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DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE
  ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312)
                  2011 / 2012




MÓDULO Q1 química
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Os átomos … uma breve história

Era uma vez… Bom, talvez não seja necessário começar assim, mas, a história do
átomo vem de certeza de à muitos anos.
Já na Grécia antiga, havia um conjunto de filósofos gregos que especulava sobre a
existência de átomos. Para eles, tudo era constituído por átomos, partículas
minúsculas e indivisíveis.
Infelizmente nunca conseguiram provar a sua existência, tendo sido abandonada
esta ideia, faltava-lhes tecnologia… Só a partir do século XIX foi retoma esta ideia.
Hoje sabe-se que os átomos existem, e que se agrupam das mais variadas maneiras
formando as mais variadas combinações.
Mais… sabemos que os átomos são divisíveis
sendo formados por protões, neutrões e
eletrões. Inclusive, os dois primeiros, os protões
e os neutrões, são constituídos por conjuntos de
três partículas chamadas quarks.
Cada vez mais sabemos mais sobre a matéria. Quando partimos um protão, este
divide-se em partículas mais instáveis e mais misteriosas. Cada vez sabemos mais
sobre a matéria, mas obviamente, mais perguntas se levantam. Sabemos muita
coisa sobre a força fraca, responsável pela atração gravítica entre planetas, mas não
sabemos nada sobre a força forte, força que é responsável pela coesão das
partículas que formam o protão ou o neutrão. Um mundo novo de descobertas e de
dissabores que podem bem ser completados por vocês.
Quem sabe se entre vocês não haverá um novo Demócrito ou um novo Einstein?
Não sabemos…
Mas o que sabemos é que as ideias algo toscas iniciadas por um grupo de filósofos
gregos está bem presentes nos dias de hoje e são os pilares de entendimento sobre
como isto tudo está organizado.
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Evolução dos modelos atómicos


Como vimos, foi só no século XIX que a ideia do átomo como constituinte da matéria,
tomou força. Tal ficou a dever-se a um conjunto de cientistas que ao longo de muitos
anos e apoiando-se nas descobertas uns dos outros elaboraram modelos atómicos
cada vez mais rigorosos.
O primeiro cientista a teorizar sobre a existência destes átomos foi John Dalton, que
é considerado o fundador da teoria atómica moderna.




      Modelo Atómico de John Dalton (1808)

As características do modelo atómico de Dalton são:

    A matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas
      átomos;
    Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis;
    Átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho,
      massa e forma) constituem um elemento químico;
    Átomos de elementos diferentes possuem propriedades
      diferentes;
    Os átomos podem unir-se entre si formando "átomos
      compostos";
    Uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos.

Este modelo apresentava uma série de falhas. Uma delas era não prever a existência
dos eletrões, descobertos em 1897 por Joseph Thomson.
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      Modelo Atómico de Joseph Thomson (1897)
      Também chamado de Modelo do Pudim de Passas.


Baseando-se no trabalho elaborado por vários cientistas da altura, como por
exemplo William Crookes, que através de tubos de descarga descobriam uns raios
misteriosos chamados de raios catódicos, e cuja carga era negativa, Thomson, mediu
a razão entre a carga e a massa (q/m).




                                                                        Ampola
                                                                        utilizada    por
                                                                        Thomson para
                                                                        estudar     esses
                                                                        raios catódicos.



      E … deu-lhes um nome!


