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AMEI Escolar
Físico-Química
9º Ano
Resumo nº 3
Classificação dos materiais (parte 1)
Estrutura e constituição dos átomos
Conteúdos desta unidade:
 Estrutura e
constituição dos
átomos;
 Tamanho e massa
dos átomos;
 Níveis de energia e
distribuição
electrónica;
 Metais e não-metais.
 Como já aprendeste, todas as substâncias são
constituídas por corpúsculos – átomos –,
muito pequenos e muito leves, em número muito grande e sempre
irrequietos (quanto maior for a temperatura mais irrequietos). Os
corpúsculos são, assim, ínfimos, invisíveis, incontáveis e irrequietos.
 Os corpúsculos não se vêem mas podemos provar a sua existência
através dos fenómenos que eles produzem. Por exemplo, quando
borrifamos o ar com perfume, os corpúsculos do perfume saem do
frasco e misturam-se com os corpúsculos do ar e, apesar de não os
conseguirmos ver, conseguimos detectar a sua existência através da
sensação olfactiva que produzem.
 Os átomos são constituídos por:
 protões – com carga eléctrica positiva;
 neutrões – sem carga eléctrica;
 electrões – com carga eléctrica negativa.
 Os átomos possuem um núcleo, onde se encontram os protões e os
neutrões, à volta do qual se movem os electrões. Os átomos são
electricamente neutros, contudo estes podem ganhar ou perder
electrões, transformando-se em corpúsculos com carga eléctrica
(negativa ou positiva) – os iões.
Evolução do modelo atómico
 A descoberta da constituição dos átomos foi um processo lento, que
ficou a dever-se a vários cientistas e esteve ligada à noção de carga
eléctrica e à descrição da electricidade. A ideia que a matéria é feita
de pequeníssimos corpúsculos surgiu na Grécia Antiga no século V
a.C. A palavra átomo vem do grego, de a + thomos, que significa
“sem devisão”.
 Só a partir de 1803 é que o químico inglês John Dalton e outros
cientistas desenvolveram a teoria atómica que teve origem nos
filósofos gregos. Na sequência dos trabalhos
de Dalton:
 aos átomos de elementos diferentes
passaram a atribuir-se massas
diferentes e propriedades químicas
distintas;
 os compostos passaram a ser
considerados associações de átomos
de elementos diferentes;
 as reacções químicas foram
Ilustração 1: Modelo atómico de
explicadas com base em rearranjos de Dalton
átomos, sem criação nem destruição
de matéria, de acordo com a Lei de Lavoisier.
 Dalton criou, também, símbolos para os elementos conhecidos. Para
Dalton, cada átomo era uma porção esférica de matéria mal definida.
Em 1897, o físico inglês Joseph
Thomson descobriu o electrão e, em
1904, propôs um novo modelo
atómico que ficou conhecido por
modelo do “bolo de passas”. O
modelo atómico de Thomson
representava o átomo como uma
esfera de carga positiva,
uniformemente distribuída, onde
Ilustração 2: Modelo atómico de Thomson
estariam mergulhadas pequenas
esferas de carga negativa – os
electrões.
 Em 1911, o físico inglês de origem neozelandesa, Ernest Rutherford e os seus
colaboradores concluíram nas suas
experiências que a carga positiva não
estava distribuída uniformemente mas
concentrada no centro do átomo: o
núcleo atómico. Concluíram, também,
que o núcleo é muito pequeno
comparado com o átomo, sendo muito
denso e possuindo uma grande massa, e
Ilustração 3: Modelo atómico de
Rutherford
que os electrões movem-se à volta deste.
 Na sequência dos estudos de
Rutherford, o físico dinamarquês
Niels Bohr adoptou uma analogia
com o sistema solar, com os
electrões a descreveram órbitas em
torno do núcleo, mas acrescentando
que só determinadas órbitas seriam
possíveis, correspondendo maior
energia aos electrões que
descreviam órbitas com maiores
raios.
Ilustração 4: Modelo atómico de Bohr
 Mais tarde reconheceu-se que a noção de órbita não é apropriada
para descrever os electrões nos
átomos. Para qualquer zona em
redor do núcleo há uma certa
probabilidade de encontrar
electrões, sendo maior a
probabilidade de os electrões
estarem perto do núcleo do que
mais longe. Uma maneira de
representar graficamente esta
probabilidade consiste em utilizar Ilustração 5: Modelo da nuvem atómica
uma mancha contínua em volta de
cada núcleo, que é mais escura onde é mais provável encontrar os
electrões. Obtém-se assim a representação em nuvem atómica.
