Física e Químicaintra.etpsico.pt/manuais/1gpsi/81.pdf · 2019-09-18 · Entidade Proprietária: SCOLA E TECNOLÓGICA E PROFISSIONAL DE SICÓ Módulo 1 - Estrutura Atómica. Tabela

Curso Profissional de Técnico de

Gestão e Programação de Sistemas Informáticos

Física e Química

1.º ano

Módulo 1

Estrutura Atómica. Tabela Periódica.

Ligação Química

18 Horas

Entidade Proprietária:

ESCOLA TECNOLÓGICA E PROFISSIONAL DE SICÓ

Módulo 1 - Estrutura Atómica. Tabela Periódica. Ligação Química

Índice Introdução ......................................................................................................................... 2 1.Estrutura atómica ........................................................................................................... 2

1.1.1. Átomo .................................................................................................................. 3 1.1.2. Como se caracterizam os átomos dos diferentes elementos. ............................ 4 1.1.3. Isótopos ............................................................................................................... 6 1.1.4. Massa atómica relativa (Ar) ................................................................................. 7 1.2. Modelo atómico atual simplificado ...................................................................... 10 1.2.2.Representação de Lewis ..................................................................................... 11

2. Tabela Periódica ...................................................................................................... 10 2.1. Tabela Periódica: evolução e organização dos elementos. .................................. 10 2.2. Localização dos elementos na Tabela Periódica: período e grupo. ..................... 12 2.3. Variação do raio atómico e da energia de ionização dos elementos da Tabela Periódica ...................................................................................................................... 14 2.3.1. Raio atómico e raio iónico ................................................................................. 14 2.3.2. Energia de primeira ionização. .......................................................................... 18 2.4. Propriedades dos elementos e propriedades das substâncias elementares ....... 18

3. Estrutura molecular – ligação química .................................................................... 19 3.1. Ligação química: modelo da ligação covalente .................................................... 19 3.1.1. Estrutura de Lewis para algumas moléculas simples. Regra do octeto ............ 21 3.1.2. Ordem de ligação ............................................................................................... 24 3.1.3. Eletronegatividade dos átomos dos elementos químicos ................................ 24 3.1.4. Parâmetros da ligação covalente ...................................................................... 28 3.1.5. A forma das moléculas: geometria molecular .................................................. 29 3.2. Ligação química: modelo da ligação iónica. ......................................................... 33 FÍSICA – QUÍMICA 1º Ano ............................................................................................ 35 Ficha de Trabalho n.º1 ................................................................................................. 35 FÍSICA – QUÍMICA 1º Ano ............................................................................................ 37 Ficha de Trabalho nº2 .................................................................................................. 37

Teste Tipo ........................................................................................................................ 39 Correção do Teste Tipo .................................................................................................... 39 Conclusão......................................................................................................................... 40 Bibliografia ....................................................................................................................... 40




Introdução

Durante este módulo, iremos revisitar o que são, como se organizam e como se ligam os

átomos, ideias estruturantes e fundamentais do conhecimento químico. A natureza química das

substâncias assenta no conceito de elemento químico, sendo o número limitado dos existentes

na natureza e de alguns produzidos artificialmente.

A evolução histórica dos diferentes modelos atómicos converge no modelo atual: o modelo

quântico. Paralelamente, desenvolve-se a história da organização dos elementos, até a atual

Tabela Periódica. Feita a interpretação da constituição do átomo, importa conhecer o modo

como os átomos se ligam entre si para formar novas unidades estruturais como os iões e as

moléculas, de acordo com diferentes modelos de ligação química.

1.Estrutura atómica

Elementos químicos: constituição, isótopos e massa atómica relativa.

Quase tudo o que se vê, que se toca ou que se sente de qualquer outro modo é resultado da

combinação de cerca de 36 dos 116 elementos que são conhecidos atualmente, 25 dos quais

obtidos artificialmente.

1.1.1. Átomo

Átomo é uma palavra de que significa alguma coisa que não se pode separar, que é indivisível;

esta definição vai de encontro à teoria estabelecida por Jonh Dalton acerca dos átomos. Contudo,

como se sabe, os átomos podem ser decompostos em partículas mais pequenas.

> Núcleo atómico – zona mais central do átomo, carregada positivamente, onde se

encontram as partículas que, pela sua localização, se designam por nucleões:

Protões (com carga elétrica positiva);

Neutrões (sem carga elétrica)

> Nuvem eletrónica – zona fora do núcleo, ocupando um espaço muito maior que o

do núcleo, onde se movem os eletrões, com carga elétrica negativa e com massa

inferior à dos protões e à dos neutrões.




O modelo atómico atual considera que o átomo é constituído por:

Características

Partículas

Símbolo Massa/u.m.a. Massa/Kg Carga elétrica Localização

Protões p 1 27107,1 +1 Núcleo

Neutrões n 1 27107,1 0 Núcleo

Eletrões e Desprezável 31101,9 -1 Fora do núcleo

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).

Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1,

Q2, Q6; Porto Editora

1.1.2. Como se caracterizam os átomos dos diferentes elementos.

Número atómico (Z) Cada elemento tem o seu próprio número atómico (valor inteiro) que fornece a

informação do número de protões.

Todos os átomos do mesmo elemento têm o mesmo número de protões

(partículas eletricamente positivas).

Átomos de elementos diferentes têm número atómico diferente.

A partir do número atómico é possível conhecer o número de eletrões desse

átomo.

Número de massa (A)

Cada átomo de um elemento tem o seu próprio número de massa (valor inteiro)

que indica o número total de nucleões (protões e neutrões).




O mesmo elemento pode apresentar átomos diferentes (no número de massa)

pois podem ter número de neutrões diferentes (isótopos).

