FQtabperiodicaestruturaatomica

Documentos de apoio
José Pina
MÓDULO Q7
FÍSICA E QUÍMICA

AGRUPAMENTO DE ESCOLAS DO FUNDÃO
CURSO PROFISSIONAL – TÉCNICO DE ANÁLISE LABORATORIAL – PTAL 14
FÍSICA E QUÍMICA – 2014/2015
Documento de apoio nº 1 – Módulo Q2
Os materiais
Não passa de uma afirmação comum dizer que o mundo é constituído por uma grande variedade de
materiais e que tal diversidade levou à necessidade de os classificar. Acontece que a categorização dos
materiais depende dos critérios utilizados.
Por exemplo, se o critério escolhido for o estado físico, os materiais serão classificados em sólidos,
líquidos e gasosos. Se o critério for a sua existência ter a ver ou não com a intervenção da ação do
homem classificam-se em manufaturados (artificiais) e em naturais. Uma outra classificação possível
pode ser a sua origem e neste caso são classificados como sendo de origem mineral, vegetal ou animal…
Também não oferece grande dúvida que a grande maioria dos materiais que nos rodeiam são
constituídos por mais do que um elemento químico pois estes são pouco mais de uma centena,
devidamente colocados na tabela periódica, e são muitos milhões os diferentes materiais disponíveis.
Torna-se assim pertinente classificar os materiais em substâncias e em misturas de substâncias [as
dispersões]. Quanto às substâncias, podemos classifica-las em elementares e compostas.
Mas independentemente da classificação por que optemos há uma questão que se coloca:
- Afinal o que é um material, o que é a matéria?
Tudo o que tem massa e ocupa um lugar no espaço!
Dispersões
Uma dispersão é uma mistura de duas ou mais substâncias em que as partículas de uma fase estão
disseminadas na outra fase. Existe, pois, uma fase dispersa e uma fase dispersante.
Comecemos por classificar as dispersões em homogéneas e heterogéneas. As dispersões homogéneas
designam-se por soluções. Quanto às dispersões heterogéneas identificamo-las como coloidais e
suspensões. Importa reter que o critério que sustenta esta classificação tem a ver com a dimensão das
partículas da fase dispersa.
Dispersão
Tamanho médio das partículas
dispersas em nanómetros [1x10
-9
m]
Homogéneas Soluções Entre 0 e 1nm
Heterogéneas Coloidais Entre 1 e 1000 nm
Heterogéneas Suspensões Maior do que 1000 nm

Pela importância cada vez maior que assumem no tempo presente apresentamos a classificação das
dispersões coloidais de acordo com o estado de agregação da fase dispersante e da fase dispersa. O
quadro apresenta essa classificação:
Como referido a dimensão média das partículas das dispersões coloidais varia entre 1 e 1000 nm e, por
isso, só são visíveis ao ultramicroscópio.
Como curiosidade e forma de enriquecimento do conhecimento apresentam-se exemplos de materiais
classificados como coloides:
Mousse [espuma líquida] Esferovite [espuma sólida]
Leite [emulsão] Queijo [emulsão sólida]
Spray [aerossol líquido] Fumo [aerossol sólido]
Pérola [sol sólido] Gelatina [gel] Pasta dentífrica [sol]