 O modelo actualmente aceite é este último, o modelo da nuvem
atómica:
 cada átomo é constituído por uma pequena zona central de
dimensões muito reduzidas – o núcleo atómico;
 o núcleo atómico tem carga eléctrica positiva, é formada por
protões e neutrões e nele concentra-se quase toda a massa do
átomo;
 os electrões ocupam o espaço à volta do núcleo, criando uma
zona de carga eléctrica negativa – nuvem electrónica;
 em geral, os electrões de cada átomo não têm todos a mesma
energia e só determinados valores de energia são possíveis;
 não se fala em órbita de um electrão mas em orbital – zona do
átomo onde, com maior ou menor probabilidade, se pode
encontrar um electrão com certa energia.
 Assim, o núcleo está relacionado com a massa do átomo enquanto a
nuvem electrónica está relacionada com o tamanho do átomo. O
núcleo possui carga eléctrica positiva, determinada pelos protões
que o constituem, e a nuvem electrónica possui carga eléctrica
negativa, determinada pelos electrões que a constituem. Como existe
o mesmo número de protões e electrões em cada átomo, estes
apresentam-se neutros.
Tamanho e massa dos átomos
 Os átomos não são todos iguais. Os átomos de elementos diferentes
têm, em regra, tamanhos diferentes e massa distinta. Por isso se usam
esferas de tamanhos diferentes para os representar quer sozinhos
quer formando moléculas.
 O átomo de hidrogénio é o átomo mais leve e a estrutura mais
simples, pois possui um só protão e um só electrão. A massa
atómica relativa (Ar), ou apenas massa atómica, de um átomo é o
número de vezes que esse átomo é mais pesado do que o átomo de
hidrogénio.
Assim, como o átomo de hélio é 4 vezes mais pesado que o átomo de
hidrogénio, a sua massa atómica relativa é 4, como o átomo de oxigénio é
16 vezes mais pesado do que o átomo de hidrogénio, a sua massa atómica
relativa é 16 e como o átomo de ferro é 56 vezes mais pesado que o átomo
de hidrogénio, a sua massa atómica relativa é 56.
 O número atómico (Z) de um átomo é o número de protões do seu
núcleo atómico. O número de massa (A) de um átomo é o número
total de partículas (protões e neutrões) existentes no seu núcleo. O
número de massa e o número atómico relacionam-se através da
seguinte igualdade:
 Para indicar o número atómico e o número de massa de um átomo
utiliza-se a seguinte representação (X é o símbolo do elemento
químico):
 Os isótopos (do grego “isos”, o mesmo, e “tópos”, lugar) são
espécies do mesmo elemento químico que têm o mesmo número
atómico (Z), ou seja, igual número de protões, e diferente número de
massa (A), ou seja, diferente número de neutrões. Os isótopos de um
elemento têm propriedades químicas idênticas e ocupam a mesma
posição quando se dispõe segundo o seu comportamento químico,
designadamente na Tabela Periódica dos elementos.
 A maioria dos elementos químicos possui dois ou mais isótopos
naturais, mas nem todos são estáveis. A existência de um grande
número de neutrões relativamente aos protões torna os núcleos dos
isótopos, instáveis, ou radioactivos.
Níveis de energia e distribuição electrónica
 Como já referimos, o tamanho dos átomos depende da maneira como
os electrões ocupam o espaço à volta do núcleo, sendo que, os
átomos maiores têm nuvens electrónicas maiores. Em muitos casos,
átomos com mais electrões são maiores, mas nem sempre é assim.
Isto deve-se ao tamanho da carga nuclear, quanto maior esta for,
maior será a força de atracção e menor será a nuvem electrónica.
 O modelo atómico da nuvem atómica tem certos aspectos que temos
de ter em atenção:
 os electrões dos átomos só podem ter determinados valores de
energia – níveis de energia –, preferindo os níveis de menor
energia;
 em cada nível de energia só pode haver até certo número de
electrões. Este número máximo é dado pela expressão
,
sendo n o número do nível de energia.
1º nível de energia 
2º nível de energia 
3º nível de energia 
4º nível de energia 
5º nível de energia 
electrões
electrões
electrões
electrões
electrões
…
 A distribuição electrónica é então a distribuição dos electrões de
um átomo pelos diferentes níveis de energia.