Assim, cada átomo de um elemento X pode representar-se por XAZ

Exemplos:

Alumínio Urânio

Al2713

14

13

13

13

27

nZAn

e

p

Z

A

U23592

143

92

92

92

235

nZAn

e

p

Z

A

Nota:

Esta notação é igualmente válida para as partículas que resultam de um átomo X por perda

ou ganho de um ou mais eletrões. Estas partículas, com carga elétrica, designam-se por

iões, sendo:

-catiões se têm carga positiva (podem ser mono, di, tri,…positivos);

-aniões se têm carga negativa (podem ser mono, di, tri, …negativos)

Exemplos:

Catiões Aniões

K - catião potássio (mono positivo) Cl - anião cloreto (mono negativo) o átomo K perdeu 1 eletrão o átomo Cl ganhou 1 eletrão

2Ca - catião cálcio (dipositivo) 2O - anião óxido (di negativo) o átomo Ca perdeu 2 eletrões o átomo O ganhou 2 eletrões

3Al - catião alumínio (tri positivo) 3N - anião nitreto (tri negativo) o átomo Al perdeu 3 eletrões o átomo N ganhou 3 eletrões

Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos

Q1, Q2, Q6; Porto Editora

A carga do ião corresponde à diferença entre o número atómico do respetivo átomo

e o numero de eletrões que possui.

Carga do ião = Z – n.º de eletrões




1.1.3. Isótopos

Na notação cientifica, os isótopos identificam-se mediante o nome do elemento químico

seguido do numero de nucleões (protões e neutrões) do isótopo em questão, por exemplo

ferro – 57, urânio – 238 e hélio – 3, os quais são representados simbolicamente por Fe57 , U238

e He3 , respetivamente.

Exemplos – Elementos com diferentes isótopos:

Hidrogénio: H1

1 - prótio (H); H2

1 - deutério (D); H3

1 - trítio (T)

Carbono: C12

6 - carbono – 12; C14

6 - carbono – 14

Revê:

No átomo – número de protões = número de eletrões.

Número atómico (Z) = número de protões.

O número atómico (Z) é característica de cada elemento químico.

Número de massa (A) = número de protões (p) + número de neutrões(n).

XX pn

p

A

Z

Catião – se o átomo perde eletrões

Anião – se o átomo ganha eletrões

Carga do ião = Z – n.º de eletrões

Isótopos A

Z

Isótopos de um mesmo elemento são caracterizados por terem:

Mesmo numero atómico Z, pois têm o mesmo número de protões e eletrões;

Diferente numero de massa A, pois diferem no numero de neutrões.




1.1.4. Massa atómica relativa (Ar)

Já se sabe que a massa de um átomo é praticamente toda atribuída aos nucleões (protões e

neutrões) que se encontram no núcleo desse átomo, porque a massa dos eletrões é

desprezável quando comparada com a dos nucleões.

No entanto, mais importante do que conhecer a massa absoluta dos átomos expressa em g ou

kg, é conhecer a massa atómica relativa.

Como se determina a massa atómica de um elemento que possui isótopos?

Para determinar a massa atómica de um elemento que possui isótopos, calcula-se uma média

pesada, que tenha em linha de conta:

Os isótopos e a sua massa isotópica relativa;

A sua abundância relativa.

Exemplos resolvidos:

1. Determina a massa atómica relativa do elemento cloro, do qual se conhece:

Átomo Massa isotópica Abundância relativa %

Cl35 34,07 75,77

Cl37 36,97 24,23

Resolução:

Dizer que abundância relativa do Cl35é 75,77% e que a do Cl37

é de 24,23% significa dizer

que para cada 100 átomos de cloro: 75,77 são átomos de Cl35 e 24,23 são átomos de Cl37

.

45,35100

97,3633,24()97,3477,75(ClAClA rr




2. Calcula a abundância relativa do cobre – 63 e do cobre – 65, sabendo que a massa

atómica desse elemento é 63,546, assumindo que não existe nenhum outro isótopo.

Dados: 93,64;93,62 6563 CuACuA rr

Resolução:

Abundância relativa do cobre – 63 = x e a abundância relativa do cobre – 65 =100 – x

%2,692

4,13824,13893,6493,6264936,6354

93,64649393,62100546,63100

93,64100)93,62(546,63

xxxxx

xxxx



Revê:

A massa padrão que se utiliza atualmente é a correspondente a 12

1 da massa do

átomo de carbono – 12 ( C12)

Massa atómica relativa indica o número de vezes que a massa de um átomo é

maior que a massa – padrão (termo de comparação).

A massa atómica relativa é adimensional.

A massa atómica relativa (Ar) de um elemento é a média das massas atómicas

dos seus isótopos, entrando em linha de conta com as suas abundâncias relativas

(média pesada).

Abundâncias relativas:

Cobre – 63 =69,2% cobre – 65 =100-69,2 cobre – 65 = 30,8%




1.2. Modelo atómico atual simplificado

Como já se referiu, o modelo atómico atual considera que o átomo é constituído por:

Núcleo atómico onde se encontram protões (com carga elétrica positiva) e

neutrões (sem carga elétrica).

Nuvem eletrónica – onde se movem os eletrões.

Distribuição eletrónica

O modelo mais simples para a distribuição eletrónica é o que considera as designações

atribuídas às diferentes camadas energéticas K, L, M, …

Segundo este modelo, os eletrões de um átomo de número atómico Z vão distribuir-se

em diferentes camadas (n) e a diferentes distâncias do núcleo.

Assim, haverá eletrões, em média, mais próximos do núcleo e menos energéticos e

outros mais afastados e mais energéticos.

Cada camada n é caracterizada por uma letra: à primeira (com eletrões de

menor energia) é atribuída a letra K, à segunda a letra L, à terceira a letra M,

continuando a seguir-se a ordem alfabética.

O número máximo de eletrões que podem existir em cada camada é:

o 2 eletrões na primeira, K, ou também caracterizado por n=1;

o 8 eletrões na segunda, L, ou n=2;

o 18 eletrões na terceira, M, ou n=3, e obedece à relação.

No entanto, a última camada só pode conter um máximo de oito eletrões

(exceto a primeira, que só pode conter dois).

Exemplos:

Átomo/ião H Li C Ne Na P Ca

Número atómico 1 3 6 10 11 15 20

Distribuição eletrónica K1 K2L1 K2L4 K2L8 K2L8M1 K2L8M5 K2L8M8N2



Número máximo de eletrões na camada n = 2n2




1.2.2. Representação de Lewis

A representação de Lewis (ou notação de Lewis) é um diagrama de pontos ou de cruzes

estabelecido em 1916 pelo químico americano Gilbert Newton Lewis.

Segundo esta notação:

O símbolo do elemento representa o núcleo (no hidrogénio e no hélio) ou o

núcleo e os eletrões do cerne (para os restantes elementos);

Os pontos ou cruzes simbolizam os eletrões de valência de cada átomo ou ião.

2. Tabela periódica

2.1. Tabela periódica: evolução e organização dos elementos.

Desde Lavosier, que escreveu a primeira lista extensiva de 33 elementos e distinguiu

metais de não – metais (embora alguns desses elementos fossem compostos e misturas),

até aos nossos dias, a organização dos elementos sofreu grandes alterações, algumas das

quais podem ser vistas nas seguintes imagens.

Evolução mais importante da tabela periódica.









A estrutura atual da Tabela Periódica deve-se essencialmente a Mendeleev que, ao ordenar os

elementos segundo o número atómico crescente e respeitando as semelhanças de

propriedades (físicas e químicas), agrupou os elementos em “famílias”, formando uma

primeira tabela que, depois de reorganizada, se veio a designar por Tabela Periódica (TP).

2.2. Localização dos elementos na Tabela Periódica: período e grupo.

Até ao momento são conhecidos 116 elementos que se dispõem em linhas verticais e

horizontais.

Às linhas verticais da TP dá-se a designação de grupos (números de 1, 2, ….18) e às linhas

horizontais a designação de períodos (1 a 7).




Designam-se por elementos representativos os elementos que pertencem aos grupos

1,2,13, 14, 15, 16, 17 e 18.

Os elementos dos grupos 3 a 12 dizem-se elementos de transição e os lantanídeos e os

actinídeos são designados por elementos de transição internos.

A localização dos elementos representativos nos períodos e nos grupos pode relacionar-

se com a sua distribuição eletrónica:

A. O número do período a que o elemento pertence corresponde ao valor de n

atribuído à camada mais periférica.

B. O numero do grupo a que o elemento representativo pertence pode estabelecer-

se em função de ter:

B1 Um ou mais eletrões do nível mais periférico – grupos 1 ou 2, respetivamente;

B2 Três ou mais eletrões no nível mais periférico – grupos 13 a 18 (3+10,

4+10,…8+10 representa o número de grupos intermédios).

Exemplos

Alguns grupos têm uma designação especial:

Grupo 1 – família dos metais alcalinos

Grupo 2 – família dos metais alcalino – terrosos

Grupo 17 – família dos halogéneos (geradores de sais)

Grupo 18 – família dos gases nobres






Revê:

Período – conjunto dos elementos dispostos numa mesma linha que, da esquerda

para a direita, aumenta o número atómico de uma unidade.

Grupo – conjunto dos elementos dispostos numa mesma coluna e que possuem

igual número de eletrões de valência.

2.3. Variação do raio atómico e da energia de ionização dos elementos da Tabela Periódica

A Tabela Periódica, como se sabe, foi estruturada de modo a privilegiar a variação periódica

das propriedades físicas e químicas dos elementos, podendo assim ser utilizada para prever,

por exemplo, a maior o menor reatividade que um elemento apresenta, a maior ou menor

energia de ionização, a fórmula química de compostos…

2.3.1. Raio atómico e raio iónico

O átomo, como se sabe, pode ser considerado esférico e é constituído por um núcleo e

uma nuvem eletrónica que não tem limites definidos: os eletrões podem encontrar-se a

qualquer distância do núcleo, havendo zonas de maior probabilidade da sua presença. Na

prática, considera-se o átomo como uma esfera que contem cerca de 95% da nuvem

eletrónica.




No entanto, os átomos não se encontram isolados (exceto os gases nobres), mas sim

empacotados em sólidos cristalinos ou formando moléculas. Nestas situações os seus

centros encontram-se a distâncias mensuráveis e bem definidas.

A. Variação do raio atómico

Interpretação da variação do raio atómico

Ao longo do grupo – percorrendo o grupo de cima

para baixo, cada novo elemento apresenta mais uma

camada na nuvem eletrónica, estando os eletrões

periféricos, em média, mais afastados do núcleo; a força

atrativa exercida por este torna-se menor, a nuvem

eletrónica expande-se e, consequentemente, o raio

atómico aumenta.

Ao longo do período – o número de eletrões vai

aumentando uma unidade de cada vez, assim como a carga nuclear. Os eletrões situam-

se na mesma camada, mas a atracão nuclear é mais intensa (embora aumente um protão

e um eletrão, a dominância do protão prevalece), provocando uma contração da nuvem,

portanto, uma diminuição do raio atómico.




