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Jorge Mendes Página 1

ESCOLA BÁSICA E SECUNDÁRIA FRANCISCO SIMÕES

Apontamentos de FÍSICO QUÍMICA - Módulo 1 1ºAno

Curso Vocacional de Comércio

1. Estrutura atómica

1.1. Modelos atómicos

Ao longo dos tempos, foram surgindo diferentes modelos para explicar a forma e constituição de um átomo. À medida que a ciência progride, também progride a visão que o Homem tem do átomo, surgindo novos modelos que tentam explicar a sua constituição.

1.1.1. Modelo atómico de Dalton

Durante muito tempo pensava-se que os átomos tinham forma esférica e que eram indivisíveis. No século XIX, um cientista chamado John Dalton propôs um modelo de representação do átomo com base nas ideias da altura.

John Dalton (1766 - 1844)

Dalton caracterizou o átomo como sendo esférico, indivisível e indestrutível.

Modelo Atómico de Dalton


1.1.2. Modelo atómico de Thomson

Um cientista de nome Joseph Thomson realizou, no final do século XIX, uma série de experiências tirar novas conclusões sobre a constituição de um átomo

Joseph Thomson (1856 - 1940)

Thomson concluiu que o átomo não era apenas uma esfera indivisível como tinha dito Dalton. Esta esfera tinha carga positiva e no seu interior existiam partículas com carga eléctrica negativa, a que se dá o nome de electrões.

Modelo Atómico de Thomson

1.1.3. Modelo atómico de Rutherford

No início do século XX, um cientista de nome Ernest Rutherford propôs um novo modelo de representação do átomo, com base em novos estudos por ele realiza-dos.

Ernest Rutherford (1871 - 1937)

Após diversas experiências, Rutherford concluiu que:

a maior parte do átomo era espaço vazio;


na região central do átomo, a que chamou núcleo, concentra-se toda a massa do átomo;

o núcleo tem carga positiva;

os electrões giram em torno do núcleo, tal como os planetas em torno do Sol.

Modelo Atómico de Rutherford

1.1.4. Modelo atómico de Bohr

Niels Bohr, um cientista dinamarquês que já tinha trabalhado com Ernest Ruther-ford, completou em 1913, o Modelo Atómico de Rutherford.

Niels Bohr (1885 - 1962)

Bohr concluiu que:

os electrões se movem em torno do núcleo com órbitas circulares;

a cada órbita corresponde uma determinada energia;

os electrões com mais energia movem-se em órbitas mais afastadas do núcleo.


Modelo Atómico de Bohr

1.1.5. Modelo da Nuvem Electrónica

O modelo atómico tido como o mais correcto, com base nos conhecimentos que hoje temos, é o Modelo da Nuvem Electrónica.

Modelo da Nuvem Electrónica

Este modelo diz que:

a zona central do átomo, a que se dá o nome de núcleo, é constituída por protões (partículas com carga positiva) e neutrões (partículas com carga neutra);

à volta do núcleo do átomo giram os electrões;

os electrões não têm órbitas bem definidas, possuem antes movimentos aleatórios em torno do núcleo do átomo;

na nuvem electrónica, há electrões que se encontram preferencialmen-te mais próximos do núcleo e outros que se encontram preferencial-mente mais afastados;


o núcleo é muito pequeno quando comparado com o tamanho da nu-vem electrónica. É possível por isso concluir que a maior parte do áto-mo é espaço vazio.

1.2. Constituição dos átomos

Segundo o modelo da Nuvem Electrónica, os átomos têm uma zona central (o núcleo) à volta da qual giram os electrões, num movimento desordenado, naquilo a que se chama de Nuvem Electrónica. Esta Nuvem Electrónica representa a probabilidade de encontrar o electrão no espaço em torno do núcleo. Quanto mais carregada for a nuvem, maior a probabilidade de um electrão passar nesse local.

1.2.1.Partículas constituintes do átomo

O núcleo do átomo é formado por neutrões e por protões, enquanto a nuvem electró-nica é formada por electrões.

Como o núcleo do átomo tem protões na sua constituição, e cada protão tem car-ga positiva +1, então pode-se concluir que o núcleo do átomo tem carga positiva. A nuvem electrónica, como é formada por electrões, tem carga negativa. Segundo o Modelo da Nuvem Electrónica, a carga total do átomo é sempre neutra, o que significa que a carga positiva do núcleo deve ser suficiente para anular a carga negativa da nuvem electrónica.