Distribuição electrónica:
Hidrogénio 
1
Hélio 
2
Carbono 
 2,4
Oxigénio 
 2,6
Flúor 
 2,7
Sódio 
 2,8,1
Magnésio 
 2,8,2
 São electrões de valência os electrões do último nível de energia de
cada átomo (mais afastados, em média, do núcleo). Deve-se a eles o
tamanho do átomo, a interacção do átomo com outros átomos e o
comportamento químico dos elementos. Um átomo apenas pode ter
entre 1 e 8 electrões de valência.
 Como estudaste antes, quando um átomo perde ou ganha electrões
recebe o nome de ião. Se perder iões torna-se um ião positivo e
recebe o nome de catião. Se ganhar iões torna-se um ião negativo e
recebe o nome de anião. Num catião a nuvem electrónica é menor do
que a nuvem electrónica do átomo que lhe deu origem. Num anião a
nuvem electrónica é maior do que a nuvem electrónica do átomo que
lhe deu origem.
 Quando um átomo tem 8 electrões de valência, é estável e por isso
não forma iões (isto também se aplica ao átomo de hélio pois tem o
primeiro nível de energia completamente preenchido). Quando um
átomo tem entre 1 e 7 electrões de valência têm tendência a formar
iões, a perder ou ganhar electrões, tornando-se estável. Ou seja, um
átomo com 1, 2 ou 3 electrões de valência tem tendência a perde-los
para se estabilizar e um átomo com 5, 6 ou 7 electrões de valência
tem tendência a ganhar 3, 2 ou 1 electrões respectivamente para se
estabilizar. Quando o átomo tem 4 electrões de valência tem tanta
tendência a perdê-los como de ganhar 4 electrões de valência.
Metais e não-metais
 Atendendo à enorme diversidade dos materiais e das suas
propriedade é necessário estabelecer esquemas de organização e
classificação. Existem pouco mais de uma centena de átomos de tipo
diferente, isto é, cerca de 100 elementos diferentes, cada um deles
caracterizado pelo número atómico.
 Conforme as suas propriedades, as diferentes substâncias
elementares podem organizar-se em duas grandes classes: metais e
não-metais. Estes podem ser distinguidos pelas suas propriedades
físicas e químicas. São exemplos de propriedades físicas a
densidade, o brilho, a condutividade eléctrica e térmica, a ductilidade
e a maleabilidade, o ponto de fusão e o ponto de ebulição.
PROPRIEDADES FÍSICAS
Metais
Não-metais
- são quase todos sólidos à temperatura
- podem ser sólidos (grafite, diamante, enxofre e
ambiente e pressão normal. Excepção: mercúrio iodo) ou gasosos (oxigénio, ozono, nitrogénio e
(líquido).
hélio). Excepção: bromo (líquido).
- têm uma estrutura que os torna, no geral, mais - apresentam densidade muito variáveis e, em
densos do que os não-metais.
geral, menores que os metais.
- os metais não oxidados são brilhantes – brilho - em regra, são baços.
metálico.
- apresentam elevada condutividade eléctrica e - são maus condutores eléctricos e térmicos.
térmica.
Excepção: grafite.
- apresentam ductilidade e maleabilidade –
- quando se encontram no estado sólido são
dobram sem quebrar.
quebradiços.
- têm pontos de fusão e de ebulição elevados. - têm pontos de fusão e de ebulição baixos.
PROPRIEDADES QUÍMICAS
Metais
- os óxidos de metais (Na2O, MgO e CaO) têm
um comportamento básico na presença de
água.
- os óxidos de metais são compostos iónicos,
sólidos à temperatura ambiente.
- os metais são, em geral, muito reactivos.
- os átomos de metais originam normalmente
iões de carga positiva.
Não-metais
- os óxidos de não-metais (CO2, SO2 e SO3)
têm um comportamento ácido na presença
de água.
- os óxidos de não-metais não são compostos
iónicos e são gases à temperatura ambiente.
- podem ou não ser reactivos.
- os átomos de metais originam normalmente
iões de carga negativa.
 Há um pequeno conjunto de substâncias elementares que não cabe
nem na classe dos metais nem na dos não-metais. Designam-se
semimetais ou semicondutores e têm certas propriedades eléctricas
que os tornam muito úteis em electrónica. São exemplo o silício (Si)
e o germânio (Ge).