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Resumo dos conteúdos de 10º ano – Química Unidade 1 – das estrelas ao átomo 1.1 – Arquitectura do Universo Organização do Universo: O Universo é formado por galáxias e espaço intergaláctico. As galáxias são aglomerados de milhões e milhões de estrelas. Nas galáxias existem estrelas e sistemas planetários, restos de estrelas, poeira interestelares e nebulosas difusas (maternidades de estrelas que são grandes nuvens gasosas de hidrogénio e algum hélio). A Teoria do Big Bang é mais aceitável para a formação do Universo: Antes da explosão, que deu origem ao Universo, toda a matéria que constitui o Universo encontrava- se concentrada num ponto, com uma densidade tão elevada que era impossível a sua descrição pelas Leis da Física. Não havia nem espaço nem tempo. Depois da explosão o Universo foi arrefecendo e expandindo. Seria como uma “sopa de radiação e partículas”. o 10-42 s – A gravidade torna-se uma força independente e o espaço e o tempo começam a ter significado. o 10-35 s – Na forças da natureza (nuclear forte, electromagnética e nuclear fraca) começam a diferenciar-se. o 10-4 s – Os quarks combinam-se entre si formando protões e neutrões. o 100 s – Formam-se núcleos atómicos de hidrogénio e hélio. o 300 mil anos – nasce a primeira matéria atómica. O Universo continua a expandir e a arrefecer, permitindo a formação de átomos. o 1 000 milhões de anos – a matéria condensa, formando galáxias, no interior destas formam- se estrelas. o 15 000 milhões de anos – o Universo dos nossos dias. Argumentos a favor da Teoria do Big Bang Expansão do universo, as galáxias continuam a afastar-se, quanto mais distantes umas das outras mais se afastam. Radiação cósmica de fundo. Hidrogénio e hélio em maior quantidade no universo. Questões que a Teoria do Big Bangnão consegue responder Porque ocorreu o Big Bang? O que havia antes do Big Bang?

Microsoft Word - Resumo química 10º ano - unidade 1

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Resumo dos conteúdos de 10º ano – Química

Unidade 1 – das estrelas ao átomo

1.1 – Arquitectura do Universo

Organização do Universo:

� O Universo é formado por galáxias e espaço intergaláctico.

� As galáxias são aglomerados de milhões e milhões de estrelas.

� Nas galáxias existem estrelas e sistemas planetários, restos de estrelas, poeira interestelares e

nebulosas difusas (maternidades de estrelas que são grandes nuvens gasosas de hidrogénio e algum

hélio).

A Teoria do Big Bang é mais aceitável para a formação do Universo:

� Antes da explosão, que deu origem ao Universo, toda a matéria que constitui o Universo encontrava-

se concentrada num ponto, com uma densidade tão elevada que era impossível a sua descrição pelas

Leis da Física. Não havia nem espaço nem tempo.

� Depois da explosão o Universo foi arrefecendo e expandindo. Seria como uma “sopa de radiação e

partículas”.

o 10-42 s – A gravidade torna-se uma força independente e o espaço e o tempo começam a

ter significado.

o 10-35 s – Na forças da natureza (nuclear forte, electromagnética e nuclear fraca) começam a

diferenciar-se.

o 10-4 s – Os quarks combinam-se entre si formando protões e neutrões.

o 100 s – Formam-se núcleos atómicos de hidrogénio e hélio.

o 300 mil anos – nasce a primeira matéria atómica. O Universo continua a expandir e a

arrefecer, permitindo a formação de átomos.

o 1 000 milhões de anos – a matéria condensa, formando galáxias, no interior destas formam-

se estrelas.

o 15 000 milhões de anos – o Universo dos nossos dias.

Argumentos a favor da Teoria do Big Bang

� Expansão do universo, as galáxias continuam a afastar-se, quanto mais distantes umas das outras mais se

afastam.

� Radiação cósmica de fundo.

� Hidrogénio e hélio em maior quantidade no universo.

Questões que a Teoria do Big Bangnão consegue responder

� Porque ocorreu o Big Bang?

� O que havia antes do Big Bang?

� Qual o destino do Universo?

� Teorias para responder a esta pergunta:

Teoria da expansão permanente

O espaço aumentará permanentemente.

O Universo expandir-se-à para sempre.

Teoria do universo oscilante ou pulsátil

Fase de expansão do Universo: o espaço aumenta.

Fase de contracção do Universo: o espaço diminui.

Teoria do estado estacionário

Rejeita o Big Bang.

Defende que a expansão do Universo existe porque se cria constantemente nova matéria.

Formam-se novas galáxias nos intervalos, quando estas se afastam, a partir de nova matéria em

formação contínua.

Escalas de tempo, comprimento e temperatura

Tempo Em astronomia costuma-se medir o tempo em anos apesar da unidade SI ser o Segundo.

Conversão importante: 1 ano = 365 x 24 x 60 x 60 = 3,2 x 10

Comprimento

Temperatura

Conversão T (K) ���� T (⁰C)

T (K) ≠ T (⁰C) mas ∆∆∆∆ T (K) = ∆∆∆∆ T (

∆∆∆∆ T = 1 K = 1 ⁰C

T (K) = T (⁰C) + 273

, comprimento e temperatura

se medir o tempo em anos apesar da unidade SI ser o Segundo.