Exemplo :

Considera um átomo de Cloro (Cl) com 17 protões no núcleo e 17 electrões na nuvem electrónica. Demonstrar que a carga eléctrica total deste átomo é neutra (0). Come-çamos por efectuar a contagem de cargas positivas e negativas:


Fazendo o balanço total das cargas:

Desta forma fica provado que a carga total do átomo de Cloro é neutra (0), pois a carga do núcleo (positiva) e a carga da nuvem electrónica (negativa) anulam-se.

1.2.2. Representação simbólica de um átomo

1.2.2.1. Número atómico (Z)

O Número Atómico (Z) corresponde ao número de protões que existem no núcleo do átomo.

Número Atómico (Z) = Número de Protões

Exemplo:

Um átomo de Cloro tem 17 protões no núcleo. O Número Atómico do Cloro é 17.

1.2.2.2. Número de massa (A)

O Número de Massa (A) corresponde ao total de partículas (protões e neutrões) que existem no núcleo do átomo.

Número de Massa (A) = Número de Protões + Número de Neutrões

Exemplo: Um átomo de Cloro com 17 protões e 18 neutrões tem Número de Massa 35:

Número de Massa = Número de Protões + Número de Neutrões↔

Número de Massa = 17 + 18↔

Número de Massa = 35

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


Sendo X o símbolo químico do elemento, Z o Número Atómico e A o Número de Mas-

sa.

1.2.3.A 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 atraírem-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 seme-lhante, 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:

há electrões que giram preferencialmente mais próximos do núcleo;

há electrões que giram preferencialmente mais afastados do núcleo.

Aqueles que giram mais próximos do núcleo são os de menor energia, enquanto os que giram mais afastados do núcleo são os de maior ener-gia.

No espaço em torno do núcleo temos então diferentes níveis de proximidade ao núcleo, onde giram os electrões (já sabes que os electrões não têm órbitas bem definidas em torno do núcleo e que o Modelo de Bohr não é o mais correcto e ac-tual para explicar o átomo. Ainda assim, vamos partir dele para explicar a organi-zação dos níveis electrónicos em torno do núcleo do átomo):

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:

N.º máximo de electrões do nível = 2n2

sendo n o nível, que pode ter valor 1, 2, 3, ...

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


Para distribuíres 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 as-sim sucessivamente;

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

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 dis-tribuir em torno do núcleo. Utilizando as regras anteriores 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 círculos pretos:

Dos 17 electrões que tínhamos 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 distribuímos 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 va-zios:

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


1.2.4. A formação de iões

Grande parte dos átomos, quando isolados, não são estáveis e, por isso, têm ten-dência 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:

Sabendo o Número Atómico (17) sabe-se também o número de Protões(17).

Num átomo, o número de Protões, 17, terá que ser igual ao número de Electrões,

também 17. Tal como já viste anteriormente, os electrões do átomo de Cloro distribuem-se por 3 níveis de energia. A sua distribuição electrónica é:

17Cl → 2 - 8 - 7

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 preenchi-do. 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 pre-enchido;

pode perder os 7 electrões do nível 3 e fica com o nível anterior com-pletamente 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).

1.3. Substâncias Puras e Misturas de Substâncias

Os materiais podem ser classificados em Substâncias Puras ou em Misturas de Substâncias. Muitos dos materiais que nos rodeiam resultam da mistura de subs-tâncias puras, dando origem a misturas. Consideram-se então:

Substâncias Puras todos os materiais constituidos apenas por uma substância;

Misturas de Substâncias todos os materiais constituidos por duas ou mais substâncias puras.

Por exemplo:


O Ar é uma Mistura de Substâncias Puras. Algumas das Substâncias Pu-ras que se encontram no ar são o Azoto, o Oxigénio, o Dióxido de Car-bono, o vapor de Água, entre outras.

A Água do Mar é uma Mistura de Substâncias Puras. Algumas das Subs-tâncias Puras que se encontram na Água do Mar são a Água, o Cloreto de Sódio, o Oxigénio, entre outras.

