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CURSO PROFISSIONAL
1Oº Ano
Disciplina: Física – Química
MÓDULO Q1 – Estrutura Atómica. Tabela Periódica.
Ligação Química.
N.º de Horas: 18
Curso: Técnico de Eletrónica Automação e Comando
Docente: Estela de Nóbrega
2021/2022
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Conceitos básicos de ligação química: modelos de ligação e distribuição eletrónica, Exercícios de Português (Gramática - Literatura)
Este documento aborda conceitos básicos de ligação química, incluindo o modelo de ligação covalente, química e metálica, o número atómico, isótopos, substâncias elementares, o modelo atómico de bohr, distribuição eletrónica, eletrões de valência e ligação iónica. Também inclui exercícios e atividades práticas.
Tipologia: Exercícios
2022
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CURSO PROFISSIONAL
1Oº Ano
Disciplina: Física – Química
MÓDULO Q1 – Estrutura Atómica. Tabela Periódica.
Ligação Química.
N.º de Horas: 18
Curso: Técnico de Eletrónica Automação e Comando
Docente: Estela de Nóbrega
Índice
- Estrutura Atómica
- Elementos químicos: constituição. Isótopos e massa atómica relativa..............................................................
- Exercícios:........................................................................................................................................................
- Modelo atómico atual simplificado
- Exercícios
- Exercícios
- Exercício:
- Notação de LewisEscreva uma equação aqui.
- Exercício
- Exercícios
- Elementos químicos: constituição. Isótopos e massa atómica relativa..............................................................
- Tabela Periódica
- Evolução e organização atual
- Localização dos elementos na Tabela Periódica: o período e o grupo
- Exercício
- Variação do raio atómico e da energia de ionização dos elementos na Tabela Periódica
- Exercício:
- Exercícios:......................................................................................................................................................
- Estrutura molecular – ligação química..................................................................................................................
- Ligação química: modelo de ligação covalente.................................................................................................
- Exercício
- Exercício
- Exercício
- Exercício
- Ligação química: modelo de ligação química....................................................................................................
- Exercício
- Ligação química: modelo de ligação metálica...................................................................................................
- Exercícios:......................................................................................................................................................
- Ligação química: modelo de ligação covalente.................................................................................................
- Bibliografia
O número atómico , Z, é igual ao número de protões e, como um átomo é eletricamente neutro, o número de
protões é igual ao número de eletrões. O número de massa , A, corresponde ao número de nucleões, ou seja, é
o número de protões e de neutrões.
Exemplo:
Cl
17
35
Elemento químico: Cloro
Número atómico:
Número de massa:
Número de protões: 17
Número de eletrões: 17
Número de neutrões: 18
A RETER…-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
O número atómico é característico de um elemento químico.
Número de neutrões: A-Z
Por vezes, alguns elementos químicos apresentam isótopos , ou seja, átomos do mesmo elemento químico
(possuem o mesmo número atómico), mas que diferem no número de massa (diferem no número de neutrões).
Os átomos de carbono, de hidrogénio, de oxigénio, entre outros, possuem isótopos.
Exemplo:
Figura 3. Isótopos do elemento hidrogénio.
Os isótopos existem na Natureza com diferentes abundâncias.
Cada elemento químico possui uma massa designada massa atómica relativa que traduz a média da massa dos
seus isótopos, podendo ser determinada através da expressão:
A
r
X
m
1
A
1
- m
2
A
2
Sendo:
m
1
− a massa do isótopo 1
A
1
− abundância do isótopo 1
m
2
− massa isótopo 2
A
2
− abundância do isótopo 2
Cada elemento químico é caracterizado pelo seu número atómico e tem propriedades únicas que vão ser
diferentes das propriedades das substâncias elementares que os constituem.
Substâncias elementares são substâncias constituídas por átomos do mesmo elemento químico.
A RETER…-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
Isótopos são átomos do mesmo elemento químico (com mesmo número atómico) que diferem no número de
massa, ou seja, diferem no número de neutrões.