Documento de apoio nº 2
Estrutura atómica
A massa dos átomos é extremamente pequena pois o valor da massa dos protões ou dos neutrões é,
aproximadamente, 1,7x10
-27
kg. Perante este valor facilmente se compreende que se fale em massa
atómica relativa (Ar) e não em massa atómica absoluta.
A medida de uma grandeza, como a massa de um corpo, é determinada
comparando essa grandeza com uma outra adotada como padrão de
referência. Assim a massa atómica relativa é obtida por comparação com
uma unidade que corresponde a um doze avos da massa do átomo de
carbono 12 (o isótopo mais abundante do elemento carbono -
12
C).
Surge deste modo a unidade massa atómica de símbolo u.
1 u é igual a C12
12
1
m , esta massa é aproximadamente igual à massa de um protão.
A massa atómica relativa não tem unidades.
Os valores de massa atómica relativa de cada elemento encontram-se tabelados.
Acontece que quase todos os elementos químicos são constituídos por uma mistura de isótopos por
exemplo:
1
1H , 2
1H e 3
1H
Mais, os isótopos existem em diferentes quantidades!
Note-se o caso do elemento químico cloro com dois isótopos, o cloro 35 e cloro 37.
A abundância relativa dos isótopos de cloro-35 é de 76% e a dos isótopos de cloro-37 é de 24%. Isto
significa que numa amostra de cloro, 75,77 % dos seus átomos são do isótopo com número de massa 35
[17 protões e 18 neutrões no seu núcleo] e 24,23 % dos seus átomos são do isótopo 37, isto é átomos
com 17 protões mas 20 neutrões!
Coloca-se então a questão de saber como calcular a massa atómica relativa do elemento cloro.
A massa atómica relativa do elemento cloro calcula-se tendo em conta a massa atómica de cada
isótopo e a sua abundância.
Isótopos do cloro Massa atómica (u) Abundância (%)
35
Cl 34,97 75,77
37
Cl 36,97 24,23
 
100
97,3623,2497,3477,75 
ClAr
Ar (Cl) = 0,7577 x 34,97 + 0,2423 x 36,97 = 35,45

Estrutura atómica
Embora os eletrões presentes nos átomos sejam todos iguais a sua energia é diferente e relaciona-se
com o modo como estão organizados no espaço à volta do núcleo, que os atrai. Figurativamente,
podemos considerar que os electrões têm de lutar para obter o seu espaço no átomo pois para além de
serem atraídos para o núcleo existem em jogo forças de natureza repulsiva entre eles. Mais, tratando-se
de cargas negativas em movimento originam um campo eletromagnético que influencia a posição de
todos eles. Quanto mais afastado do núcleo estiver o eletrão maior é a sua energia embora o seu valor
não possa ser qualquer.
Basicamente os eletrões distribuem-se por níveis e o seu número está limitado por uma regra simples: o
número máximo de eletrões num dado nível, camada, é igual a 2n
2
onde n representa o número do
nível. Acresce que o nível mais exterior está limitado a um máximo de 8 electrões, os eletrões de
valência, e são precisamente estes eletrões que determinam as propriedades químicas do elemento e
são, por isso, responsáveis pelo modo como um átomo interage com outros.
Esquematicamente a representação dos eletrões de valência foi proposta por Lewis. Nesta notação o
símbolo químico do elemento representa o núcleo do átomo e os eletrões mais interiores e surge
rodeado por pontos ou cruzes que representam os eletrões de valência. O número de prontos ou cruzes
é igual ao número de electrões de valência.

Tabela periódica – 1ª energia de ionização
Como sabemos os eletrões presentes nos átomos são todos iguais mas a sua energia é diferente e
relaciona-se com o modo como estão organizados no espaço à volta do núcleo, que os atrai. Em
determinadas circunstâncias os átomos absorvem energia e, no limite, a energia absorvida é suficiente
para separar o eletrão mais externo da ação do núcleo e surge uma partícula carregada positivamente,
um catião, um ião positivo.
A energia mínima necessária para remover o electrão mais afastado do núcleo do átomo, no estado
gasoso, designa-se por primeira energia de ionização.
A perda de eletrões tem como consequência a diminuição do tamanho da partícula pois a atração do
núcleo sobre os restantes eletrões intensifica-se pois o número de protões permanece constante e as
forças de repulsão entre os eletrões diminuem. Como consequência do aumento de intensidade da
força do núcleo sobre os eletrões será necessária mais energia para retirar mais eletrões. A título de
exemplo considere-se o caso do sódio. A primeira energia de ionização corresponde a 496 kJ/mol; a
segunda corresponde a 4560 kJ/mol e a terceira energia, remoção de um terceiro eletrão, a 6813
kJ/mol.
1ª Energia de ionização
Genericamente podemos afirmar que quanto maior for o tamanho do átomo menor será o valor da 1ª
energia de ionização. Assim, para os elementos de um mesmo grupo é de esperar um valor maior da
primeira energia de ionização para os átomos mais pequenos e um aumento da primeira energia de
ionização à medida que se avança no período pois o raio atómico diminui.
A energia de 1ª ionização diminui ao longo do grupo e aumenta ao longo do período. Porquê?
Ao longo de um grupo aumenta o número de níveis de
energia e os eletrões de valência estão cada vez mais
afastados do núcleo. Os eletrões mais afastados são menos
atraídos e a sua remoção requer menos energia.
Ao longo de um período, o número de níveis de energia com
eletrões é o mesmo mas, com o aumento do número
atómico, vai aumentando a carga nuclear. Os átomos são
mais pequenos e a intensidade da força que com os eletrões
são atraídos para o núcleo é maior, a sua remoção requer
mais energia.