B. Variação do raio iónico

B1 – Ião positivo (ou catião)

Quando um átomo perde um ou

mais eletrões, normalmente

eletrões periféricos, transforma-se

num ião positivo de raio inferior.

B2 – Ião negativo (ou anião)

Quando um átomo ganha um ou mais eletrões, normalmente eletrões periféricos de

outros átomos, o raio iónico é sempre superior ao raio atómico respetivo.

Neste processo, o átomo ganha um ou mais eletrões e mantém a carga nuclear; a

repulsão entre eletrões aumenta, a atracão nuclear média diminui, pelo que resulta

uma expansão da nuvem eletrónica.

Conclusão

Variação dos raios iónicos

Ao longo de um período – decrescem da

esquerda para a direita, de uma forma geral, para

iões com carga do mesmo sinal.

Ao longo do grupo – aumentam cima para baixo




2.3.2. Energia de primeira ionização.

Algumas propriedades químicas (propriedades macroscópicas) das substâncias elementares

dependem também da maior ou menor facilidade com que os átomos perdem os seus eletrões

(propriedades microscópicas). Uma dessas propriedades é a energia de primeira ionização.

Todos os metais apresentam baixas energias de ionização, o que significa que formam,

facilmente, catiões; o césio é o elemento com energia de primeira ionização mais baixa.

Para o cobre, a sua primeira ionização pode traduzir-se por:

egCugCu )()( Ei ou I1 =785KJ/mol

em que I1 (Ei) é a energia de primeira ionização

Interpretação da variação da energia de primeira ionização dos átomos em função da

conjunção de duas forças:

Atracão nuclear sobre os eletrões da subcamada mais energética;

Repulsão eletrónica

Relação com o raio atómico

Quanto maior for a distancia entre núcleo e os eletrões da ultima subcamada ,

menor será a força de atracão do núcleo e mais facilmente o eletrão será libertado

– menor energia de ionização (Ei)

Assim:

Ao longo de um grupo, a diminuição significativa da Ei pode ser interpretada a

partir do aumento acentuado do raio atómico (de cima para baixo) e do efeito de

blindagem;

Ao longo de um período, em geral, o aumento da Ei, da esquerda para a direita,

pode ser interpretado pelo aumento significativo da carga nuclear efetiva que

sobrepõe ao aumento da repulsão entre eletrões.

Energia de primeira ionização é a energia mínima necessária para remover uma mole

de eletrões do átomo, na fase gasosa e no estado fundamental.






2.4. Propriedades dos elementos e propriedades das substâncias elementares

Como já foi referido, não se deve confundir elemento químico com substância elementar

e convém referir, a propósito, que a Tabela Periódica apresenta valores para diversas

propriedades, que não são propriedades dos elementos, mas sim das substâncias

elementares de que o elemento faz parte.

Propriedades dos

elementos

Número atómico, massa atómica relativa, distribuição eletrónica,

raio atómico, energia de ionização.

Propriedades das

substâncias elementares

Estado físico, ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, cor, …




Em relação ao estado físico:

Sólidas – a maior parte das substâncias elementares;

Líquidas – o mercúrio e o bromo (são líquidos à temperatura de 25ºC);

Gases – o hidrogénio, o azoto, o oxigénio, o flúor e o cloro, assim como as substâncias

elementares correspondentes aos elementos do grupo 18.

A classificação em metais, não – metais e semimetais (metaloides) é uma classificação

que diz respeito às substâncias elementares.

Um metal é: bom condutor de corrente elétrica e de calor, é sólido à temperatura ambiente

(exceto o mercúrio), apresenta pontos de ebulição e de fusão elevados.

Um não metal é: mau condutor de corrente elétrica e de calor.

Um semimetal (ou metaloide, como refere a maioria dos autores estrangeiros) apresenta

aspeto e algumas propriedades físicas de metal e algumas propriedades químicas de não

metal.

3. Estrutura molecular – ligação química

3.1. Ligação química: modelo da ligação covalente

Para se compreender a estrutura de uma molécula é necessário usar um modelo

interpretativo do modo como se ligam os átomos dos elementos que dela fazem parte,

ou seja, um modelo de ligação química.




A. Quais as partículas do átomo que se envolvem na ligação? Representação de Lewis.

Como já se referiu, a representação de Lewis permite visualizar o número de eletrões

periféricos de um átomo e também o número de eletrões que esse átomo necessita

para adquirir a estrutura eletrónica idêntica à de um gás nobre (mais próximo),

correspondendo-lhe, por isso, grande estabilidade química.

B. Como se estabelece a ligação?

Os eletrões pertencem ao último nível de energia do respetivo átomo e são atraídos

simultaneamente pelos dois núcleos: a molécula adquire um estado estável de energia

inferior à dos átomos separados.

Na prática, para os átomos com mais de 4 eletrões no nível mais externo, o número de

ligações possíveis é igual a 8 – n, em que n representa o número de eletrões nesse

nível mais externo (eletrões de valência).

Assim, por exemplo, o cloro fará uma ligação (8 – 7), o oxigénio duas (8 – 6), o azoto 3 (8

– 5). No total, existem oito eletrões periféricos em torno de cada átomo que constitui a

molécula; no caso do átomo de hidrogénio, 1 ligação (2 – 1), ficando com estrutura

idêntica à do hélio (2 eletrões).

C. Como se mantém a ligação?

Os dois átomos envolvidos na ligação são mantidos unidos porque existe um equilíbrio

entre forças de atracão e de repulsão:

Atracão entre as cargas positivas dos dois núcleos e a carga negativa dos

eletrões partilhados:

Repulsão entre cargas do mesmo sinal (positivas dos núcleos e negativas

dos eletrões).