Exercícios:
1. Considere as seguintes representações de átomos onde as letras não representam símbolos químicos:
A
6
12
B
7
12
C
6
13
Indique:
1.1. O Número de protões do átomo A.
1.2. O número de eletrões do átomo C.
1.3. O número de neutrões do átomo B.
1.4. Duas espécies que sejam isótopos. Justifique.
2. Considere a seguinte tabela onde contam os valores de massa isotópica relativa bem como a abundância
relativa de isótopos de oxigénio.
Isótopos Abundância relativa (%) Massa isotópica
O
16
O
17
O
18
Determine a massa atómica relativa do oxigénio.
3. Considere as seguintes representações simbólicas de elementos químicos, onde as letras não são símbolos
químicos.
X
9
19
Y
10
20
Z
14
24
W
9
20
3.1. Indique a respetiva constituição.
3.2. Identifique, justificando, quais são os isótopos.
4. Classifique as seguintes proposições em verdadeiras (V) ou falsas (F).
A. O átomo é eletricamente neutro, pois o seu número de protões é igual ao número de neutrões.
B. As partículas constituintes do átomo são protões, neutrões e eletrões.
C. Isótopos são átomos do mesmo elemento químico que diferem no número de protões.
D. Cada elemento químico possui uma massa atómica relativa que traduz a média aritmética da massa.
5. Indique o número de eletrões, de protões e de neutrões que constituem cada um dos seguintes átomos.
A. Ne
10
20
B. Na
11
23
C. Mg
12
24
D. F
9
17
Em 1897, o físico Inglês, Joseph Thomson (figura 6 ) realizou experiências que lhe permitiram a descoberta de
partículas subatómicas de carga elétrica negativa- os eletrões. Posteriormente, Thomson propôs um novo
modelo atómico – o modelo do pudim de passas (figura 7 ) – segundo o qual o átomo seria uma esfera maciça
com carga positiva onde se encontravam uniformemente incrustados os eletrões (partículas com carga
negativa). Essa esfera teria um número igual de partículas com carga negativa e positiva.
Figura 6. Joseph Thomson (1856-1940) Figura 7. Modelo atómico de Thomson
Ernest Rutherford (figura 8 ), em 1911, após a realização de diversas experiências concluiu que o átomo era
constituído por um pequeno núcleo onde estava centrada quase toda a sua massa e onde se encontravam as
cargas positivas, movendo-se os eletrões em torno do núcleo tal como os planetas do Sistema solar se movem
à volta do Sol- o modelo Planetário (figura 9 ).
Figura 8. Ernest Rutherford (187 1 - 1937 ) Figura 9. Modelo planetário de Rutherford
Neils Bohr (figura 1 0 ), em 1913, propôs algumas alterações o modelo planetário. Segundo Bohr, o átomo era
constituído por um núcleo com carga positiva e à sua volta circulavam os eletrões descrevendo órbitas
circulares bem definidas, correspondentes a cada órbita um determinado valor de energia – modelo atómico
de Bohr (figura 1 1 ).
Figura 10 .Neils Bohr (1885- 1962 ) Figura 11. Modelo atómico de Bohr
Mais tarde em 1920. Abandonou-se a ideia de órbitas para os eletrões nos átomos. Vários cientistas, tais como
Louis de Broglie, Erwin Schrödinger e Werner Heisenberg, realizaram diversos estudos e concluíram que apenas
se podiam definir zonas com maior probabilidade de encontrar um eletrão, designadas orbitais, correspondendo
essas zonas à região do espaço mais próximo do núcleo.
Atualmente o modelo atómico aceite é o modelo da nuvem eletrónica (figura 12 ), segundo o qual se considera
que o átomo é constituído por um núcleo onde se encontram os protões e de neutrões e uma nuvem na qual se
movem os eletrões segundo trajetórias não definidas.
Figura 12. Modelo da nuvem eletrónica.
Exercícios :
8. Complete os espaços em branco.
O __________________ é constituído por um núcleo e por uma nuvem eletrónica.
No núcleo encontram-se os __________________ e os __________________. Os __________________ e
os __________________ são as principais partículas responsáveis pela massa do átomo.
Os eletrões encontram-se na __________________ onde se movem sem __________________ definidas.
Os __________________ possuem carga elétrica positiva, os __________________ carga elétrica negativa
e os __________________são partículas sem carga.
A __________________ é a zona do átomo onde há maior probabilidade de se encontrar um eletrão.
9. Quem, pela primeira vez, mostrou que os átomos contêm um núcleo central, muito pequeno, com quase
toda a massa do átomo (Assinale a opção correta)
A. Dalton B. Rutherford C. Bohr D. Thomson
um número inteiro de 1 a 7. No entanto, o último nível de energia não podendo conter mais do que 8 eletrões
(tabela 2), para que o átomo fique estável.
Tabela 2- número máximo de eletrões que cada nível de energia pode conter. Escreva uma equação aqui.
Nível Camada Número máximo de eletrões ( 2 𝑛
2
1 K
2 × 1
2
2 L
2 × 2
2
3 M
2 × 3
2
4 N 2 × 4
2
O estado fundamental de um átomo é o seu estado de menor energia. Os eletrões dos átomos distribuem-se
pelos níveis por ordem crescente de energia. O átomo de néon possui 2 eletrões no primeiro nível de energia e
8 no segundo, como se pode verificar na figura 1 4.
Figura 14. Distribuição dos eletrões, por ordem crescente de energia no átomo de néon.
A distribuição dos eletrões nos átomos chama-se distribuição eletrónica.
Na tabela 3 estão representadas as distribuições eletrónicas dos átomos de oxigénio, de alumínio e de cálcio.
Tabela 3- Distribuição eletrónica de átomos de oxigénio, alumínio e cálcio.
Elemento químico Número de eletrões Distribuição eletrónica
Oxigénio, O 8
1º 𝑛í𝑣𝑒𝑙 2º 𝑛í𝑣𝑒𝑙
Alumínio, Al 13
1º 𝑛í𝑣𝑒𝑙 2º 𝑛í𝑣𝑒𝑙
3º 𝑛í𝑣𝑒𝑙
Cálcio, Ca 20
1º 𝑛í𝑣𝑒𝑙 2º 𝑛í𝑣𝑒𝑙
3º 𝑛í𝑣𝑒𝑙
4º 𝑛í𝑣𝑒𝑙
Aos eletrões do último nível de energia de um átomo chamamos eletrões de valência. Estes eletrões são
responsáveis pelas propriedades químicas dos elementos.
Exercícios:
12. Considere a representação simbólica dos seguintes elementos químicos:
Li
3
7
Na
11
23
12.1. Indique o número de eletrões de cada um dos átomos.
12.2. Faça a distribuição eletrónica dos átomos referidos.
12.3. Indique o número de eletrões de valência de cada um dos átomos.
12.4. Quantos níveis de energia foram preenchidos em cada um dos átomos.
13. Relativamente à distribuição eletrónica de um átomo com 35 eletrões, indique qual o número máximo de
eletrões que pode existir no nível 5.
Para que um átomo esteja estável é necessário que o último nível de energia possua oito eletrões (à exceção do
hidrogénio, H, e do hélio, He, que só necessitam ter dois). Quando um átomo não tem o último nível de energia
totalmente preenchido tem tendência a ceder ou a receber eletrões de modo a adquirir uma configuração
estável. Quando isso acontece há formação de iões.
Dependendo da sua distribuição eletrónica, um átomo pode originar:
- Um catião (ião positivo) quando cede um ou mais eletrões.
- Um anião (ião negativo) quando recebe um ou mais eletrões.
Um ião é um átomo ou grupo de átomos que tem carga positiva ou negativa.
Catião é um ião com carga positiva.
Anião é um ião com carga negativa
A distribuição eletrónica também pode ser realizada no caso de iões, tal como se pode verificar nos seguintes
exemplos:
𝐂á𝐥𝐜𝐢𝐨: Ca
20
Distribuição eletrónica:
Ca
perde dois eletrões
Ca
2 +
Origina um catião
𝐅𝐥ú𝐨𝐫: F
9
Distribuição eletrónica:
F
ganha um eletrão
F
−
→Origina um anião
Exercício:
14. Complete a seguinte tabela:
Iões Número de
protões
Número de
neutrões
Número de
eletrões
Distribuição
eletrónica
−
17
34
2 +
12
24
2 −
8
17
Exercício :
15. Represente, utilizando a notação de Lewis, os iões resultantes dos átomos de flúor (
9
F), oxigénio (
8
O),
cálcio (
20
Ca) e alumínio (
13
Al).