Tabela periódica – 1ª energia de ionização
Observar o gráfico construído a partir dos valores da 1ª energia de ionização para os primeiros 37
elementos.
Exercício
Na tabela apresentam-se três valores para a primeira energia de ionização dos átomos no estado gasoso e no
estado fundamental para três elementos.
Elemento [a letra não
corresponde ao símbolo químico]
1ª energia de ionização [kJ/mol]
Y 520
K 1086
W 2081
Tendo em atenção que na Tabela Periódica a energia de ionização tem tendência geral a diminuir ao longo do
grupo e a aumentar ao longo período, identifica, a sequência [a, b, c, d, e ou f] a que correspondem o Y, K e
W.
a. N, Li, Ne b. Ne, N, Li c. Li, Ne, N d. Ne, Li, N e. Li, N, Ne f. N, Ne, Li

Ligação química
A posição dos elementos na tabela periódica permite-nos antever da tendência para receber ou ceder
um ou mais dos seus eletrões de valência: os metais possuem uma forte tendência em perder eletrões
originado iões positivos e os não-metais, por oposição, tendem a capturar eletrões e transformam-se
em iões negativos, os aniões; diz-se, neste caso, que a sua eletronegatividade é alta e é esta
propriedade, que também distingue os elementos, que ditará, quando os átomos se ligam, o
aparecimento de ligações iónicas ou ligações covalentes.
A ligação iónica surge quando a diferença de eletronegatividade entre os
elementos é muito grande e surge naturalmente entre elementos metálicos e
elementos não-metálicos. A ligação iónica é a única em que há transferência de
eletrões de um átomo para outro pois formaram-se iões.
Ocorre entre um catião e um anião sendo, no fundo, o
resultado de uma atração eletrostática.
Já a ligação covalente ocorre entre elementos que possuem um valor relevante de
eletronegatividade ou seja ambos têm tendência para receber eletrões e nesse caso compartilham os
eletrões envolvidos na ligação química. A ligação que se forma classifica-se em simples, dupla ou tripla
conforme são compartilhados dois [um par de eletrões], quatro [dois pares de eletrões] ou seis eletrões
[três pares].

Exemplificando com a formação da molécula de hidrogénio.
A nuvem eletrónica encontra-se distribuída de forma informe. A ligação é covalente apolar.
Como a molécula é linear, também é apolar.
Numa molécula de água, como os átomos do elemento oxigénio têm maior
eletronegatividade do que os do elemento hidrogénio, os eletrões são
compartilhados mas a nuvem eletrónica não tem uma distribuição
uniforme pois os eletrões da ligação tendem a aproximar-se do oxigénio.
Forma-se uma ligação covalente, mas polar pois tende a surgir um excesso
de carga negativa centrado sobre o oxigénio. Como a molécula é angular,
também é polar. imagem retirada de naturlink
Quanto à ligação metálica, como o próprio nome indica, é caraterística dos elementos metálicos. No
estado sólido, os átomos dos metais organizam-se em formas geometricamente ordenadas, as redes
cristalinas. A estrutura cristalina é constituída por catiões envolvidos num mar de eletrões com forte
mobilidade, classificados como eletrões
livres, e que garantem a boa capacidade
dos metais conduzirem bem a
eletricidade o calor. Os eletrões livres,
são os eletrões de valência mais
fracamente ligados ao núcleo. Recorde-
se que os metais têm tendência para
ceder eletrões, logo baixos valores de
eletronegatividade.
modelo de ligação metálica

Ligação química
Basicamente tudo que vemos, tocamos e sentimos é feito a partir de um número relativamente pequeno
de elementos, pouco mais de uma centena, mas são muito poucos os elementos químicos que têm
existência independente. A situação mais comum é estarem quimicamente combinados com outros
elementos. Ainda assim, uma ligação química só ocorre se do arranjo final entre as espécies envolvidas
resultar numa nova espécie mais estável. Consideremos o caso da formação da molécula diatómica da
substância elementar hidrogénio [H2]:
Cada átomo de hidrogénio possui um protão no núcleo e uma nuvem electrónica com um único eletrão.
Os núcleos dos dois átomos repelem-se mutuamente pois são ambos positivos e o mesmo
comportamento ocorre entre os dois eletrões envolvidos. Assim, para que ocorra ligação química entre os
dois átomos de hidrogénio e surja uma molécula da substância elementar hidrogénio, a nuvem
electrónica tem que ser compartilhada entre os núcleos.
À medida que os dois átomos se aproximam ocorre interação entre as nuvens electrónicas e os eletrões
passam a ser atraídos por ambos os núcleos. Existe uma distância entre núcleos em que a atração é
máxima e a energia é mínima. Caso os átomos se aproximem mais as forças repulsivas entre os núcleos
conduz a um aumento de energia e não há formação de ligação química. A distância de equilíbrio onde a
energia é mínima designa-se por comprimento de ligação.
A investigação evidenciou que existem muitos tipos de ligação química. Entre eles destaca-se a ligação
iónica, a ligação covalente e a ligação metálica. Mas afinal o que são as ligações químicas?
As ligações químicas são interações elétricas entre átomos ou iões e estão fortemente
relacionadas com as configurações electrónicas das espécies envolvidas.

Geometria molecular:
Forma como os átomos estão espacialmente dispostos na molécula.
Da sobreposição das nuvens electrónicas dos átomos envolvidos na ligação química resulta uma nuvem
electrónica que pode ser representada por uma ligação simples, dupla ou tripla se, respetivamente
estiverem envolvidos na ligação dois, quatro ou seis eletrões. Estes eletrões designam-se por eletrões
ligantes. Mas qual a posição relativa ocupada pelos átomos que constituem uma dada molécula?
Se uma molécula é diatómica, constituída por dois átomos iguais ou diferentes, não é difícil prever a sua
geometria, é linear. Mas se uma molécula é constituída por três ou mais átomos, a resposta quanto ao
modo como se distribuem espacialmente não é imediata e requer mais informação. De qualquer modo a
geometria será sempre aquela que garanta para a molécula o valor mínimo de energia [máximo de
estabilidade]. O mínimo de energia corresponde à menor repulsão possível entre os pares de eletrões da
camada de valência que envolvem o átomo central da molécula o que é conseguido com o máximo de
afastamento possível entre eles.
Para prever a geometria de uma molécula é preciso conhecer quantos pares de eletrões estão à volta do
átomo central e recorrer à notação de Lewis. De seguida questionar qual a distribuição espacial que
garante o mínimo de repulsão entre eles. Importa ter em consideração que não é obrigatório que todos
os eletrões de valência participem nas ligações! Recorde-se que a regra do octeto estará presente para a
maioria dos casos e quando a ligação química envolve o átomo de hidrogénio aplica-se a regrado dupleto
[cada átomo de hidrogénio pode compartilhar no máximo um eletrão ficando com a sua camada de
valência completa].
Considerando o modo como os átomos se distribuem espacialmente podem classificar-se as moléculas
em lineares, angulares, trigonais planas [ou triangulares planas], piramidais e tetraédricas. Note-se que
existem outros tipos de geometria mas estes são os principais.
Imagens acedidas em: http://www.cjtmidia.com/quimicaavancada/index.php?option=com_wrapper&view=wrapper&Itemid=210
Qual a importância de conhecer a geometria molecular?
Influencia as propriedades da substância, nomeadamente os pontos de fusão e ebulição, a solubilidade, a
polaridade…

Eletronegatividade dos elementos e polaridade da ligação química
No documento de apoio nº 6 já tinha sido abordada a propriedade periódica designada por
eletronegatividade e a sua implicação nas ligações químicas. Consolidemos um pouco mais o nosso
conhecimento.
A eletronegatividade é uma propriedade que também
distingue os elementos e que ditará, quando os átomos se
ligam, o aparecimento de ligações iónicas ou ligações
covalentes. A figura evidencia que são os elementos não
metálicos os que possuem maiores valores de
eletronegatividade sendo o flúor [F] o que assume o valor
máximo. A escala de eletronegatividade baseia-se nos
cálculos realizados pelo químico Linus Pauling, designando-
se a escala pelo seu nome.
Mas o que se deve entender por eletronegatividade?
O conceito de eletronegatividade reflete a maior ou menor tendência que um átomo possui para aceitar
eletrões numa ligação química.
Uma elevada eletronegatividade indica uma grande capacidade de um átomo para atrair os eletrões da
ligação química!
Quando dois átomos iguais se unem para formar uma ligação química os eletrões envolvidos são
igualmente compartilhados por ambos os átomos, estamos perante uma ligação covalente. Numa
ligação iónica temos uma situação oposta a esta, pois um ou mais eletrões de um dos átomos transfere-
se para o outro! A ligação iónica surge quando a diferença de eletronegatividade entre os elementos é
muito grande, aproximando-se de 3 (três).
Geralmente, numa ligação química, os eletrões são
compartilhados de forma diferente pelos elementos envolvidos
pois as características dos seus átomos também são diferentes.
Consideremos como exemplo a ligação química entre o
hidrogénio e o flúor, no fluoreto de hidrogénio [HF], que envolve
um par de eletrões.
Como o átomo de flúor é mais eletronegativo do que o de
hidrogénio, tal significa que a nuvem electrónica devida ao par de
eletrões ligantes está mais próxima do núcleo do átomo de flúor.
Como consequência, a molécula é assimétrica do ponto de vista
elétrico. Isto é, há mais carga elétrica negativa junto de flúor e
menos junto do hidrogénio. Estamos perante uma ligação
covalente polar. O sinal δ
-
representa a região da molécula de
maior densidade eletrónica e o sinal δ
+
a região de menor
densidade eletrónica.

Documento de apoio nº1
Estrutura atómica
Os materiais que existem a Natureza, ou que são fabricados pelo Homem, são diversos na sua forma,
na sua cor, no seu cheiro, no seu estado físico, na sua dureza, na sua condutibilidade elétrica e em
tantas outras propriedades, mas todos eles são substâncias ou misturas de substâncias.
Mas como é constituída a matéria?
Será a matéria infinitamente divisível?
Atualmente considera-se que a matéria não é infinitamente divisível, mas sim constituída por
corpúsculos, que podem ser átomos, moléculas ou iões.
Aceitar que a matéria é constituída por corpúsculos é aceitar que ela é descontínua ou seja a matéria é
constituída por partículas de dimensão muito reduzida existindo espaços vazios entre elas.
Atualmente a comunidade científica admite que todas as substâncias são constituídas por átomos que
podem associar-se, formando moléculas. Estas partículas ou corpúsculos são as unidades estruturais
da matéria.
Note-se que a noção de átomo foi evoluindo ao longo do tempo
e hoje sabe-se que o átomo é constituído por partículas mais
pequenas. Estruturalmente todos os átomos possuem um
núcleo que contém protões [partículas com carga positiva] e
neutrões [partículas sem carga elétrica] e, à sua volta, na
designada nuvem eletrónica, localizam-se em movimento
permanente os eletrões [partículas com carga negativa].
Os átomos são eletricamente neutros pois o número de protões
é igual ao número de eletrões e como as moléculas são
constituídas por átomos também são eletricamente neutras. No
entanto estas partículas podem ficar carregadas eletricamente
por perda ou captura de eletrões e, nesse caso, as novas partículas dizem-se iões, positivos ou
negativos respetivamente.
É no núcleo, no centro do átomo, que se concentra a quase totalidade da massa do átomo, uma vez que
a massa dos eletrões é muito menor do que a dos protões ou dos neutrões. Podemos dizer qua a massa
do protão é sensivelmente igual à do neutrão e que a massa do eletrão é cerca de 1836 vezes menor do
que a destas partículas.
Apesar da enorme diversidade de materiais que existe na natureza ou que são fabricados são pouco
mais de uma centena os elementos químicos que estão na sua origem. Cada elemento químico é
representado por um símbolo químico, [uma letra maiúscula ou uma letra maiúscula e uma minúscula].
Acontece que a cada elemento químico corresponde um único tipo átomos e cada átomo tem
exatamente o mesmo número de protões – o número atómico [ Z ]. No entanto, conhecem-se átomos
do mesmo elemento químico com número diferente de neutrões, são os isótopos. Surge, assim, a
necessidade de os distinguir pois a sua massa é diferente. A soma do número de protões e de neutrões
designa-se por número de massa [ A ].
Representação típica dos átomos de um elemento
químico.

PTAL 14
átomos
número atómico
número de massa
isótopos
distribuição eletrónica

PTAL 14 Toda a matéria é constituída por átomos...
Núcleo - região constituída basicamente por dois tipos de
partículas:
- Protões [partículas que possuem massa e carga elétrica
positiva].
- Neutrões [partículas dotadas de massa semelhante à dos
protões mas não têm carga elétrica].
Nuvem eletrónica - região onde é provável encontrar os
eletrões (partículas que apresentam massa cerca de 1836
vezes menor do que a dos protões, dotadas de carga
elétrica negativa].

PTAL 14
Partículas fundamentais do átomo
partícula carga elétrica
protão +1
neutrão 0
eletrão -1
O átomo é eletricamente neutro consequência do número
de protões ser igual ao número de eletrões.
Recorda:
Se numa partícula o número de eletrões for maior do que o
número de protões estamos perante um ião negativo.
Se numa partícula o número de eletrões for menor do que o
número de protões estamos perante um ião positivo.

PTAL 14
Elementos químicos
 Os átomos são diferentes uns dos outros porque o número
de protões no núcleo é diferente.
 Número Atómico (Z): designa o número de protões que
existe no núcleo do átomo.
 Número de Massa (A): representa o número de partículas
existente no núcleo. Corresponde à soma do número de
protões mais o número de neutrões.
Nº de massa
Nº atómico

PTAL 14
Isótopos
 Na natureza existem átomos do mesmo elemento que
diferem no número de neutrões.
 Designam-se por isótopos os átomos do mesmo elemento
que diferem no números de massa!
 Isótopos de carbono:
Isótopos de hidrógeno:

PTAL 14
Modelo de Bohr
 Os eletrões giram à volta do núcleo em órbitas circulares.
 Aos eletrões estão associados valores de energia bem
definidos.
 Quando um eletrão absorve uma determinada quantidade
de energia ele salta para uma órbita(nível) mais energética.
 Os níveis mais próximos do núcleo possuem menor energia.
 Os eletrões podem saltar de nível para nível, mas nunca
permanecre entre eles.
 Cada nível pode contener um número máximo de eletrões.

PTAL 14
Distribuição eletrónica
 Os eletrões distribuem-se
sequencialmente pelos diferentes
níveis de energia, do menos ao
mais energético.
 O nº máximo de eletrões em
cada nível é determinado por
onde n representa o nº do nível.
 O último nível de energia não
pode ter mais do que 8 eletrões!
Nível Número
máximo de
eletrões
por nível
1 2
2 8
3 18
4 32

PTAL 14
Distribuição dos eletrões do potássio
19 protões; 19 eletrões; 20 neutrões
nível 1: 2e-
nível 2: 8e-
nível 3: 9e-
Mas o máximo
possível no
último nível
são 8 eletrões!
núcleo

PTAL 14
Assim os 19 eletrões são distribuídos do seguinte modo:
nível 1: 2e-
nível 2: 8e-
nível 3: 8e-
nível 4: 1e-

PTAL 14
Um dos eletrões ocupa
o quarto nível de energia!
nível 1: 2e-
nível 2: 8e-
nível 3: 8e-
nível 4: 1e-
Eletrão de valência
Distribuição ou
configuração
eletrónica
2;8;8;1
Nível de valência
Último nível
preenchido

PTAL 14
Regra do octeto
formação de iões
notação de Lewis

PTAL 14
He
Ne
Ar
Kr
Nível de valência dos
gases nobres, último
nível preenchido.
Exceto o hélio, todos têm 8
eletrões de valência!
Z=2
2
Z=10
2;8
Z=18
2;8;8
Z=36
2;8;18;8

PTAL 14
Regra do octeto
Átomos com 8 eletrões de valência são estáveis.
Os átomos dos diversos elementos tendem a
combinar-se entre si para adquirir estabilidade.
Os átomos tendem, assim, a adquirir a
configuração eletrónica
dos gases nobres!

PTAL 14
Comparemos a configuração eletrónica de três átomos com
os números atómicos 9, 10 e 11.
São átomos dos elementos flúor, néon e sódio.
F Ne
Na
8 eletrões
de valência
7 eletrões
de valência
1 eletrão
de valência

PTAL 14 O átomo de flúor ao captar
1 eletrão adquiriu a
configuração eletrónica do
néon e quimicamente fica
mais estável!
F
7 eletrões
de valência
8 eletrões
de valência
ião F
-
Consideremos
o flúor Z=9

PTAL 14
Na
8 eletrões
de valência
1 eletrão
de valência
O átomo de sódio ao perder
1 eletrão adquiriu a
configuração eletrónica do
néon e quimicamente fica
mais estável!
ião Na+
Na
Consideremos
o sódio Z=11

PTAL 14
Os átomos tendem, assim, a adquirir a
configuração eletrónica dos gases nobres
ficando a sua camada de valência com 8
eletrões.

PTAL 14
Notação de Lewis
NeNe
Cada ponto ou cruz
simboliza um eletrão
de valência!
Z=10
2;8
Ne

PTAL 14
Notação de Lewis
Cada ponto ou cruz
de valência!Z=6
2;4
C C C

PTAL 14
Notação de Lewis
Cada ponto ou cruz
de valência!
Z=11
2;8;1
Na Na
Na

Tabela
Periódica
Organização
e caraterísticas químicas
dos elementos

A distribuição dos eletrões em torno do núcleo relaciona-se
com as diferentes propriedades químicas que cada elemento
apresenta.

Metais
- Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1atm) que é líquido
- Brilho metálico (característico)
- Maleáveis
- Bons condutores de calor e eletricidade
- Tendência a formar iões positivos (catiões)

Formam compostos covalentes (moleculares)
Maus condutores de calor e eletricidade
(exceção para a grafite (forma de carbono)
Tendência para formar iões negativos (aniões)
Geralmente têm pontos de ebulição e de fusão baixos
Não metais

Semimetais
Os semimetais apresentam características
intermédias entre os metais e os não-
metais.

Existem como moléculas monoatómicas
São estáveis: tendem a não estabelecer ligações
Não têm tendência para formar iões
Também se conhecem como gases raros ou inertes
São incolores e inodoros
Gases Nobres

Metais alcalinos
Reagem com a água, formando hidróxidos
Reagem facilmente com o oxigénio formando óxidos
Perdem facilmente o eletrão de valência, formando iões
monopositivos.

Os metais alcalinos apresentam
propriedades químicas semelhantes
e a reatividade aumenta ao longo
do grupo.
Mas porquê?
Z=3
2;1
Z=11
2;8;1
Z=19
2;8;8;1
Li
Na
K
Reatividade dos metais alcalinos

Reatividade dos metais alcalinos
Li
Consideremos a distância
do eletrão de valência ao
núcleo para cada um dos
metais.O que se verifica à medida
que avançamos no grupo?
Quanto mais afastado está o eletrão
de valência menos atraído é pelos
protões e sai mais facilmente da
ação núcleo. O átomo torna-se mais
reativo!

Consideremos três dos elementos
do grupo 17 da TP.
Será que a reatividade também
aumenta ao longo do grupo?F
Cl
Br
Reatividade dos halogéneos
Captam mais facilmente
um eletrão os átomos
mais pequenos pois a
ação do núcleo faz-se
sentir com mais
intensidade!

Quando a tendência do átomo é
perder eletrões, caso dos metais,
quanto mais afastado está o eletrão
de valência menos atraído é pelos
protões e sai mais facilmente da ação
núcleo. O átomo torna-se mais
reativo!
Quando a tendência do átomo é
ganhar eletrões, caso dos
halogénios, a ação dos protões faz-
se sentir mais intensamente se a
distância à camada de valência for
menor. Átomos mais pequenos são
mais reativos!

Módulo Q1 - Alguns iões mais comuns

Ficha de trabalho nº 1
Módulo Q1
1. Na Natureza muitos são os elementos que apresentam isótopos. Por exemplo, o oxigénio,
cujo átomo possui oito protões, apresenta três isótopos estáveis:
Oxigénio-16 Oxigénio-17 Oxigénio-18
Representa-os simbolicamente.
2. Completa a tabela seguinte:
Espécie química
Representação
simbólica
N.º de
protõe
s
N.º de
neutrões
N.º de
eletrões
Carga
nuclear
Distribuiç
ão
eletrónic
a
N.º de
eletrões
de
valência
Ião mais
provável
Átomo de boro
Átomo de azoto 7 2, 5
Átomo de neon +10
Átomo de
enxofre-32
16 6
16 18 S2-
Átomo de
cálcio
20
24 +21
Átomo de lítio 3
Catião lítio  4 2
Catião alumínio

14
Anião
óxido
2-
8 10
Anião
cloreto
- 18 2, 8, 8

3. Considera as seguintes representações simbólicas dos elementos, nas quais as letras não
correspondem aos símbolos químicos.
3.1 Indica a constituição dos átomos A e D.
3.2 Verifica se há isótopos e, caso existam, identifica-os.
3.3 Representa a distribuição eletrónica do átomo C.
3.4 Indica o número de eletrões de valência dos átomos A e B.
3.5 Indica o ião mais provável que o átomo D tem tendência a formar. Representa-o.
3.6 Explica o significado da seguinte afirmação:
“A massa atómica relativa do elemento D é de 32,07.”
Bom trabalho.

Ficha de trabalho nº 2
Considera as seguintes espécies atómica: 1H 6C 12Cl 7N
Escreve as configurações eletrónicas dos respetivos átomos e indica o número de eletrões de valência.
Faz a representação de Lewis de cada uma das espécies químicas.
Considera agora as seguintes substâncias moleculares CH4 Cl2 NH3
Representa por notação de Lewis as três moléculas, identifica o tipo de ligação covalente presente em
cada uma delas e prevê o tipo de geometria.

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