A partir daí, foi possível perceber que os átomos,
eletricamente neutros, apresentavam dois tipos de cargas
elétricas opostas, (positiva e os eletrões, com carga
negativa).
Por conseguinte, J. Thomson propôs um novo modelo
atómico, que veria ser conhecido como o modelo do pudim
de passas. Tal modelo, considerava o átomo como uma esfera carregada
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positivamente, na qual, encontravam-se dispersas partículas negativas (eletrões)
distribuídas aleatoriamente, em número suficiente para a carga global ser nula.
Este modelo explicava muita coisa… mas infelizmente estava errado!
Para começar, Thomson não utilizou os resultados obtidos por Eugen Goldstein, que
usando uma ampola de Crookes modificada, detetou um feixe de raios, aos quais
chamou raios canais, que vinham de uma direção oposta aos raios catódicos. Partiu
apenas do principio que teriam que ser positivos. Só 12 anos após esta descoberta
por Goldstein, é que um outro cientista, wilhelm wien, chegou á conclusão que estes
raios canais eram átomos de hidrogénio ionizado.
Por volta de 1912 , Ernest Rutherford, concluiu através de estudos sobre a
desintegração nuclear de que os raios canais eram partículas carregadas
positivamente a que chamou protões.
Mas restava uma dúvida, onde colocar essas partículas? Será que elas formariam a
esfera atómica proposta por Thonson?
Estas dúvidas assolavam a mente do jovem Rutherford, que numa experiencia com
alguns dos seus alunos, bombardeou uma fina folha de ouro com partículas alfa
(núcleos de átomos de hélio) esperando não observar nada.
Tal não foi o espanto, quando viu que a maior parte das partículas atravessava a
folha de ouro, havendo ainda algumas partículas que sofreram desvios acentuados.
                                              Tais resultados impunham uma nova
                                              abordagem. E com uma mente aberta,
                                              Rutherford, procurou um modelo atómico
                                              que procurasse explicar as observações.
                                              Propôs então, um modelo análogo ao
                                              sistema solar, no qual os protões
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ocupavam uma zona central bastante pequena, chamada núcleo e os eletrões
circulavam em orbitas circulares e fechadas à volta desse núcleo.
Desde sempre, este modelo esbarrou com uma teoria… Anos antes, um cientista
trabalhando noutra vertente, tinha obtido um dos mais belos trabalhos teóricos em
toda a física.
James Maxwell, escreveu um conjunto de equações que descrevem toda a teoria
eletromagnética.
De acordo com esta teoria, qualquer carga elétrica, quando acelerada, perde
energia. Ora, usando o modelo atómico de Rutherford, isto significava que os
eletrões em orbita, iriam continuamente perdendo energia até chocarem com o
núcleo. Isto esbarrava no facto dos átomos serem estáveis e pelo facto de haver
riscas dos espectro de emissão e de absorção.
      Neils Bohr, tentando eliminar as falhas deste modelo, em 1913 completou o
  modelo aplicando algumas restrições.




      Modelo Atómico de Niels Bohr (1913)


      & Os eletrões movem-se à volta do núcleo em órbitas circulares;
      & A cada orbital corresponde um valor de energia;
      &Os eletrões, quando inseridos nas suas orbitas naturais, não perdem energia;
      &Para os eletrões poderem saltar de nível terá que haver alterações
         energéticas.


                                                                          eletrão


                                                                      núcleo
             órbita
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       Modelo da Nuvem Eletrónica – ou Modelo Atual (Erwin Shrödinger – 1926)


       Atualmente está posta de parte a ideia de órbitas circulares para os eletrões.
   Os eletrões movem-se de um modo desconhecido com uma velocidade muito
   elevada formando uma espécie de nuvem que não é uniforme: nuvem eletrónica.
       O átomo consiste num denso núcleo composto por protões (carga positiva) e
   neutrões (carga neutra) e circundado por eletrões (carga negativa) numa nuvem
   eletrónica.
       Onde for mais provável encontrar o eletrão a nuvem é mais densa, onde é
   menos provável o eletrão a nuvem é menos densa.




                                                           Núcleo (com protões e neutrões)
Nuvem eletrónica
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    Ou seja, ao longo da história, o modelo atómico foi sendo atualizado devido
aos avanços que eram feitos pela ciência. Quanto mais se avança, melhor será o
modelo e por conseguinte novas perguntas serão feitas.




    Constituição do Átomo

                                          Protões
                             Núcleo

                                          Neutrões
             Átomo



                            Nuvem eletrónica – eletrões




    Representação:


    Protões (p+) – partículas de carga positiva
    Neutrões (n0) – partículas com carga neutra
    Eletrões (e-) – partículas com carga negativa




    O átomo é uma partícula globalmente neutra (carga total positiva igual à carga total
negativa). Assim o número de protões (carga positiva) é igual ao número de eletrões
(carga negativa).




                      Num átomo: Número de protões = Número de eletrões
                            Num átomo: número de p+ = número de e-
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   A cada uma das espécies de átomos corresponde um elemento químico.
   Atualmente existem 116 elementos químicos, dos quais 26 são fabricados
artificialmente.
   Ao se observar alguns elementos químicos na Tabela Periódica verifica-se que
existem alguns no estado sólido (exemplo: cobre), no estado líquido (exemplo:
mercúrio) e no estado gasoso (exemplo: hidrogénio).




   Átomos e Moléculas
   Os corpúsculos constituintes das substâncias podem ser os átomos e as
   moléculas. As moléculas são formadas por agregados de átomos.


   Por exemplo:
    Os corpúsculos constituintes do gás hélio são os átomos.
    Os corpúsculos constituintes da água são as moléculas, por sua vez,
       formadas por átomos de hidrogénio e de oxigénio.