A RETER... -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
O estado fundamental de um átomo é o seu estado de menor energia.
A distribuição eletrónica é a distribuição dos eletrões dos átomos por níveis de energia.
Os eletrões de valência são os eletrões os eletrões do último nível de energia.
Os iões são partículas com carga elétrica que resultam de átomos ou de grupos de átomos que ganham ou
perdem eletrões.
A notação de Lewis é um modo de representar esquematicamente os eletrões de valência de um átomo.
Através de pontos ou cruzes.
Exercícios:
16. Indique as ideias principais do atual modelo da nuvem eletrónica para o átomo. 17. Indique quais foram os modelos atómicos mais importantes para o estudo do átomo. 18. Considere as seguintes representações simbólicas de alguns átomos de elementos químicos:
Cl
17
35
C
6
12
Be
4
6
18.1. Indique o número de eletrões de cada um dos átomos.
18.2. Efetue a distribuição eletrónica dos eletrões dos átomos referidos.
18.3. Indique o número de eletrões de valência de cada um dos átomos.
18.4. Quantos níveis de energia estão preenchidos cada um dos átomos.
19. Considere a representação dos iões F
−
9
18
, Ca
2 +
20
40
, K
19
39
e S
2 −
16
32
e preencha a seguinte tabela:
Iões
Número de
eletrões
Número de
protões
Número de
neutrões
Distribuição
eletrónica
F
−
9
18
Ca
2 +
20
40
K
19
39
S
2 −
16
32
20. Explique a formação dos seguintes iões: O
2 −
8
, Na
11
e F
−
9
21. Represente as seguintes espécies de acordo com a notação de Lewis:
A. 𝐶𝑙
−
17
B. 𝑀𝑔
2 +
12
C. 𝐶
6
D. 𝑁𝑎
11
E. O
2 −
8
F. 𝑁𝑒
10
Localização dos elementos na Tabela Periódica: o período e o grupo
Os elementos químicos estão organizados na Tabela Periódica por ordem crescente do seu número atómico.
Os elementos que estão colocados na mesma linha pertencem ao mesmo período e caracterizam-se por terem
o mesmo número de níveis de energia, A Tabela Periódica tem sete períodos.
Os elementos que estão colocados na mesma coluna pertencem ao mesmo grupo e caracterizam-se por terem
o mesmo número de eletrões de valência. A Tabela Periódica tem dezoito grupos (figura 19).
Figura 19. A Tabela Periódica tem sete períodos e dezoito grupos.
Todos os elementos do mesmo grupo, pelo facto de terem o mesmo número de eletrões de valência,
apresentam propriedades físicas e químicas semelhantes.
Alguns grupos têm um nome especial. A figura 20 representa o nome das famílias dos elementos químicos
bem como a sua localização na Tabela Periódica.
Figura 20. Grupos ou famílias da Tabela Periódica
Os elementos dos grupos1,2 e 13 a 18 designam-se elementos representativos. Os restantes denominam-se
elementos de transição.
Os elementos dividem-se de acordo com as suas propriedades em metais, semimetais e não metais (figura 21).
Figura 21 .Localização dos metais, semimetais e não metais na Tabela Periódica.
O hidrogénio encontra-se por cima dos elementos do grupo 1 da Tabela Periódica pelo facto de ter um eletrão
de valência, apesar de não ter as propriedades dos metais alcalinos.
A partir da distribuição eletrónica de um elemento, é possível identificar a sua posição na Tabela Periódica.
Exemplos:
Como se trata de um elemento representativo, para identificar o número do grupo, deve-se somar os 10 grupos
correspondentes aos elementos de transição.
Exercício:
22. Sabendo que o número atómico do magnésio é 12, localize este elemento químico na Tabela Periódica.
Variação do raio atómico e da energia de ionização dos elementos na Tabela Periódica
O tamanho dos átomos é difícil de determinar, uma vez que os eletrões não estão localizados a uma distância
definida em volta do núcleo.
Para simplificar, considera-se o átomo como uma superfície
esférica. O raio atómico de um elemento é definido como o raio de
uma esfera representativa de um átomo isolado desse elemento
(figura 22).
Ao longo de um grupo da Tabela Periódica, o raio atómico
aumenta , devido ao aumento do número de níveis energéticos.
Ao longo de um período da Tabela Periódica o raio atómico
diminui , devido ao aumento da força atrativa dos eletrão-núcleo
(figura 23).
Figura 22. O raio atómico do átomo de
hidrogénio.
Figura 23. Variação do raio atómico ao longo dos grupos e dos períodos da Tabela Periódica.
Exercícios:
24. Considere a seguinte Tabela Periódica em que as letras não correspondem aos símbolos químicos dos
elementos.
24.1. Indique pela respetiva letra:
a) Um halogéneo b) Um gás nobre
c) Um metal alcalinoterroso d) Um metal alcalino
e) Um semimetal f) Um não-metal
g) Um elemento representativo h) Um elemento de transição
i) O elemento que se encontra no grupo 13 e no 2º período.
25. Indique, justificando, se o elemento magnésio (
12
Mg) pertence ao grupo de cálcio (
20
Ca).
26. Classifique as proposições em verdadeiras (V) ou falsas (F).
A. A Tabela Periódica é formada poe 108 elementos.
B. Os elementos químicos estão ordenados pelo seu número atómico em sete linhas que se chamam
períodos e em dezoito colunas que se chamam grupos ou famílias.
C. A Tabela Periódica tem sete grupos e dezoito períodos.
D. Ao longo de um grupo da Tabela Periódica, o raio atómico aumenta, devido ao aumento do número de
níveis energéticos.
E. Ao longo de um período da Tabela Periódica, o raio atómico diminui, devido ao aumento da força
atrativa eletrão-núcleo.
27. Compare os átomos dos seguintes elementos relativamente ao seu tamanho: lítio e potássio. 28. Compare os átomos de oxigénio e de boro relativamente à energia de ionização.
PARA PESQUISAR---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
Utilizando os cartões que foram elaborados na rúbrica “Para Pesquisar” da página 6 (BI de um elemento
químico), construa uma Tabela Periódica da turma.
Estrutura molecular – ligação química
Olhando à nossa volta, verificamos que existem inúmeros e diversificados materiais. Mas como é possível
existirem tantos materiais diferentes havendo pouco mais de cem elementos químicos?
Os átomos grandes parte dos elementos químicos existentes conjugam-se formando diferentes moléculas.
Surge assim, o conceito de molécula como um agregado de átomos.
Ligação química: modelo de ligação covalente
A molécula mais simples que existe é a molécula de hidrogénio, H 2 , que consiste na ligação de dois átomos de
hidrogénio.
É possível verificar experimentalmente que os átomos de hidrogénio se ligam formando moléculas diatómicas.
Quando dois átomos de hidrogénio se aproximam, surgem dois tipos de forças:
Forças atrativas – entre o eletrão de cada um dos átomos e o protão do outro átomo (interação eletrão –
núcleo).
Forças repulsivas – entre os protões de cada um dos átomos e os eletrões do mesmo átomo (interação eletrão
- eletrão e interação núcleo – núcleo).
Figura 25. Modelo da molécula de
hidrogénio.
Figura 26. Interações que ocorrem quando dois átomos de hidrogénio se aproximam.
Estas forças (atrativas e repulsivas) compensam-se até que, quando os núcleos dos átomos 74 pm
( 74 × 10
− 12
m), a intensidade das forças atrativas supera a intensidade das forças repulsivas e os átomos ficam
ligados, constituindo, então, a molécula de hidrogénio.
Cada átomo de hidrogénio possui um eletrão que é partilhado pelos dois núcleos. Quando se forma a molécula
de hidrogénio, forma-se uma ligação covalente simples.
Numa ligação covalente simples os átomos encontram-se ligados por partilha de um par de eletrões. Cada
eletrão partilhado é atraído por ambos os núcleos, conferindo estabilidade à ligação.
Pode-se simplificar, substituindo cada par de eletrões por um traço e, deste modo, obtém-se a fórmula de
estrutura da molécula de hidrogénio, tal como se representa a seguir: