Ciências Físico-Químicas 9º ano | Estrutura atómica

FÍSICO-QUÍMICA 9º ANO

Estrutura atómica

RESUMO DA MATÉRIA
POWERPOINT
VÍDEOS
EXERCÍCIOS
METAS CURRICULARES

ESTRUTURA ATÓMICA

EVOLUÇÃO DO CONHECIMENTO DOS ÁTOMOS

Constituição de um átomo?

O átomo é constituído por 2 regiões:

• núcleo:
  • onde se encontram:
    • protões (de carga elétrica positiva)
    • neutrões (sem carga elétrica)
• nuvem eletrónica:
  • onde se encontram:
    • eletrões (de carga elétrica negativa)

Os protões, neutrões e eletrões são as partículas subatómicas constituintes do átomo. Os protões e os neutrões, por se encontrarem no núcleo, são designados nucleões.

Carga elétrica de um átomo

• Carga elétrica:
  • do núcleo (carga nuclear): positiva, devido à presença dos protões
  • da nuvem eletrónica: negativa, devido à presença dos eletrões

. Por sua vez, o átomo é eletricamente neutro pois tem tantos protões como eletrões.

Primeiros atomistas

O primeiro a propor a existência de átomos foi Demócrito, na Antiga Grécia.

Para os primeiros atomistas:

• a matéria era constituída por átomos indivisíveis
• os átomos tinham diferentes tamanhos e formas de acordo com o material a que pertenciam

No entanto, só mais tarde, surgiram teorias atómicas com sólidas bases científicas.

Evolução dos modelos atómicos

• Modelo atómico de Dalton:
  • átomos indivisíveis e de diferente massa e tamanho (conforme o elemento químico a que pertenciam) que se combinam para originar substâncias compostas
• Modelo atómico de Thomsom (modelo pudim de passas):
  • átomos constituídos por corpúsculos com carga elétrica negativa dispostos sobre um material de carga elétrica positiva
• Modelo de Rutherford (1º modelo planetário):
  • átomos constituídos por um pequeno núcleo e à volta do qual se deslocam os eletrões
• Modelo de Bohr:
  • acrescentou que os eletrões se movem à volta do núcleo em órbitas e que se encontram distribuídos em diferentes níveis de energia (quanto mais afastados do núcleo maior a sua energia)
• Modelo da nuvem eletrónica (modelo atualmente mais aceite):
  • os eletrões não se movem à volta do núcleo em órbitas, mas sim em orbitais (região à volta do núcleo onde é provável encontrar um eletrão)
  • quanto menor a distância ao núcleo, maior a probabilidade de encontrar eletrões
  • ao conjunto das orbitais dá-se o nome de nuvem eletrónica
  • o raio atómico corresponde à distância entre o núcleo e o limite da nuvem eletrónica

ÁTOMOS E ELEMENTOS QUÍMICOS

Caracterização de elementos químicos

É o número de protões que nos indica o elemento químico de um átomo. Sendo assim, átomos com igual número de protões são do mesmo elemento químico.

A cada elemento químico corresponde um símbolo químico:

• Hidrogénio – H
• Hélio – He
• Lítio – Li
• Berílio – Be
• Boro – B
• Carbono – C
• Nitrogénio (ou azoto) – N
• Oxigénio – O
• Flúor – F
• Néon – Ne
• Sódio – Na
• Magnésio – Mg
• Alumínio – Al
• Silício – Si
• Fósforo – P
• Enxofre – S
• Cloro – Cl
• Árgon – Ar
• Potássio – K
• Cálcio – Ca

Massa das partículas subatómicas

A massa de um eletrão é desprezável quando comparada com a de um protão ou neutrão. Sendo assim, a massa de um átomo concentra-se quase na sua totalidade no núcleo.

Número atómico e número de massa

• Número atómico (Z):
  • número de protões
• Número de massa (A):
  • número de nucleões (protões + neutrões)

Representação simbólica de um átomo

Um átomo é representado simbolicamente da seguinte forma:

[math]_Z^AX[/math]

Sendo:

• Z – número atómico
• A – número de massa
• X – símbolo químico

Caracterização de um átomo

Para caracterizar um átomo devemos indicar:

• elemento químico
• número atómico (Z)
• número de massa (A)
• o número de protões ([math]p^+[/math])
• o número de neutrões ([math]n^0[/math])
• o número de eletrões ([math]e^-[/math])
• a carga nuclear (CN): positiva e igual ao número de protões
• a carga da nuvem eletrónica (CNE): negativa e igual ao número de eletrões

Exemplo:

[math]_{11}^{23}Na[/math]

• elemento químico: sódio
• Z: 11
• A: 23
• [math]p^+[/math]: 11
• [math]n^0[/math]: 23-11=12
• [math]e^-[/math]: 11
• CN: +11
• CNE: -11