A Areia da Praia é uma Mistura de Substâncias Puras. A Areia da Praia é constituída por Sílica e muitos outros minerais.

1.3.1. Substâncias elementares e substâncias compostas

As Substâncias Puras podem ser divididas em Substâncias Elementares e Substân-cias Compostas:

Substâncias Elementares

No Oxigénio produzido pelas plantas, todas as moléculas são constituídas apenas por dois átomos do mesmo elemento, átomos de Oxigénio. Por esse motivo esta subs-tância é elementar.

Substâncias Compostas

Na água pura, todas as moléculas são constituídas por átomos de elementos diferen-tes, 1 átomo de Oxigénio e 2 átomos de Hidrogénio. Por esse motivo esta substância é composta.


1.3.2. Misturas de substâncias

Como exemplo de Mistura de Substâncias temos:

O ar atmosférico é constituído por vários gases. Neste caso temos uma amostra de ar com 2 substâncias diferentes, água (moléculas de água) e Oxigénio (moléculas de Oxigénio). Por esse motivo a amostra é considerada uma mistura de substâncias.

2. Símbolos e Fórmulas Químicas

A linguagem dos químicos é uma espécie de linguagem universal. Isso quer dizer que quando a utilizamos, podemos comunicar com os químicos de todo o mundo. Os químicos recorrem a fórmulas químicas, para representarem as transformações que ocorrem à nossa volta. Para saberes escrever essas fórmulas químicas, é necessá-rio conheceres primeiro os símbolos químicos que podes utilizar. É como aprender o alfabeto, antes de saber escrever. A línguagem dos químicos é uma espécie de linguagem universal. Isso quer dizer que quando a utilizamos, podemos comunicar com os químicos de todo o mundo. Os químicos recorrem a fórmulas químicas, para representarem as transformações que ocorrem à nossa volta. Para saberes escrever essas fórmulas químicas, é necessário conheceres primeiro os símbolos químicos que podes utilizar. É como aprender o alfabeto, antes de saber escrever. Não precisas de saber todos os símbolos químicos de cor. Podes consultar a tabela periódica dos elementos químicos, onde se encontram representados todos os elementos que conhecemos atualmente. No caso da química, o alfabeto é composto pelos elementos químicos que compõem a Tabela Periódica. Cada elemento é designado por um símbolo. Normalmente, o símbolo lembra o nome do elemento. Por exemplo:

cloro = Cl,

carbono = C,

oxigénio = O.

Os químicos utilizam letras e números para representar as substâncias que conhecem - são as fórmulas químicas


Figura - Fórmulas químicas

Conjuntos de letras e números são usados para representar substâncias Porém, alguns elementos são tão antigos que possuem o seus nomes em Latim, a língua universal dos cientistas daquela época, como, por exemplo:

aurum (ouro) = Au,

argentum (prata) = Ag,

cuprum (cobre) = Cu e

plumbum (chumbo) = Pb.

Observa que os símbolos químicos apresentam sempre a primeira letra em maiúscula e a segunda (e em alguns casos a terceira) em minúscula. Agora que já conheces os símbolos que compõem o alfabeto dos químicos, já podemos escrever as palavras que na linguagem química chamamos de fórmulas. As fórmulas químicas surgem quando unimos os elementos químicos de maneira a formar as substâncias. Por exemplo, quando queremos dizer água usando a linguagem química, escrevemos a sua fórmula: H2O. O que será que significa esse índice numérico? Ele indica o número de átomos desse elemento presentes na substância. No caso da água, ela é composta por três átomos (2+1), sendo 2 átomos do elemento hidrogénio (H) e 1 átomo do elemento oxigénio (O). Se queremos representar o dióxido de carbono, escrevemos: CO2. O dióxido de carbono também é constituído por três átomos (1+2), 1 átomo de carbono (C) e dois átomos de oxigénio (O).

3. Tabela Periódica

3.1. Evolução da Tabela Periódica Vários cientistas sentiram a necessidade de organizar os elementos conhecidos em tabelas, de modo a salientar propriedades comuns. Assim, em 1661, Robert Boyle escreveu o seguinte: “os elementos são certos corpos primitivos e simples que não são formados por outros corpos e que são os ingredien-tes de que se compõem todos os corpos compostos.” Antoine Lavoisier, adoptou o conceito de elemento em 1789. Resolveu classificar os cerca de 30 elementos então conhecidos em metais, gases não-metais e elementos terrosos. Esta terá sido a primeira tentativa de ordenação sistemática dos elementos. Em 1829, Johann Döbereiner estabeleceu as tríadas – grupos de três elementos com propriedades semelhantes e organizadas por ordem crescente de massas atómicas. Em 1862, Alexandre de Chancourtois organizou os elementos por ordem crescente de massas atómicas, colocou-os sobre uma linha helicoidal que recobria uma superfície cilíndrica formando como que um caracol – o caracol de Chancourtois. Em 1864, John Newlands organizou os elementos por ordem crescente de massas atómicas, de tal modo que os elementos com propriedades semelhantes repetiam-se em intervalos de 8, isto é o oitavo elemento, a partir de um qualquer, apresentava propriedades semelhantes às do elemento considerado


como ponto de partida – Lei das oitavas. Em 1872, Dmitri Mendeleev publicou uma tabela periódica baseada na repetição pe-riódica e regular das propriedades dos elementos, onde dispunha os cerca de 60 ele-mentos até então conhecidos, por ordem crescente de massas atómicas, as suas pro-priedades variavam de forma regular. Os elementos foram, dispostos por Mendeleev, em linhas horizontais e verticais, por ordem crescente de massas atómicas, mas deixando espaços vazios destinados aos elementos que, na sua opinião, viriam a ser descobertos. Esta foi a primeira Tabela Periódica.

Tabela Periódica proposta por Mendeleev

Em 1913, Henry Moseley estabeleceu o conceito de número atómico, identificando-o com a carga positiva do núcleo dos átomos de cada elemento, verificando que esse número coincidia com o número de ordem do elemento na Tabela Periódica. De acordo com a Lei Periódica de Moseley, as propriedades dos elementos repetem-se periodicamente quando estes são colocados por ordem crescente de número ató-mico. É nesta lei periódica que se baseia a Tabela Periódica actual.

3.2. Organização da Tabela Periódica atual

A Tabela Periódica actual está organizada em 18 grupos e 7 períodos. Os elementos, que se situam nos grupos 1,2,13,14,15,16,17 e 18, são denominados de elementos representativos. Os elementos, que se situam nos grupos 3,4,5,6,7,8,9,10,11 e 12, são denominados de elementos de transição.


3.3. Localização dos elementos na Tabela Periódica : grupo e período

Na Tabela Periódica os elementos químicos estão dispostos por ordem crescente de número atómico, segundo linhas designadas por períodos. Actualmente a Tabela Pe-riódica está organizada em sete períodos. O conjunto dos elementos dispostos na mesma linha pertence ao mesmo período. A Tabela Periódica também está organizada segundo 18 colunas de elementos químicos. Cada uma destas colunas tem o nome de grupo. O conjunto de elementos dispostos na mesma coluna pertence ao mesmo grupo. Alguns grupos têm nomes próprios

Relação entre a posição (grupo e período) dos elementos representativos na Tabe-la Periódica e as respectivas distribuições electrónicas Os elementos do mesmo grupo têm igual configuração electrónica de valência. É da configuração electrónica de valência que dependem as propriedades químicas. O número do período a que pertence um elemento coincide com o número do último nível de energia. Nos grupos 1 e 2 dos elementos representativos, o número do grupo é igual ao núme-ro de electrões de valência; nos grupos 13 a 18 (até Z=18) o número do grupo obtém-se adicionando 10 ao número de electrões de valência. A posição dos elementos na Tabela Periódica tem relação directa com a distribuição electrónica dos átomos dos seus elementos. Assim: • A distribuição electrónica determina a estrutura da Tabela Periódica; • Elementos do mesmo grupo possuem o mesmo número de electrões de valência, o que lhes confere comportamento químico semelhante. Exemplo: O Lítio, 3Li, pertence ao 2º período e ao grupo 1. Porquê? • A configuração electrónica do lítio é: 2 - 1, pelo que o lítio tem 1 electrão de va-lência. • O lítio pertence ao grupo 1 da Tabela Periódica porque tem 1 electrão de valência e é um elemento representativo. • O lítio pertence ao 2º período da Tabela Periódica porque tem os electrões distri-buídos por dois níveis de energia.

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