão lá.

Vamos ver alguns exemplos de como prever a ligação covalente nas moléculas, usando a notação de Lewis.

• Ligação covalente:

As ligações covalentes são ligações químicas onde acontece a partilha de pares de electrões entre átomos ligados. 

As ligações covalentes podem ser simples - partilha de um par de electrões

Podem ser duplas - partilha de 2 pares de electrões: 

E podem ser triplas - partilha de 3 pares de electrões:

• Ligação iónica: 

Os átomos dos metais alcalinos e alcalino-terrosos têm tendência a perder os electrões de valência e os átomos dos halogéneos apresentam tendência para captar um electrão. Deste modo, os iões ficam ligados por uma força de atracção de natureza electrostática. Na ligação iónica- há transferência de electrões entre átomos. 


exemplo:

• Ligação Metálica: 

Nos metais, os electrões de valência encontram-se praticamente livres, sendo partilhados pelos diferentes átomos que os constituem. Este conjunto de electrões formam a -ligação metálica. 


Exemplo:

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Se precisares de uma ajuda extra, aqui tens (; 

• Moléculas polares e apolares

-Moléculas polares: a densidade electrónica da molécula está mais concentrada num dos átomos, criando um pólo negativo num átomo e um pólo positivo no outro átomo. Esta ligação é constituida entre átomos de elementos diferentes. Ex: HF, HCl, (...)

-Moléculas apolares: a carga da nuvem electrónica da molécula distribui-se uniformemente pelos átomos que a constituem. Ligação constituída entre átomos do mesmo elemento. Ex: H*2, Cl*2, F*2  

• A Geometria Molecular

E assim, terminamos o nosso estudo da matéria de C.F.Q do 3º período!

*Se tiveres alguma dúvida, deixa-a no comentário*

Obrigada (: