Tabela Periódica dos Elementos

Atualmente, são conhecidos 118 elementos (naturais e artificiais):

• 90 naturais;
• 28 artificiais (sintetizados em laboratório);

Na Tabela Periódica os elementos formam:

• 18 colunas verticais - GRUPOS
• 7 linhas horizontais - PERÍODOS

Os grupos são constituídos por elementos com propriedades químicas semelhantes, os quais formam famílias de elementos. Alguns grupos têm designação própria:

• Grupo 1 - grupo dos metais alcalinos
• Grupo 2 - grupo dos metais alcalino-terrosos 
• Grupo 17 - grupo dos halogéneos
• Grupo 18 - grupo dos gases nobres

O número das unidades de cada grupo = nº de eletrões de valência do elemento.

O nº do período = nº de níveis de energia que o elemento tem.

Bibliografia:
-Ciências Físico-Químicas; 9º Ano; FQ - Viver Melhor na Terra; M. Neli G. C. Cavaleiro; M. Domingas Beleza

Iões

Um ião é um átomo ou molécula que perdeu ou ganho eletrões.
A tendência de qualquer átomo é ser/ficar estável (último nível de energia totalmente preenchido - 8 ou totalidade dos eletrões)

ex:
Átomo de Sódio (Na)
-11 eletrões (carga -)
-11 protões (carga +)

- Distribuição eletrónica: 2-8-1 (irá perder este último eletrão transformando-se num ião sódio)

Ião Sódio (Na+)
-10 eletrões (carga -)
-11 protões (carga+)
- Distribuição eletrónica: 2-8 (último nível de energia totalmente preenchido)

Um átomo só pode libertar ou ganhar até 3 eletrões

Bibliografia:
-Ciências Físico-Químicas; 9º Ano; FQ - Viver Melhor na Terra; M. Neli G. C. Cavaleiro; M. Domingas Beleza

Distribuição eletrónica

A distribuição eletrónica é a distribuição dos eletrões pelos diferentes níveis de energia (n). Esta distribuição é realizada a partir do nível de energia mais baixo (n=1) para os mais elevados.

O nº máximo de eletrões que um nível de energia pode conter é calculado através da expressão:

2n^2

n=1 > 2*1^2 =2

n=2 > 2*^2 =8

n=3 > 18

n=4 > 32

.

.

.

Se os níveis de energia não contiverem a totalidade da sua capacidade, só podem conter até 8 eletrões. 

Distribuição eletrónica do átomo de Potássio (K) - sabendo que tem 19 eletrões:

• K: 2-8-9     Errado
• K: 2-8-8-1  Correto

Eletrões de valência - eletrões que se encontram no último nível de energia

O potássio (2-8-1) tem 1 eletrão de valência.

Bibliografia:
-Ciências Físico-Químicas; 9º Ano; FQ - Viver Melhor na Terra; M. Neli G. C. Cavaleiro; M. Domingas Beleza

Constituição do átomo

Constituição do átomo de carbono (C):

• 6 protões (carga+) > núcleo
• 6 neutrões (carga neutra) > núcleo
• 6 eletrões (carga -) > nuvem eletrónica
• maior probabilidade de encontrar eletrões - junto ao núcleo.

Constituição do átomo de Hidrogénio:

• existem três isótopos de Hidrogénio:

Prótio (Hidrogénio-1)      Deutério (Hidrogénio-2)      Tritío (Hidrogénio-3)

-1 protão                             -1 protão                                -1 protão

-0 neutrões                          -1 neutrão                               -2 neutrões

-1 eletrão                             -1 eletrão                                -1 eletrão 

Os três isótopos têm em comum o Número atómico.

Os três isótopos têm diferente número de neutrões e por isso diferente número de massa.

Nuclido:

• é a representação esquemática de qualquer átomo
• A- número de massa
• Z - número de atómico
• X- símbolo do elemento químico

CONCEITOS

• Isótopos - átomos do mesmo tipo, ou seja, átomos do mesmo elemento químico, com número atómico igual mas diferente número de neutrões e por isso diferente número de massa. Cada isótopo de um elemento é caracterizado pelo seu número de massa. ex: H-1 (número de massa=1)
• Nº Atómico- nº de protões. Representa-se pela letra Z.
• Nº de neutrões - representa-se pela letra N
• Nº de massa - Representa-se pela letra A. A=Z+N

Átomos

O que são:

• constituintes da matéria;
• partículas muito pequenas e sem forma definida;
• só são visíveis através do microscópio;
• não têm todos o mesmo tamanho.

Medidas de tamanhos:

• Considerando que têm forma esférica, podemos comparar os seus tamanhos através dos valores dos seus diâmetros.
• Os valores dos diâmetros atómicos exprimem-se normalmente num submúltiplo do metro, o picómetro (pm).

1pm = 0,000 000 000 001 m

1pm = 10^-12

Massa Atómica Relativa:
Os átomos que constituem a matéria têm massa, mas como são muito pequenos, a sua massa também o é. 
Assim, é necessário recorrer à massa atómica relativa:

• é a massa atómica em relação a um padrão (massa do átomo mais leve de Hidrogénio, Hidrogénio-1)
• Representa-se pelas letras Ar
• não é um número inteiro porque é uma média ponderada que tem em conta a massa dos vários isótopos naturais e a sua abundância na natureza:

Ar= (massa isótopo1*sua abundância+massa isótopo2*sua abundãncia...)/100

• Uma vez que a massa atómica relativa do Oxigénio (Ar(O)) é 16, o Oxigénio é 16x maior que a massa do átomo Hidrogénio-1.

Bibliografia:
-Ciências Físico-Químicas; 9º Ano; FQ - Viver Melhor na Terra; M. Neli G. C. Cavaleiro; M. Domingas Beleza

Modelos atómicos

Os modelos atómicos surgiram devido à necessidade, dos cientistas e estudiosos, de tentar definir e/ou representar o átomo. Para isso os cientistas baseavam-se nas observações das experiências que realizavam para criar essas imagens representativas, imagens essas que foram mudando ao longo dos tempos.

Diferentes modelos atómicos:

• Modelo atómico de Dalton: criado no início do século XIX pelo cientista John Dalton imaginando os átomos como corpúsculos indivisíveis e indestrutíveis comparáveis a uma bola de bilhar.

Modelo atómico de Thomson: criado pelo  físico Joseph Thomson nos finais do século XIX com base em experiências realizadas com tubos de descarga cujos resultados eram a formação de uma fluorescência esverdeada quando na presença de um gás rarefeito no seu interior. Essa fluorescência era independente da natureza do gás e do metal que formava os elétrodos. Thomson referiu que o choque do vidro com partículas de carga elétrica negativa provenientes do cátodo era o que originava este resultado. Essas partículas passaram a ser designadas por eletrões. Assim Joseph Thomson imaginou o primeiro modelo de átomo divisível que consistia na presença de eletrões (com carga negativa) nos átomos (corpúsculos com carga positiva). A carga global seria nula.

• Modelo atómico de Rutherford: criado no início do século XX pelo cientista neozelandês Ernest Rutherford. Através de uma experiência, imaginou melhor o interior dos átomos: núcleo muito pequeno com carga positiva e onde se concentra toda a massa do átomo; eletrões com carga negativa em movimento à volta do núcleo. Surgindo o primeiro modelo planetário do átomo.

Experiência feita por Rutherford

Novo modelo atómico (proposto por Rutherford) semelhante ao Sistema Solar

• Modelo atómico de Bohr: criado em 1913 por Niels Bohr para completar o modelo proposto anteriormente (por Rutherford). Bohr concluiu que: os eletrões se moviam à volta do núcleo em órbitas circulares; a cada órbita corresponderia um determinado valor de energia; quanto mais energia tiver a órbita, mais longe se encontra do núcleo.

• Modelo da nuvem eletrónica: o modelo atómico atual. Os eletrões dos átomos movem-se de modo desconhecido e a grandes velocidades, o que forma a nuvem eletrónica (espécie de nuvem não uniforme. A nuvem eletrónica é mais densa próximo do núcleo onde será mais provável encontrar eletrões.

Bibliografia:

-Ciências Físico-Químicas; 9º Ano; FQ - Viver Melhor na Terra; M. Neli G. C. Cavaleiro; M. Domingas Beleza

Boa Sorte

Mais um ano letivo, mais uma etapa. Desta vez, o 9º Ano. Espero ajudar todos os que consultarem este blogue. Este ano, vou tratar os seguintes temas: 

• Classificação dos materiais:

          -estrutura atómica;
          -propriedades dos materiais e tabela periódica dos elementos                        químicos;
          -ligação química.

• Em trânsito:

          -movimentos e forças;

          -segurança e prevenção;

• Sistemas elétricos e eletrónicos:

          -circuitos elétricos;

          -eletromagnetismo;

          -circuitos eletrónicos e aplicações da eletrónica

BOA SORTE!!