Isótopos, abundância isotópica e massa atómica relativa

• Isótopos:
  • átomos com o mesmo número atómico mas massa diferente (igual número de protões mas diferente número de neutrões)

• Abundância isotópica (AIN):
  • percentagem de cada isótopo na natureza

• Massa atómica relativa de um elemento (Ar(X)):
  • média ponderada das massas atómicas dos seus isótopos, tendo em conta as suas abundâncias isotópicas

Exemplo:

Abundância isotópica do oxigénio: 

• [math]_{8}^{16}O[/math] : 99,76%
• [math]_{8}^{17}O[/math] : 0,04%
• [math]_{8}^{18}O[/math] : 0,20%

Massa atómica relativa do oxigénio:

[math]A_r(O)=\frac{16×99,76+17×0,04+18×0,20}{100}[/math]

[math]A_r(O)=\frac{1596,16+0,68+3,6}{100}[/math]

[math]A_r(O)=\frac{1600,44}{100}[/math]

[math]A_r(O)=16,0044[/math]

IÕES

O que são iões?

Os átomos, ou um grupo de átomos, podem ceder ou captar eletrões, passando a ter carga elétrica:

• Ião positivo (catião):
  • átomo, ou grupo de átomos, que cedeu um ou mais eletrões (tem mais protões que eletrões)
• Ião negativo (anião):
  • átomo, ou grupo de átomos, que captou um ou mais eletrões (tem mais eletrões que protões)

Representação simbólica de um ião

Um ião é representado simbolicamente da seguinte forma:

[math]_Z^AX^{n+}[/math]   ou  [math]_Z^AX^{n-}[/math]

Sendo:

• Z – número atómico
• A – número de massa
• X – símbolo químico
• n – número de eletrões que o ião cedeu ou captou

Exemplo:

[math]_{11}^{23}Na^+[/math]

• elemento químico: sódio
• Z: 11
• A: 23
• [math]p^+[/math]: 11
• [math]n^0[/math]: 23-11=12
• [math]e^-[/math]: 11-1=10
• CN: +11
• CNE: -10
• Carga do ião: +1

DISTRIBUIÇÕES ELETRÓNICAS

Energia dos eletrões nos átomos

Os eletrões não se distribuem aleatoriamente pelos átomos, mas obedecendo a algumas regras:

• os eletrões distribuem-se por níveis de energia com valor bem definido (caracterizados por um número inteiro)
• quanto mais afastado do núcleo, maior a energia de um nível
• os eletrões podem subir de nível (com absorção de radiação) ou descer de nível (com emissão de radiação)

Os eletrões do último nível (os que têm mais energia) designam-se eletrões de valência, e os restantes são os eletrões do cerne.

Número máximo de eletrões de cada nível de energia

O número máximo de eletrões de cada nível obdece à seguinte regra:

• [math]2n^2[/math] (sendo [math]n[/math] o número do nível)

Sendo assim, o número máximo de eletrões é a seguinte:

• no 1º nível: 2
• no 2º nível: 8
• no 3º nível:18
• …

No entanto, seja qual for o nível (com exceção do primeiro) o último nível só pode ter 8 eletrões no máximo.

Distribuições eletrónicas

• Princípio da energia mínima:
  • os eletrões de um átomo ocupam preferencialmente os níveis que lhe conferem energia mais baixa

Exemplos:

Átomos com Z≤20:

• ₁H – 1
• ₂He – 2
• ₃Li – 2,1
• ₄Be – 2,2
• ₅B – 2,3
• ₆C – 2,4
• ₇N – 2,5
• ₈O – 2,6
• ₉F – 2,7
• ₁₀Ne – 2,8
• ₁₁Na – 2,8,1
• ₁₂Mg – 2,8,2
• ₁₃Al – 2,8,3
• ₁₄Si – 2,8,4
• ₁₅P – 2,8,5
• ₁₆S – 2,8,6
• ₁₇Cl – 2,8,7
• ₁₈Ar – 2,8,8
• ₁₉K – 2,8,8,1
• ₂₀Ca – 2,8,8,2

O potássio e do cálcio iniciam o preenchimento do nível 4 com apenas 8 eletrões no nível 3 pois o último nível não pode ter mais de 8 eletrões.

Estabilidade de distribuições eletrónicas

As reações químicas envolvem unicamente eletrões de valência:

• átomos com poucos eletrões de valência: cedem eletrões
• átomos com perto de oito eletrões de valência: captam eletrões
• átomos com 8 eletrões de valência: têm pouca tendência para reagir (são designados gases nobres)

Exceções:

• O hidrogénio tem apenas 1 eletrão e tem tendência a captar um eletrão para ficar com seu último nível preenchido
• O hélio tem apenas 2 eletrões e tem pouca tendência para reagir pois já tem o seu último nível preenchido

Ou seja, os átomos que têm o seu último nível preenchido são estáveis e por isso têm pouca tendência para reagir (são os gases nobres). Os que não têm o último nível preenchido são instáveis até conseguirem ter uma distribuição eletrónica de um gás nobre, ou seja, com o último nível de energia preenchido.

Partículas com a mesma distribuição eletrónica designam-se isoeletrónicas.

Exemplo:

₂₀Ca – 2,8,8,2

O cálcio tem apenas 2 eletrões de valência, por isso tem tendência a ceder esses 2 eletrões e passa a ter a seguinte distribuição eletrónica:

• 2,8,8 (igual à do Árgon, que é um gás nobre)

Como cedeu eletrões, o átomo de cálcio transformou-se num catião, com a seguinte representação simbólica:

• [math]_{20}Ca^{2+}[/math]

O ião [math]_{20}Ca^{2+}[/math] e o átomo Ar passam a ter a mesma distribuição eletrónica, por isso designam-se partículas isoeletrónicas.

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Revê aqui a matéria/resumo/síntese de CFQ:

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VÍDEOS

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EXERCÍCIOS

Ficha 1   |  Evolução do modelo atómico   |   enunciado » resolução

Ficha 2   |  Os átomos dos diferentes elementos químicos   |   enunciado » resolução

Ficha 3   |  Distribuições eletrónicas de átomos e de iões   |   enunciado » resolução

Ficha 4   |  A constituição do átomo   |   enunciado » resolução

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O que tens de saber neste capítulo, segundo o programa e metas curriculares de Ciências Físico-Químicas – 9º ano:

DOMÍNIO: CLASSIFICAÇÃO DOS MATERIAIS

SUBDOMÍNIO: ESTRUTURA ATÓMICA

• Reconhecer que o modelo atómico é uma representação dos átomos e compreender a sua relevância na descrição de moléculas e iões.

1. Identificar marcos importantes na história do modelo atómico.
2. Descrever o átomo como o conjunto de um núcleo (formado por protões e neutrões) e de eletrões que se movem em torno do núcleo.
3. Relacionar a massa das partículas constituintes do átomo e concluir que é no núcleo que se concentra quase toda a massa do átomo.
4. Indicar que os átomos dos diferentes elementos químicos têm diferente número de protões.
5. Definir número atómico (Z) e número de massa (A).
6. Concluir qual é a constituição de um certo átomo, partindo dos seus número atómico e número de massa, e relacioná-la com a representação simbólica [math]_Z^AX[/math].
7. Explicar o que é um isótopo e interpretar o contributo dos vários isótopos para o valor da massa atómica relativa do elemento químico correspondente.
8. Interpretar a carga de um ião como o resultado da diferença entre o número total de eletrões dos átomos ou grupo de átomos que lhe deu origem e o número dos seus eletrões.
9. Representar iões monoatómicos pela forma simbólica [math]_Z^AX^{n+}[/math] ou [math]_Z^AX^{n-}[/math].
10. Associar a nuvem eletrónica de um átomo isolado a uma forma de representar a probabilidade de encontrar eletrões em torno do núcleo e indicar que essa probabilidade é igual para a mesma distância ao núcleo, diminuindo com a distância.
11. Associar o tamanho dos átomos aos limites convencionados da sua nuvem eletrónica.
12. Indicar que os eletrões de um átomo não têm, em geral, a mesma energia e que só determinados valores de energia são possíveis.
13. Indicar que, nos átomos, os eletrões se distribuem por níveis de energia caraterizados por um número inteiro.
14. Escrever as distribuições eletrónicas dos átomos dos elementos (Z ≤ 20) pelos níveis de energia, atendendo ao princípio da energia mínima e às ocupações máximas de cada nível de energia.
15. Definir eletrões de valência, concluindo que estes estão mais afastados do núcleo.
16. Indicar que os eletrões de valência são responsáveis pela ligação de um átomo com outros átomos e, portanto, pelo comportamento químico dos elementos.
17. Relacionar a distribuição eletrónica de um átomo (Z ≤ 20) com a do respetivo ião mais estável.

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Todos os capítulos do programa de Ciências Físico-Químicas – 9º ano:

DOMÍNIO: MOVIMENTOS E FORÇAS

• Movimentos na Terra
• Forças e movimentos
• Forças, movimentos e energia
• Forças e fluidos

DOMÍNIO: ELETRICIDADE

• Corrente elétrica e circuitos elétricos
• Efeitos da corrente elétrica e energia elétrica

DOMÍNIO: CLASSIFICAÇÃO DOS MATERIAIS

• Estrutura atómica
• Propriedades dos materiais e Tabela Periódica
• Ligação química

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