São, portanto, os eletrões periféricos dos átomos (não todos) que estão envolvidos

na ligação covalente.

A ligação covalente é a ligação que se forma por partilha de eletrões de ambos

os átomos envolvidos nessa ligação.




3.1.1. Estrutura de Lewis para algumas moléculas simples. Regra do octeto

A. A molécula de hidrogénio – H2 (di – hidrogénio)

Para se compreender a estrutura da molécula de di – hidrogénio, H2, é necessário

considerar para os seus dois átomos:

Distribuição eletrónica ou Notação de Lewis:

1

1 KH •H

1

1 KH ×H

Ligação covalente simples – Na molécula H2, o único eletrão de cada átomo é partilhado

pelo outro, estabelecendo-se uma ligação covalente simples, já que é assegurada por

um par de eletrões (dupleto). Esta ligação pode ser representada por uma cruz e um

ponto ou por um traço.

H•×H ou H – H

B. A molécula de oxigénio – O2 (di oxigénio)

Considera-se para cada átomo de oxigénio:

Distribuição eletrónica Notação de Lewis 62

8 LKO (2,6)




62

8 LKO (2,6)

Atendendo a que cada ligação é assegurada, no mínimo,

por dois eletrões (um dupleto), pode aceitar-se que os dois átomos de oxigénio são

capazes de partilhar dois pares de eletrões.

Ligação covalente dupla – A ligação entre os átomos de oxigénio diz-se covalente

dupla.

No total, existem oito eletrões periféricos em torno de cada átomo de oxigénio. Esta

representação evidencia uma estrutura idêntica à de um gás nobre (exceto o hélio) no

que respeita ao número de eletrões periféricos e, por isso, de grande estabilidade

Diz-se que cada átomo da molécula de oxigénio satisfaz a regra do octeto.

C. A molécula do azoto – N2 (di azoto)

Aplicando o mesmo modelo das moléculas de hidrogénio e de oxigénio à molécula de

N2, tem-se:


7 LKN ou

52

7 LKN

Como existem em cada átomo três eletrões desemparelhados, é atendendo à regra do

octeto, haverá seis eletrões (três pares) a partilhar.

A ligação entre os átomos de azoto diz-se covalente tripla.




D. As moléculas poliatómicas H2= (água), CO2 (dióxido de carbono). NH3 (amoníaco),

CH4 (metano), HCl (cloreto de hidrogénio) e as suas estruturas.

D1. A molécula da água (H2O) e a sua estrutura

O modelo de ligação covalente continua ser útil para a interpretação da estrutura de

outras moléculas como a água.

Neste caso, formam-se duas ligações covalentes simples entre o átomo de oxigénio

(átomo central) e os dois átomos de hidrogénio que constituem a molécula, ficando dois

pares de eletrões não ligantes sobre o átomo central:

Distribuição eletrónica Notação de Lewis

1

1 KH

62

8 LKO ou

1

1 KH

O átomo de oxigénio da molécula da água continua a satisfazer a regra do octeto.

D2. A molécula de amoníaco (NH3) e a sua estrutura

Pode fazer-se para a molécula de amoníaco, uma análise semelhante à que se fez para a

molécula de água.


1 KH

1

1 KH e 52

7 LKN ou

1

1 KH

O átomo de azoto partilha com cada átomo de hidrogénio dois eletrões, formando três

ligações covalentes simples e ficando um para de eletrões não ligantes sobre o átomo de

azoto.




D3. A molécula de dióxido de carbono (CO2) e a sua estrutura

Pode fazer-se para a molécula de dióxido de carbono, uma análise semelhante à que se fez

para a molécula de água.

Distribuição eletrónica Notação de Lewis

42

6 LKC

ou

62

8 LKO 2

Cada átomo de carbono pode compartilhar dois pares de eletrões com cada átomo de

oxigénio, formando assim duas ligações covalentes, ou seja, uma ligação covalente dupla, e

ficando dois pares de eletrões não ligantes sobre cada um dos átomos de oxigénio.

Todos os átomos da molécula de dióxido de carbono satisfazem a regra do octeto.

3.1.2. Ordem de ligação

Ordem de ligação é, de forma simplificada, o número de pares de eletrões partilhados entre

dois átomos, numa ligação covalente.

Nº de pares de eletrões

partilhados Ordem de ligação Exemplos

Um par (2 eletrões) 1 ou ligação covalente

simples

Dois pares (4 eletrões) 2 ou ligação covalente

dupla

Três pares (6 eletrões) 3 ou ligação covalente

tripla

3.1.3. Eletronegatividade dos átomos dos elementos químicos

1. Na molécula de hidrogénio, H2 (H – H), cada átomo tem igual partilha do par eletrónico

na ligação. A densidade eletrónica em ambas as extremidades da ligação é a mesma,

porque os eletrões são igualmente atraídos pelos núcleos.

2. Na molécula de HCl (H – Cl), há uma atração desigual dos eletrões da ligação, isto é,

existe uma distribuição desigual da densidade eletrónica.




A eletronegatividade pode ajudar a interpretar esta diferença de comportamento.

A escala de Pauling para a eletronegatividade varia entre o valor 0,7 para o césio e 4,0 para o

flúor.

* Aos gases nobres não é atribuído valor para a eletronegatividade, pelo facto de, só em

situações extremas, formarem ligações.

A eletronegatividade e a polaridade da ligação

Na molécula de di fluor, F2 (F – F ), os eletrões são igualmente partilhados pelos dois

átomos e a ligação é covalente apolar.

No fluoreto de hidrogénio, H – F, como o átomo de flúor é mais eletronegativo que o

átomo de hidrogénio, exerce uma maior atracão sobre os eletrões partilhados – a

ligação é predominantemente polar, portanto, covalente polar. A nuvem eletrónica

está mais desviada para o lado do flúor, o que confere ao átomo de hidrogénio uma

pequena carga positiva , enquanto o átomo de flúor adquire uma ligeira carga

de igual módulo, designadas por cargas parciais.

Molécula F2 HF LiF

Diferença de

eletronegatividade 4,0 - 4,0 = 0 4,0 – 2,1 = 1,9 4,0 – 1,0 = 3,0

Tipo de ligação Covalente apolar Covalente polar Predominantemente

iónica

A eletronegatividade descreve, em termos relativos, a tendência que um

determinado átomo apresenta para atrair, numa molécula particular, os

eletrões de uma ligação química em que está envolvido.

Numa ligação covalente entre dois átomos, os eletrões partilhados serão mais

fortemente atraídos pelo átomo que apresenta valor mais elevado de eletronegatividade.




Em LiF, o átomo de lítio é muito menos eletronegativo que o hidrogénio ( em HF ),

pelo que a polaridade da ligação Li – F é muito superior à que se verifica em H – F.

Pode dizer-se que a ligação Li – F é predominantemente iónica já que, no limite, se

formam os iões Li e F que se mantêm unidos no composto por forças

eletrostáticas.

Uma ligação que tem cargas parciais em extremidades opostas é designada por ligação

covalente polar ou, simplesmente, ligação polar. Como há dois polos de carga oposta, a

ligação é designada por dipolo.

Conclusão:

A seta representa a tendência de aumento da eletronegatividade dos elementos químicos ao

longo da Tabela Periódica.



3.1.4. Parâmetros da ligação covalente

A. O comprimento da ligação nas moléculas diatómicas.

Como já se referiu, quando os átomos se aproximam formando ligações, dão origem a uma

nova unidade estrutural – a molécula -, mais estável que os átomos separados, como

acontece nas moléculas de di hidrogénio (H2), de oxigénio (O2) e de di azoto (N2).

A distância entre os núcleos dos átomos é tal que se verifica um equilíbrio entre as forças de

repulsão dos núcleos e as forças de atracão entre os eletrões ( que estabelecem a ligação) e

os mesmos núcleos.

A polaridade de uma ligação será tanto maior quanto maior a diferença de eletronegatividades.




Como a molécula não é uma entidade rígida nem inflexível, a unidade estrutural é capaz de

vibrar, de rodar e de sofrer translação no espaço.

Pelo facto de vibrar, o comprimento das ligações varia, sendo necessário defini-lo como uma

distância média.

B. Energia de ligação

Como já se referiu, uma molécula é mais estável que os seus átomos separados, havendo

libertação de energia quando se forma uma ligação química.

Esta energia tem valor igual ao da energia que é necessário fornecer à molécula quando se

pretende separar os seus átomos, ou seja, romper a ligação (energia de dissociação).

Na tabela seguinte encontram-se valores de comprimentos e de energias de ligação de

algumas moléculas diatómicas de substâncias conhecidas.

Substância Ligação Comprimento / pm Energia / kJ mol-1

H2 HH 74 436

Distancia internuclear Raio

Comprimento de ligação Covalente

72pm

Distância inter nuclear Raio

Comprimento de ligação Covalente

114pm

Comprimento de ligação é a distância média de equilíbrio entre os dois núcleos dos

átomos numa molécula.

Energia de ligação é a energia que se liberta na formação de uma ligação química.




N2 NN 110 944

O2 OO

121 496

F2 FF 142 158

Cl2 ClCl 199 242

Br2 BrBr 228 193

I2 II 268 151

Comprimento e energia de ligação de algumas moléculas diatómicas.

C. A correlação comprimento da ligação / energia da ligação

A comparação dos comprimentos e das energias de ligação dó é perfeitamente válida entre os

mesmos átomos envolvidos em ligações diferentes, como, por exemplo, as ligações CC ,

CC e CC em moléculas diferentes.

Ligação Comprimento/pm Energia/Kj.mol-1

CC 120 812

CC 134 615

CC 154 348

Nota-se que à medida que o número de dupletos (na tabela representados por “-“) que

assegura a ligação diminui:

O comprimento de ligação aumenta;

A energia de ligação diminui.

Repara agora na sequência dos valores dos comprimentos e das energias de ligação das

moléculas N2, O2 e F2

Molécula Comprimento/pm Energia/Kj.mol-1

N2 ( NN ) 110 944

O2 ( OO ) 121 496

F2 ( FF ) 142 158

Assim, continua a ser válida a correlação entre o modo como varia o comprimento e a

energia de ligação, de um modo idêntico ao que acontecia nas diferentes ligações C … C.




Conclusões:



3.1.5. A forma das moléculas: geometria molecular

A. O ângulo de ligação

Todas as moléculas diatómicas são consideradas moléculas lineares planas mas, no caso de

moléculas com três ou mais átomos, podem colocar-se as seguintes questões:

Qual é a forma dessas moléculas:

São moléculas planas ou moléculas a três dimensões?

Que ângulos formam as diferentes ligações entre si?

Para obter as respetivas respostas é necessário estabelecer para as moléculas poliatómicas

um terceiro parâmetro de ligação: o ângulo de ligação.

O valor deste ângulo é, fundamentalmente, determinado por:

Raios atómicos do átomo central (X) e dos que lhe estão ligados (Y e Z);

Existência ou não de pares de eletrões não ligantes no átomo central;

Numero desses pares não ligantes.

1ª Comprimento de ligação simples> comprimento de ligação dupla> comprimento

de ligação tripla.

2ª Energia de ligação simples < energia de ligação dupla < energia de ligação tripla.

3ª A um maior comprimento de ligação corresponde uma menor energia de

ligação e reciprocamente.




B. Geometria molecular

A geometria de uma molécula corresponde ao arranjo tridimensional dos seus átomos

(arranjo espacial dos dupletos), resultante da repulsão mínima entre dupletos ligantes e

não ligantes e que conferem à molécula maior estabilidade.




Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1, Q2,

Q6; Porto Editora









3.2. Ligação química: modelo da ligação iónica.

Considera-se o caso de um sal muito comum, o cloreto de sódio, cuja fórmula química é

NaCl.

Qual será a razão desta fórmula?

A notação de Lewis ajuda a perceber como se forma este composto

Na formação do cloreto de sódio, e utilizando a notação de Lewis, pode admitir-se um

modelo segundo o qual o eletrão periférico do átomo de sódio passa a pertencer à

nuvem eletrónica do átomo de cloro.

Este modelo é adequado à interpretação da formação de ligações entre átomos de

elementos metálicos, sobretudo os do grupo 1 e 2 da Tabela Periódica, e átomos de

elementos não metálicos, que apresentam valores elevados para a diferença de

eletronegatividades.

No entanto, não existem, de facto, ligações iónicas puras. Verifica-se sempre um certo

grau de covalência, ou seja, alguma partilha do(s) eletrão(ões) transferido(s), que aumenta

com a proximidade, na Tabela Periódica, dos átomos envolvidos (aproximação dos valores

da eletronegatividade).

A representação NaCl que se adotou para a fórmula química do cloreto de sódio traduz

apenas a proporção entre os iões e a consequente electro neutralidade do composto

resultante.

Esta fórmula não corresponde a nenhuma unidade estrutural mínima que se repete como

acontecia com as moléculas.

Nas condições – padrão ( P = 1 atm e T = 0 ºC), todos os compostos iónicos são sólidos

cristalinos.

Forma-se neste processo uma ligação iónica em que os iões Na+ e Cl- ficam ligados por

forças de natureza eletrostática.




FÍSICA – QUÍMICA 1º Ano

Ficha de Trabalho n.º1

1. Estabelece a correspondência correta.

Os isótopos de um

elemento ...possuem o mesmo número atómico

(Z) e o mesmo número de massa (A).

Os átomos de um

elemento ...possuem o mesmo número atómico

(Z) e diferente número de massa (A).

2. Classifica as seguintes afirmações em verdadeiras (V) ou falsas (F).

O trítio, representado por H3

1 , possui:

V F 1 protão.

V F 1 eletrão.

V F 1 neutrão.

V F 3 eletrões.

3. No quadro abaixo indicam-se alguns átomos representados genericamente pelas letras A a F.

Átomos Número de

protões

Número de

neutrões

Z – número

atómico

A – número

de massa

A 3 3

B 3 4

C 4 5

D 6 6

E 6 8

F 8 8

a) Completa o quadro.

b) Quais os átomos que são isótopos do mesmo elemento




4. O elemento cobre possui dois isótopos estáveis, o CuoeCu 65

29

63

29 , de massas isotópicas

relativas respetivamente 62,93 e 64,93, sendo as respetivas abundâncias relativas de,

aproximadamente, 69% e 31%.

Seleciona, de entre as hipóteses que se seguem, o valor que corresponde à massa atómica

relativa do elemento cobre.

A – 62,93; B – 64,93; C – 63,93; D – 63,55; E – 64,31

5. O esquema seguinte representa um pequeno extrato da Tabela Periódica.

5.1. Preenche o esquema com elementos genericamente representados pelas letras de A a J, de

acordo com as informações que se seguem.

a) O elemento A é um metal alcalino que se situa no período 2;

b) A carga nuclear dos átomos do elemento B é + 13;

c) O elemento C é o gás nobre situado no terceiro período;

d) O elemento D é o halogéneo de menor número atómico;

e) O elemento E pertence ao grupo 16 e ao segundo período;

f) O elemento F pertence ao mesmo grupo que o elemento E e é o que se lhe segue em

número atómico

g) O número atómico do elemento G é igual a ZA + 8;

h) Os átomos do elemento H têm mais um protão do que os do elemento G;

i) O elemento I é o segundo do grupo 15;

j) O número atómico do elemento J é 22.

5.2. Tendo em conta a localização dos elementos de A a J na Tabela Periódica, indica:

a) O elemento de transição;

b) Dois elementos representativos com carácter metálico, mas do mesmo período;

c) Dois elementos com carácter não metálico;

6. Considera os seguintes átomos: N (Z=7); Cl (Z=17); Mg (Z=12); Cr (Z=24); Rb (Z=37); Kr (Z=36);

F (Z=9); Li (Z=3); Sr (Z=38).

a) Faz a configuração eletrónica de cada um deles e diz a que grupo e período pertencem;

b) Indica quais são os metais alcalinos, metais alcalinos – terrosos, halogéneos e gases nobres;

c) Indica quais são os elementos representativos e de transição; d) Coloca-os por ordem crescente de raio atómico.




FÍSICA – QUÍMICA 1º Ano

Ficha de Trabalho nº2

1

.

Com as opções

M

8

18

nível

valência

complete corretamente a frase:

A estrutura eletrónica do magnésio é dada por 2- __________________________ - 2. O

terceiro __________________________ de energia, ao qual corresponde a letra

__________________________ , contém os eletrões de __________________________ .

2. Estabelece a correspondência correta.

Associa a cada um dos elementos descritos, o grupo da T.P. a que pertencem.

Um elemento com 2 eletrões

de valência, ...pertence ao grupo 18

da T.P.



da T.P.



da T.P.

3. Faz a correspondência entre as duas colunas

Elemento Energia de Ionização

A (Z=6) 705

B ( Z= 17) 1008

C (Z= 29) 420

D (Z=31) 687

4. Considera os seguintes elementos: A (Z=18); B (Z=13); C (Z=34); D (Z=47); E (Z=27).

Coloca-os por ordem crescente de energia de 1ª ionização.




5. O esquema seguinte representa um pequeno extrato da Tabela Periódica.

5.1. Preenche o esquema com elementos genericamente representados pelas letras de A a J,

de acordo com as informações que se seguem.

a) O elemento A tem número atómico 10;

b) A carga nuclear dos átomos do elemento B é + 6;

c) O elemento C é o 5º elemento do 2º período;

d) O elemento D é o halogéneo e é o 2º elemento do seu grupo;

e) O elemento E pertence ao grupo 5 e ao 4º período;

f) O elemento F é o metal alcalino do período onde se situa o elemento E;

g) O número atómico do elemento G é igual a ZB + 1;

h) Os átomos do elemento H têm menos um protão do que os do elemento D;

i) O elemento I é o único que tem átomos sem neutrões;

j) O elemento J tem propriedades muito semelhantes ao elemento B mas pertence ao

período seguinte.

5.2. Tendo em conta a localização dos elementos de A a J na Tabela Periódica, indica:

a) Um elemento de transição;

b) Dois elementos representativos com carácter metálico e do mesmo grupo;

c) Dois elementos com carácter não metálico, de números atómicos consecutivos;

6. Considera os seguintes átomos: As (Z=33); Ne (Z=10); Be (Z=4); Ti (=22); Zr (=40); K

(Z=19); Mn (Z=25); Ca (Z=20); I (Z=38).

a) Faz a configuração eletrónica de cada um deles e diz a que grupo e período

pertencem;

b) Indica quais são os metais alcalinos, metais alcalinos – terrosos, halogéneos e gases

nobres;

c) Indica quais são os elementos representativos e de transição;

d) Coloca-os por ordem crescente de raio atómico.




Teste Tipo

1. Considera os seguintes elementos: Ti (Z = 22 ); Ca ( Z = 20) e Ne ( Z = 10)

a) Faz a configuração eletrónica dos três elementos

b) Coloca-os por ordem crescente de raio atómico.

2. Considera os seguintes elementos: A (Z=18); B (Z=13); C (Z=34); D (Z=47);

Coloca-os por ordem crescente de energia de 1ª ionização.

3. Considera os seguintes elementos: B (Z=5); Na (Z=11); Ar (Z=18); Li (Z=3); Mg (Z=12);

K (Z=19)

a) Diz a que grupo e período pertencem

b) Indica os elementos representativos e os de transição.

c) Quais os metais alcalinos, alcalinos – terrosos, halogéneos e gases nobres.

d) Qual destes elementos tem maior raio atómico.

e) Qual o elemento que tem menor energia de 1ª ionização.

4. Diz como varia a eletronegatividade ao longo do período.

5. Escreve a fórmula molecular dos compostos formados por:

a) C e S

b) Na e Cl

c) O e Cl




Correção do Teste Tipo

1. a) Ti (Z = 22 ): K2; L

8; M

8; N

4

Ca ( Z = 20): K2; L

8; M

8; N

2

Ne ( Z = 10): K2; L

8

b) Ne < Ti < Ca

2. A (Z=18): K2; L

8; M

8

B (Z=13): K2; L

8; M

3

C (Z=34): K2, L

8; M

18; N

6

D (Z=47): K2; L

8; M

18; N

18; O

1

D < C < B < A

3. a) B (Z=5): K2; L

3;

Na (Z=11): K2; L

8; M

1

Ar (Z=18): K2; L

8; M

8

Li (Z=3): K2; L

1;

Mg (Z=12): K2; L

8; M

2

K (Z=19): K2; L

8; M

8; N

1

B – 2º Período 13º Grupo

Na – 3º Período 1º Grupo

Ar – 3º Período 18ºGrupo

Li – 2º Período 1º Grupo

Mg – 3º Período 2º Grupo

K – 4º Período 1º Grupo

b) São todos representativos c) Metais alcalinos – Na; Li, K

Metais alcalino – terrosos – Mg

Gases Nobres – Ar

d) O elemento K e)O elemento K

4. A eletronegatividade ao longo do grupo diminui.

5. a) CS2

b) NaCl

c) OCl2




Conclusão

Depois de terminar mais este módulo que conclusões podemos tirar? Ficam

registadas algumas ideias chave, que ao longo do módulo pudeste constatar. Assim,

aprendeste a descrever a constituição do átomo em termos de partículas que o

constituem, protões, neutrões e eletrões. Consegues distinguir grupo de período da

tabela periódica. Consegues também identificar os grupos a que pertencem os metais

alcalinos, metais alcalinos – terrosos, halogéneos e gases nobres.

Durante este módulo também aprendeste a fazer a distribuição eletrónica e a

partir dessa distribuição consegues identificar o grupo e o período a que o elemento

químico pertence.

Bibliografia

Lourenço, Maria da Graça; Tadeu, Virgília; Ciências Físico – Químicas; Química; Porto Editora.

Simões, Teresa Sobrinho; Queirós, Maria Alexandra; Simões, Maria Otilde; Física e Química – Ensino Profissional – Nível 3; Química; Módulos Q1, Q2, Q6; Porto Editora.

Documents

Física e Químicaintra.etpsico.pt/manuais/1gpsi/81.pdf · 2019-09-18 · Entidade Proprietária: SCOLA E TECNOLÓGICA E PROFISSIONAL DE SICÓ Módulo 1 - Estrutura Atómica. Tabela