Módulo Q. 1 - Estrutura Atómica. Tabela Periódica. Ligação Química.

ESCOLA SECUNDÁRIA MANUEL TEIXEIRA GOMES ANO LECTIVO 2010 2011 Disciplina:

Física

e

Química

1º Ano Curso Profissional

Técnico de Energias Renováveis Professor: Amélia Taveira

Módulo Q. 1: Estrutura atómica. Tabela Periódica. Ligação química. RESUMO Todos os materiais que existem podem classificados em (apenas) dois grandes grupos: 

Misturas – não têm escrita química – moléculas diferentes o Homogéneas – uma só fase o Heterogéneas – duas ou mais fases



Substâncias puras – têm escrita química – moléculas iguais o Elementares – Símbolo químico – átomos iguais o Compostas – Fórmula química – átomos diferentes

As

substâncias

puras

têm

propriedades

características

(macroscópicas) que permitem a sua identificação: cor, estado físico (à temperatura ambiente), densidade, pontos de fusão e de ebulição, etc. – propriedades físicas e comportam-se de modos específicos quando em contacto com outras substâncias – propriedades químicas. Um átomo é partícula mais pequena de qualquer substância pura elementar que existe. A partir do átomo se formam as outras duas unidades estruturais da matéria: 

Átomo – Protões (carga eléctrica positiva) e Neutrões (sem carga eléctrica) – no núcleo; Electrões (carga eléctrica negativa)

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girando à volta do núcleo e sobre si próprio em níveis de energia (orbitais) característicos. 

Ião – Partícula formada quando um átomo perde electrões (ião positivo ou catião) ou ganha electrões (ião negativo ou anião).



Molécula – dois ou mais átomos (iguais ou diferentes) ligados quimicamente.

N.º atómico (Z) – número de protões que identifica o átomo, (“número de ordem” na T. P.). N.º de massa (A) – o número de partículas que existe no núcleo, i.e., número de protões mais número de neutrões. A Tabela Periódica (T.P.) é uma tabela onde estão representados todos os átomos diferentes (Há também Tabelas Periódicas para os isótopos). Isótopo – substância pura elementar cujos átomos apresentam o mesmo n.º de protões e portanto o mesmo N.º atómico e nome). Estão dispostos por ordem crescente de N.º atómico e verifica-se que ao Grupo – colunas verticais – corresponde o número de electrões de valência (último nível de energia) e que ao Período – linhas horizontais – corresponde o número de níveis de energia (2n 2 – Regra de Stoner – permite determinar o número máximo de electrões no nível n ). É precisamente essa ordem – periocidade – que permite prever as propriedades atómicas (microscópicas) que determinam, por sua vez, as propriedades (macroscópicas) das substâncias puras elementares e compostas. A carga nuclear (carga eléctrica positiva – n.º de protões no núcleo – N.º atómico) é o factor determinante para a explicação de todas as propriedades atómicas. O poder atractivo crescente do núcleo positivo provoca a contracção da nuvem electrónica (negativa) e o número de níveis de energia onde os electrões (em número igual aos protões) se distribuem vai

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aumentando. A distância (ou força actrativa) dos electrões ao núcleo permite a sua maior ou menor mobilidade. Assim, ao longo do Grupo, o factor determinante é o n.º de níveis de energia, que aumenta e, portanto, faz aumentar a distância dos electrões de valência ao núcleo. Ao longo do Período, o factor determinante é a carga nuclear, que aumenta e, portanto, faz diminuir a distância dos electrões de valência ao núcleo. Energia de (1ª, 2ª, …) ionização – energia mínima necessária para remover um (dois,…) electrão de um átomo (no estado gasoso e no estado fundamental). Estado fundamental – estado de um átomo em que a energia é mínima, i.e., em que os electrões se encontram distribuídos nos níveis de menor energia possível. A electronegatividade, característica dos átomos determinante para o estabelecimento das ligações químicas, é a capacidade de atrair carga eléctrica negativa. É precisamente a diferença de valores entre os átomos que caracteriza uma ligação química: entre átomos de elementos metálicos a diferença de electronegatividades (valores pequenos) é muito pequena e entre átomos de elementos não metálicos (valores muito grandes) também apresenta valores pequenos. É entre átomos de elementos metálicos e não metálicos que esta diferença apresenta valores apreciáveis e assim, regra geral, 

Ligação metálica – metais + metais – “mar de electrões” (átomos)



Ligação covalente – não metais + não metais – partilha de electrões (moléculas)



Ligação iónica – metais + não metais – transferência de electrões (iões)

Princípio da Mínima Energia – Um sistema físico e/ou químico é tanto mais estável quanto menos energia contiver.

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A Regra do Octecto, regra empírica, indica-nos que um átomo apresentará menor energia se puder ter o último nível de energia com o número máximo de electrões (2 para 1º nível e oito para os outros). A Notação de Lewis é uma representação dos átomos em que o seu símbolo químico representa o núcleo e os seus electrões interiores (cerne de um átomo) e ao seu redor representam-se os electrões de valência. Serve para melhor se visualizar que tipo de ligação química se vai estabelecer entre átomos. A energia de ligação (valor simétrico da energia de dissociação) – energia que se liberta quando dois ou mais átomos se ligam é inversamente proporcional ao comprimento da ligação que se estabeleceu (quanto maior for a energia de ligação, mais forte é e, portanto, menor é a distância entre os átomos ligados). A electronegatividade dos átomos também é responsável pela geometria das moléculas pois esta é determinada pela polaridade (existência de um pólo positivo e outro negativo) da molécula. Exemplos de geometria das moléculas: Linear

CO2

Angular

H2O

Triangular plana

BF3

Piramidal trigonal (tripé) Teraédrica

NH3 CCl4

Exemplos de ligações químicas entre átomos e consequentes geometrias moleculares

Moléculas

Nº de Electrões

Nº de Pares de Electrões de valência

Disposição espacial

Geometria Molecular

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Total H2O Água

NH3 Amoníaco

CH4 Metano

10

De valência 8

Ligantes

Não Ligantes

2

2

Angular Piramidal

10

8

3

1

trigonal (tripé)

10

8

8

0

Tetraédrica

22

10

4

4

Linear

CO2 Dióxido de carbono

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