                                Átomos                      Moléculas
                               Zinco (Zn)                   Água (H2O)
                               Ferro (Fe)                 Amoníaco (NH3)
               Exemplos




                               Cobre (Cu)                  Metano (CH4)
                             Mercúrio (Hg)         Dióxido de Carbono (CO2)
                               Sódio (Na)             Álcool Etílico (C2H6O)
                               Cloro (Cl)         Cloreto de Hidrogénio (HCl)
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   Fórmulas químicas de moléculas
   A fórmula química de qualquer substância molecular tem um significado
qualitativo e um significado quantitativo:


   - qualitativamente, indica os elementos que constituem essa substância;


   - quantitativamente, informa acerca do número de átomos de cada elemento
                             que constituem a molécula.


   Apresentam-se na tabela seguinte alguns exemplos:


 Nome da Substância      Fórmula Química          Significado qualitativo e quantitativo
                                             Molécula     formada    por   2   átomos      de
    Di-hidrogénio                H2
                                             hidrogénio
                                             Molécula formada por 1 átomo de carbono e
  Dióxido de carbono            CO2
                                             2 átomos de oxigénio
                                             Molécula formada por 1 átomo de carbono e
       Metano                   CH4
                                             4 átomos de hidrogénio
                                             Molécula formada por 1 átomo de azoto e 3
      Amoníaco                  NH3
                                             átomos de hidrogénio
       Diazoto                   N2          Molécula formada por 2 átomos de azoto



   Entre os exemplos apresentados verificas que as substâncias podem ser
formadas por átomos iguais ou por átomos diferentes.


   Substâncias elementares: Substâncias formadas por átomos do mesmo
                                      elemento químico. Exemplos: H2; O2; Cl2; Br2.
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Substâncias compostas: Substâncias formadas por átomos de elementos
                             químicos diferentes. Exemplos: H2O; CO2; NH3; CH4.




Características dos átomos


 Cada elemento tem o seu próprio número atómico que fornece a
     informação do número de protões.
 Todos os átomos do mesmo elemento têm o mesmo número de protões.
 Átomos de elementos diferentes têm número atómico diferente.
 A partir do número atómico é possível conhecer o número de eletrões desse
     átomo.
 Cada átomo tem o seu próprio número de massa, que indica o número de
     protões mais o número de neutrões.


Resumindo…
Para o caso do átomo de Alumínio:

           Número de massa = 27
           Número atómico = 13
27         Número de protões = 13
13   Al
           Número de eletrões = 13
           Número de neutrões = 14
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   Sendo assim pode-se generalizar para um elemento qualquer. Por exemplo um
elemento X:

                                                   A                     Legenda:
                                         
               Número de massa
                Número atómico    X                Z    X
                                                                         X: elemento químico

                                                                         A: número de massa

                                                                         Z: número atómico


        Num átomo:


                                                                    Z: número atómico
        Número atómico (Z) = Número de Protões (p+) = Número de eletrões (e-)



        Número de massa (A) = Número de neutrões (n0) + número atómico (Z)
   $Analisando…

        Carga nuclear = número de protões (p+) [que por sua vez é igual ao número
        atómico (Z)
                  Símbolo
   Elemento                       e-    p+    A     Z           n0        Carga nuclear
                  químico

                     235
                                                            A-Z = 235-
    Urânio             U
                      92          92   92    235 92                            + 92
                                                             92=143



   Isótopos
   Como já reparaste, todos os átomos de um elemento têm o mesmo número
atómico (Z), isto é, têm igual número de protões (p+). No entanto podem não ser
todos iguais. Há átomos do mesmo elemento com diferente número de neutrões
(n0) e, por isso, com número de massa (A) diferente.


   Os isótopos de um elemento têm:
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 O mesmo número atómico (Z)
 Diferente número de massa (A), pois o número de neutrões é diferente.


                     ISÓTOPOS:



                     Número atómico (Z) – igual



$Analisando…         Número de massa (A) – diferente




Nota: O Hidrogénio-1 e o Cloro-35 são os mais abundantes na Natureza.
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   Iões
   Há substâncias cujos corpúsculos constituintes
não são átomos nem moléculas. São outro tipo de
corpúsculos portadores de cargas elétricas, que se
designam de iões.
   Muitos dos fenómenos que ocorrem na nossa
vida só se explicam admitindo a existência de
cargas elétricas.
   Se friccionarmos um balão de borracha com um pano de lã verificamos que
este atrai pedacinhos de papel.
   Para explicar este fenómeno, diz-se que os materiais ficam eletrizados. Isto
quer dizer que os materiais ao serem friccionados adquirem cargas elétricas.
   Os nomes atribuídos às cargas elétricas são: carga elétrica negativa e carga
elétrica positiva.
   Como já viste os átomos são corpúsculos eletricamente neutros, isto é, o
número de cargas negativas (eletrões) é igual ao número de cargas positivas
(protões).
   No entanto, os átomos (ou grupo de átomos) também podem “ganhar” ou
“perder” eletrões.
    Quando “ganham” eletrões, originam novos corpúsculos com carga
       elétrica negativa. Chamam-se iões negativos ou aniões.
    Quando “perdem” eletrões, originam novos corpúsculos com carga elétrica
       positiva. Chamam-se iões positivos ou catiões.
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   $Analisando…




          Átomo
                                                                      Átomo
                                                   Catião
                         Anião

                    Nota: O anião tem sempre um tamanho maior que o
                                         catião.




   Representação de iões


   Se os iões são positivos, coloca-se no símbolo do elemento, um índice superior
direito indicando o número de cargas positivas. O número de cargas indica o
número de eletrões que o átomo perdeu.


   Exemplo:
   ü A representação simbólica do ião Na+. O sinal +, indicado no índice superior
significa que o átomo de sódio perdeu 1 eletrão (omite-se o número 1).
   ü A representação simbólica do ião Mg2+. O sinal 2+, indicado no índice
superior significa que o átomo de sódio perdeu 2 eletrões.
   ü A representação simbólica do ião O2-. O sinal 2-, indicado no índice superior
significa que o átomo de oxigénio ganhou 2 eletrões.
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   Resumindo:
Nome/Símbolo do
                        Nome/Símbolo do ião                          Explicação
     átomo
   Sódio (Na)       Ião sódio (Na+) – catião        O átomo de sódio perdeu 1 eletrão
    Cloro (Cl)      Ião cloro (Cl-) – anião         O átomo de cloro ganho 1 eletrão
                    Ião Magnésio (Mg2+) – catião    O átomo de magnésio perdeu 2
 Magnésio (Mg)
                                                    eletrões
                    Ião oxigénio (O2-) – anião      O átomo de oxigénio ganhou 2
  Oxigénio (O)
                                                    eletrões
                    Ião alumínio (Al3+) – catião    O átomo de alumínio perdeu 3
  Alumínio (Al)
                                                    eletrões
    Azoto (N)       Ião nitreto (N3-) – anião       O átomo de azoto ganhou 3 eletrões



   $Analisando…
   Catiões:
    Na+ → como perdeu 1 eletrão denomina-se catião monopositivo.
    Mg2+ → como perdeu 2 eletrões denomina-se catião dipositivo.
    Al3+ → como perdeu 3 eletrões denomina-se catião tripositivo.


   Aniões:
    Cl- → como ganhou 1 eletrão denomina-se anião mononegativo.
    O2- → como ganhou 2 eletrões denomina-se anião dinegativo.
    N3- → como ganhou 3 eletrões denmina-se anião trinegativo.


   K? Porque será que o átomo de sódio origina um catião monopositivo (Na+) e
não um catião dipositivo (Na2+) ou ainda ou anião (Na-)?
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      K? Que átomos têm tendência para formar iões positivos? E para formar iões
  negativos?


      Para responder a estas questões será necessário compreenderes a
  Distribuição Eletrónica.


      Os eletrões da nuvem eletrónica dos átomos não têm todos a mesma energia:
  distribuem-se por níveis de energia. Cada nível só pode ter um determinado
  número de eletrões. Assim:
           O primeiro nível pode ter no máximo 2 eletrões;
           No segundo nível pode haver 8 eletrões no máximo;
           No terceiro nível, o número máximo de eletrões é 18.


      Quando se distribuem os eletrões dos átomos por níveis de menor energia
possível diz-se que se faz a sua distribuição eletrónica, como a seguir se exemplifica.
                                                  Flúor (F)
      O número atómico do Flúor é 9. O que implica que os átomos de flúor têm 9
eletrões por distribuir.

                                      9F:   2–7


                           Eletrões do 1º           Eletrões do 2º
                           nível                    nível
        Magnésio                                                             (Mg)
      O número atómico do Magnésio é 12. O que implica que os átomos de
  magnésio têm 12 eletrões por distribuir.
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                                    12Mg:   2–8–2


                     Eletrões do 1º
                                                                  Eletrões do 3º
                     nível
                                                                  nível
                                             Eletrões do 2º
                                             nível



      Cada nível é caracterizado por uma letra, como se verifica pela tabela
seguinte:



                 Nível de energia
                                        Camada       Número máximo de eletrões
                        (n)

                        1                    K                     2

                        2                    L                     8

                        3                   M                     18

                        …

                     último                                        8



      Nota: No último nível, qualquer que ele seja, o número máximo de eletrões é
                                                                               8.



      Os eletrões de valência são os eletrões do último nível de energia.



      Há muitos átomos que se transformam em iões para que a sua nuvem
eletrónica passe a ficar com o número máximo de eletrões de valência, tornando-se
mais estáveis.
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           Os átomos com poucos eletrões de valência têm tendência a perdê-los
             originando iões positivos (ou catiões).



                      Mg              “perde” 2 eletrões      Mg2+

                    2–8–2                                      2–8




      No caso do Mg ele tem tendência a perder os 2 eletrões de valência para ficar
mais estável. É mais fácil perder os 2 eletrões do que ganhar 6 eletrões, para ficar
com o último nível com 8 eletrões.




           Os átomos com bastantes eletrões de valência têm tendência a captar
             eletrões originando iões negativos (ou aniões).


                        F              “ganha” 1 eletrão         F-

                      2–7                                      2–8




      No caso do Flúor é mais fácil captar 1 eletrão para ficar com o último nível
com 8 eletrões (mais estável) do que perder os 7 eletrões de valência.

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  • 1. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 MÓDULO Q1 química
  • 2. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 Os átomos … uma breve história Era uma vez… Bom, talvez não seja necessário começar assim, mas, a história do átomo vem de certeza de à muitos anos. Já na Grécia antiga, havia um conjunto de filósofos gregos que especulava sobre a existência de átomos. Para eles, tudo era constituído por átomos, partículas minúsculas e indivisíveis. Infelizmente nunca conseguiram provar a sua existência, tendo sido abandonada esta ideia, faltava-lhes tecnologia… Só a partir do século XIX foi retoma esta ideia. Hoje sabe-se que os átomos existem, e que se agrupam das mais variadas maneiras formando as mais variadas combinações. Mais… sabemos que os átomos são divisíveis sendo formados por protões, neutrões e eletrões. Inclusive, os dois primeiros, os protões e os neutrões, são constituídos por conjuntos de três partículas chamadas quarks. Cada vez mais sabemos mais sobre a matéria. Quando partimos um protão, este divide-se em partículas mais instáveis e mais misteriosas. Cada vez sabemos mais sobre a matéria, mas obviamente, mais perguntas se levantam. Sabemos muita coisa sobre a força fraca, responsável pela atração gravítica entre planetas, mas não sabemos nada sobre a força forte, força que é responsável pela coesão das partículas que formam o protão ou o neutrão. Um mundo novo de descobertas e de dissabores que podem bem ser completados por vocês. Quem sabe se entre vocês não haverá um novo Demócrito ou um novo Einstein? Não sabemos… Mas o que sabemos é que as ideias algo toscas iniciadas por um grupo de filósofos gregos está bem presentes nos dias de hoje e são os pilares de entendimento sobre como isto tudo está organizado.
  • 3. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 Evolução dos modelos atómicos Como vimos, foi só no século XIX que a ideia do átomo como constituinte da matéria, tomou força. Tal ficou a dever-se a um conjunto de cientistas que ao longo de muitos anos e apoiando-se nas descobertas uns dos outros elaboraram modelos atómicos cada vez mais rigorosos. O primeiro cientista a teorizar sobre a existência destes átomos foi John Dalton, que é considerado o fundador da teoria atómica moderna. Modelo Atómico de John Dalton (1808) As características do modelo atómico de Dalton são:  A matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos;  Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis;  Átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) constituem um elemento químico;  Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes;  Os átomos podem unir-se entre si formando "átomos compostos";  Uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos. Este modelo apresentava uma série de falhas. Uma delas era não prever a existência dos eletrões, descobertos em 1897 por Joseph Thomson.
  • 4. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 Modelo Atómico de Joseph Thomson (1897) Também chamado de Modelo do Pudim de Passas. Baseando-se no trabalho elaborado por vários cientistas da altura, como por exemplo William Crookes, que através de tubos de descarga descobriam uns raios misteriosos chamados de raios catódicos, e cuja carga era negativa, Thomson, mediu a razão entre a carga e a massa (q/m). Ampola utilizada por Thomson para estudar esses raios catódicos. E … deu-lhes um nome! A partir daí, foi possível perceber que os átomos, eletricamente neutros, apresentavam dois tipos de cargas elétricas opostas, (positiva e os eletrões, com carga negativa). Por conseguinte, J. Thomson propôs um novo modelo atómico, que veria ser conhecido como o modelo do pudim de passas. Tal modelo, considerava o átomo como uma esfera carregada
  • 5. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 positivamente, na qual, encontravam-se dispersas partículas negativas (eletrões) distribuídas aleatoriamente, em número suficiente para a carga global ser nula. Este modelo explicava muita coisa… mas infelizmente estava errado! Para começar, Thomson não utilizou os resultados obtidos por Eugen Goldstein, que usando uma ampola de Crookes modificada, detetou um feixe de raios, aos quais chamou raios canais, que vinham de uma direção oposta aos raios catódicos. Partiu apenas do principio que teriam que ser positivos. Só 12 anos após esta descoberta por Goldstein, é que um outro cientista, wilhelm wien, chegou á conclusão que estes raios canais eram átomos de hidrogénio ionizado. Por volta de 1912 , Ernest Rutherford, concluiu através de estudos sobre a desintegração nuclear de que os raios canais eram partículas carregadas positivamente a que chamou protões. Mas restava uma dúvida, onde colocar essas partículas? Será que elas formariam a esfera atómica proposta por Thonson? Estas dúvidas assolavam a mente do jovem Rutherford, que numa experiencia com alguns dos seus alunos, bombardeou uma fina folha de ouro com partículas alfa (núcleos de átomos de hélio) esperando não observar nada. Tal não foi o espanto, quando viu que a maior parte das partículas atravessava a folha de ouro, havendo ainda algumas partículas que sofreram desvios acentuados. Tais resultados impunham uma nova abordagem. E com uma mente aberta, Rutherford, procurou um modelo atómico que procurasse explicar as observações. Propôs então, um modelo análogo ao sistema solar, no qual os protões
  • 6. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 ocupavam uma zona central bastante pequena, chamada núcleo e os eletrões circulavam em orbitas circulares e fechadas à volta desse núcleo. Desde sempre, este modelo esbarrou com uma teoria… Anos antes, um cientista trabalhando noutra vertente, tinha obtido um dos mais belos trabalhos teóricos em toda a física. James Maxwell, escreveu um conjunto de equações que descrevem toda a teoria eletromagnética. De acordo com esta teoria, qualquer carga elétrica, quando acelerada, perde energia. Ora, usando o modelo atómico de Rutherford, isto significava que os eletrões em orbita, iriam continuamente perdendo energia até chocarem com o núcleo. Isto esbarrava no facto dos átomos serem estáveis e pelo facto de haver riscas dos espectro de emissão e de absorção. Neils Bohr, tentando eliminar as falhas deste modelo, em 1913 completou o modelo aplicando algumas restrições. Modelo Atómico de Niels Bohr (1913) & Os eletrões movem-se à volta do núcleo em órbitas circulares; & A cada orbital corresponde um valor de energia; &Os eletrões, quando inseridos nas suas orbitas naturais, não perdem energia; &Para os eletrões poderem saltar de nível terá que haver alterações energéticas. eletrão núcleo órbita
  • 7. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 Modelo da Nuvem Eletrónica – ou Modelo Atual (Erwin Shrödinger – 1926) Atualmente está posta de parte a ideia de órbitas circulares para os eletrões. Os eletrões movem-se de um modo desconhecido com uma velocidade muito elevada formando uma espécie de nuvem que não é uniforme: nuvem eletrónica. O átomo consiste num denso núcleo composto por protões (carga positiva) e neutrões (carga neutra) e circundado por eletrões (carga negativa) numa nuvem eletrónica. Onde for mais provável encontrar o eletrão a nuvem é mais densa, onde é menos provável o eletrão a nuvem é menos densa. Núcleo (com protões e neutrões) Nuvem eletrónica
  • 8. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 Ou seja, ao longo da história, o modelo atómico foi sendo atualizado devido aos avanços que eram feitos pela ciência. Quanto mais se avança, melhor será o modelo e por conseguinte novas perguntas serão feitas. Constituição do Átomo Protões Núcleo Neutrões Átomo Nuvem eletrónica – eletrões Representação: Protões (p+) – partículas de carga positiva Neutrões (n0) – partículas com carga neutra Eletrões (e-) – partículas com carga negativa O átomo é uma partícula globalmente neutra (carga total positiva igual à carga total negativa). Assim o número de protões (carga positiva) é igual ao número de eletrões (carga negativa). Num átomo: Número de protões = Número de eletrões Num átomo: número de p+ = número de e-
  • 9. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 A cada uma das espécies de átomos corresponde um elemento químico. Atualmente existem 116 elementos químicos, dos quais 26 são fabricados artificialmente. Ao se observar alguns elementos químicos na Tabela Periódica verifica-se que existem alguns no estado sólido (exemplo: cobre), no estado líquido (exemplo: mercúrio) e no estado gasoso (exemplo: hidrogénio). Átomos e Moléculas Os corpúsculos constituintes das substâncias podem ser os átomos e as moléculas. As moléculas são formadas por agregados de átomos. Por exemplo:  Os corpúsculos constituintes do gás hélio são os átomos.  Os corpúsculos constituintes da água são as moléculas, por sua vez, formadas por átomos de hidrogénio e de oxigénio. Átomos Moléculas Zinco (Zn) Água (H2O) Ferro (Fe) Amoníaco (NH3) Exemplos Cobre (Cu) Metano (CH4) Mercúrio (Hg) Dióxido de Carbono (CO2) Sódio (Na) Álcool Etílico (C2H6O) Cloro (Cl) Cloreto de Hidrogénio (HCl)
  • 10. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 Fórmulas químicas de moléculas A fórmula química de qualquer substância molecular tem um significado qualitativo e um significado quantitativo: - qualitativamente, indica os elementos que constituem essa substância; - quantitativamente, informa acerca do número de átomos de cada elemento que constituem a molécula. Apresentam-se na tabela seguinte alguns exemplos: Nome da Substância Fórmula Química Significado qualitativo e quantitativo Molécula formada por 2 átomos de Di-hidrogénio H2 hidrogénio Molécula formada por 1 átomo de carbono e Dióxido de carbono CO2 2 átomos de oxigénio Molécula formada por 1 átomo de carbono e Metano CH4 4 átomos de hidrogénio Molécula formada por 1 átomo de azoto e 3 Amoníaco NH3 átomos de hidrogénio Diazoto N2 Molécula formada por 2 átomos de azoto Entre os exemplos apresentados verificas que as substâncias podem ser formadas por átomos iguais ou por átomos diferentes. Substâncias elementares: Substâncias formadas por átomos do mesmo elemento químico. Exemplos: H2; O2; Cl2; Br2.
  • 11. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 Substâncias compostas: Substâncias formadas por átomos de elementos químicos diferentes. Exemplos: H2O; CO2; NH3; CH4. Características dos átomos  Cada elemento tem o seu próprio número atómico que fornece a informação do número de protões.  Todos os átomos do mesmo elemento têm o mesmo número de protões.  Átomos de elementos diferentes têm número atómico diferente.  A partir do número atómico é possível conhecer o número de eletrões desse átomo.  Cada átomo tem o seu próprio número de massa, que indica o número de protões mais o número de neutrões. Resumindo… Para o caso do átomo de Alumínio: Número de massa = 27 Número atómico = 13 27 Número de protões = 13 13 Al Número de eletrões = 13 Número de neutrões = 14
  • 12. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 Sendo assim pode-se generalizar para um elemento qualquer. Por exemplo um elemento X: A Legenda:  Número de massa Número atómico X Z X X: elemento químico A: número de massa Z: número atómico Num átomo: Z: número atómico Número atómico (Z) = Número de Protões (p+) = Número de eletrões (e-) Número de massa (A) = Número de neutrões (n0) + número atómico (Z) $Analisando… Carga nuclear = número de protões (p+) [que por sua vez é igual ao número atómico (Z) Símbolo Elemento e- p+ A Z n0 Carga nuclear químico 235 A-Z = 235- Urânio U 92 92 92 235 92 + 92 92=143 Isótopos Como já reparaste, todos os átomos de um elemento têm o mesmo número atómico (Z), isto é, têm igual número de protões (p+). No entanto podem não ser todos iguais. Há átomos do mesmo elemento com diferente número de neutrões (n0) e, por isso, com número de massa (A) diferente. Os isótopos de um elemento têm:
  • 13. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012  O mesmo número atómico (Z)  Diferente número de massa (A), pois o número de neutrões é diferente. ISÓTOPOS: Número atómico (Z) – igual $Analisando… Número de massa (A) – diferente Nota: O Hidrogénio-1 e o Cloro-35 são os mais abundantes na Natureza.
  • 14. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 Iões Há substâncias cujos corpúsculos constituintes não são átomos nem moléculas. São outro tipo de corpúsculos portadores de cargas elétricas, que se designam de iões. Muitos dos fenómenos que ocorrem na nossa vida só se explicam admitindo a existência de cargas elétricas. Se friccionarmos um balão de borracha com um pano de lã verificamos que este atrai pedacinhos de papel. Para explicar este fenómeno, diz-se que os materiais ficam eletrizados. Isto quer dizer que os materiais ao serem friccionados adquirem cargas elétricas. Os nomes atribuídos às cargas elétricas são: carga elétrica negativa e carga elétrica positiva. Como já viste os átomos são corpúsculos eletricamente neutros, isto é, o número de cargas negativas (eletrões) é igual ao número de cargas positivas (protões). No entanto, os átomos (ou grupo de átomos) também podem “ganhar” ou “perder” eletrões.  Quando “ganham” eletrões, originam novos corpúsculos com carga elétrica negativa. Chamam-se iões negativos ou aniões.  Quando “perdem” eletrões, originam novos corpúsculos com carga elétrica positiva. Chamam-se iões positivos ou catiões.
  • 15. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 $Analisando… Átomo Átomo Catião Anião Nota: O anião tem sempre um tamanho maior que o catião. Representação de iões Se os iões são positivos, coloca-se no símbolo do elemento, um índice superior direito indicando o número de cargas positivas. O número de cargas indica o número de eletrões que o átomo perdeu. Exemplo: ü A representação simbólica do ião Na+. O sinal +, indicado no índice superior significa que o átomo de sódio perdeu 1 eletrão (omite-se o número 1). ü A representação simbólica do ião Mg2+. O sinal 2+, indicado no índice superior significa que o átomo de sódio perdeu 2 eletrões. ü A representação simbólica do ião O2-. O sinal 2-, indicado no índice superior significa que o átomo de oxigénio ganhou 2 eletrões.
  • 16. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 Resumindo: Nome/Símbolo do Nome/Símbolo do ião Explicação átomo Sódio (Na) Ião sódio (Na+) – catião O átomo de sódio perdeu 1 eletrão Cloro (Cl) Ião cloro (Cl-) – anião O átomo de cloro ganho 1 eletrão Ião Magnésio (Mg2+) – catião O átomo de magnésio perdeu 2 Magnésio (Mg) eletrões Ião oxigénio (O2-) – anião O átomo de oxigénio ganhou 2 Oxigénio (O) eletrões Ião alumínio (Al3+) – catião O átomo de alumínio perdeu 3 Alumínio (Al) eletrões Azoto (N) Ião nitreto (N3-) – anião O átomo de azoto ganhou 3 eletrões $Analisando… Catiões:  Na+ → como perdeu 1 eletrão denomina-se catião monopositivo.  Mg2+ → como perdeu 2 eletrões denomina-se catião dipositivo.  Al3+ → como perdeu 3 eletrões denomina-se catião tripositivo. Aniões:  Cl- → como ganhou 1 eletrão denomina-se anião mononegativo.  O2- → como ganhou 2 eletrões denomina-se anião dinegativo.  N3- → como ganhou 3 eletrões denmina-se anião trinegativo. K? Porque será que o átomo de sódio origina um catião monopositivo (Na+) e não um catião dipositivo (Na2+) ou ainda ou anião (Na-)?
  • 17. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 K? Que átomos têm tendência para formar iões positivos? E para formar iões negativos? Para responder a estas questões será necessário compreenderes a Distribuição Eletrónica. Os eletrões da nuvem eletrónica dos átomos não têm todos a mesma energia: distribuem-se por níveis de energia. Cada nível só pode ter um determinado número de eletrões. Assim:  O primeiro nível pode ter no máximo 2 eletrões;  No segundo nível pode haver 8 eletrões no máximo;  No terceiro nível, o número máximo de eletrões é 18. Quando se distribuem os eletrões dos átomos por níveis de menor energia possível diz-se que se faz a sua distribuição eletrónica, como a seguir se exemplifica. Flúor (F) O número atómico do Flúor é 9. O que implica que os átomos de flúor têm 9 eletrões por distribuir. 9F: 2–7 Eletrões do 1º Eletrões do 2º nível nível Magnésio (Mg) O número atómico do Magnésio é 12. O que implica que os átomos de magnésio têm 12 eletrões por distribuir.
  • 18. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012 12Mg: 2–8–2 Eletrões do 1º Eletrões do 3º nível nível Eletrões do 2º nível Cada nível é caracterizado por uma letra, como se verifica pela tabela seguinte: Nível de energia Camada Número máximo de eletrões (n) 1 K 2 2 L 8 3 M 18 … último 8 Nota: No último nível, qualquer que ele seja, o número máximo de eletrões é 8. Os eletrões de valência são os eletrões do último nível de energia. Há muitos átomos que se transformam em iões para que a sua nuvem eletrónica passe a ficar com o número máximo de eletrões de valência, tornando-se mais estáveis.
  • 19. DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312) 2011 / 2012  Os átomos com poucos eletrões de valência têm tendência a perdê-los originando iões positivos (ou catiões). Mg “perde” 2 eletrões Mg2+ 2–8–2 2–8 No caso do Mg ele tem tendência a perder os 2 eletrões de valência para ficar mais estável. É mais fácil perder os 2 eletrões do que ganhar 6 eletrões, para ficar com o último nível com 8 eletrões.  Os átomos com bastantes eletrões de valência têm tendência a captar eletrões originando iões negativos (ou aniões). F “ganha” 1 eletrão F- 2–7 2–8 No caso do Flúor é mais fácil captar 1 eletrão para ficar com o último nível com 8 eletrões (mais estável) do que perder os 7 eletrões de valência.