Conversão importante: 1 ano = 365 x 24 x 60 x 60 = 3,2 x 107 s

Conversão T (⁰F)���� T (⁰C)

T (⁰C) ∆∆∆∆ T = 1 ⁰C = 1,8 ⁰F

∆∆∆∆ T (⁰F) = 1,8 x ∆∆∆∆ T (⁰C) T (⁰F) = 32 + 1,8 x T (⁰C)

se medir o tempo em anos apesar da unidade SI ser o Segundo.

Medição em química

Medir uma grandeza é compará-la com outra da mesma espécie, que se toma para unidade.

Medição de uma grandeza é operação de medir

Medida é resultado da medição. Uma medição

� Medição directa – obtenção da medida através de um aparelho de medição.

� Medição indirecta – obtenção da medida através de um cálculo matemático.

O aparelho de medição deve ser seleccionado

algarismos, unidades e incertezas.

Algarismos significativos são todos os algarismos lidos directamente

duvidoso, inclusive.

� Contagem:

o Qualquer algarismo diferente de zero é significativo.

o Zeros entre algarismos diferentes de zero são significativos.

o Zeros à esquerda do primeiro algarismo diferente de zero não são significativos. 0,00038

algarismos significativos

o Para números superiores a um, os zeros à direita da vírgula contam como alg

significativos. 3,0

o Para números sem casas decimais os zeros podem ou não ser significativos, como é ambíguo

usa-se a notação científica.

o Na adição e subtracção conserva

menor número de casas decimais.

o Na multiplicação ou divisão, o resultado terá o número de a.s. do factor ou divisor com

menor número de a.s..

É obrigatório a apresentação das unidades

Notação científica: expressão de valores na forma a * 10

� se a< 5 a ordem de grandeza é 10

Precisão: proximidade entre os vários valores de um conjunto de medições da

mesma grandeza. Maior ou menor dispersão dos res

Relacionada com erros acidentais ou fortuitos (causas naturais, aleatórios)

erros não podem ser evitados.

la com outra da mesma espécie, que se toma para unidade.

de uma grandeza é operação de medir.

Uma medição pode ser directa ou indirecta.

obtenção da medida através de um aparelho de medição.

obtenção da medida através de um cálculo matemático.

aparelho de medição deve ser seleccionado de acordo com o que se pretende medir, tendo em conta número de

são todos os algarismos lidos directamente, no aparelho,

Qualquer algarismo diferente de zero é significativo.

Zeros entre algarismos diferentes de zero são significativos.

Zeros à esquerda do primeiro algarismo diferente de zero não são significativos. 0,00038

algarismos significativos

Para números superiores a um, os zeros à direita da vírgula contam como alg

significativos. 3,0 – 2 a.s.

Para números sem casas decimais os zeros podem ou não ser significativos, como é ambíguo

se a notação científica.

Na adição e subtracção conserva-se o número de algarismos significativos da parcela com

de casas decimais.

Na multiplicação ou divisão, o resultado terá o número de a.s. do factor ou divisor com

menor número de a.s..

das unidades num resultado de medição, e estas devem ser, preferencialmente as SI.

: expressão de valores na forma a * 10 b

e a< 5 a ordem de grandeza é 10b, se a > ou = a 5, a ordem de grandeza será 10

entre os vários valores de um conjunto de medições da

Maior ou menor dispersão dos resultados obtidos na medição.

Relacionada com erros acidentais ou fortuitos (causas naturais, aleatórios). Estes

la com outra da mesma espécie, que se toma para unidade.

obtenção da medida através de um aparelho de medição.

obtenção da medida através de um cálculo matemático.

r, tendo em conta número de

e o primeiro estimado ou

Zeros à esquerda do primeiro algarismo diferente de zero não são significativos. 0,00038 – 2

Para números superiores a um, os zeros à direita da vírgula contam como algarismos

Para números sem casas decimais os zeros podem ou não ser significativos, como é ambíguo

se o número de algarismos significativos da parcela com

Na multiplicação ou divisão, o resultado terá o número de a.s. do factor ou divisor com

estas devem ser, preferencialmente as SI.

, se a > ou = a 5, a ordem de grandeza será 10 b+1.

Exactidão: proximidade entre o resultado da medição e o valor real ou exacto

mais provável) de uma grandeza. Maior ou menor afastamento das medições ao

valor verdadeiro. Relacionada com

observador ou do método). Estes erros podem ser evitados.

Erro absoluto: módulo da diferença entre o valor da medição e o valor exacto da g

ea(i) = |vi – vexacto|.

Erro relativo: razão (ou quociente) entre o erro absoluto e o valor exacto da grandeza:

Valor mais provável: média aritmética de uma série de medições directas efectuadas:

(x1 + x2 + x3 + ... + xn) / n

Desvio absoluto: módulo da diferença entre o valor da medição e o valor médio das medições

Desvio relativo médio: média dos desvios relativos (razões ou quocientes entre os desvios absolutos e o valor

médio).

Incerteza absoluta de uma leitura: erro máximo que se pode cometer numa leitura.

� Ou indicada pelo aparelho

� Se for analógico, será metade do valor da menor divisão da escala

� Se for digital será o menor valor lido nesse aparelho.

Incerteza absoluta de uma medição: Maior valor entre

dmáximo = desvio absoluto máximo;

Valor da medição: x ± Δx. o valor será apresentado num intervalo.

Nota: Se a incerteza do aparelho for maior será esta que conta, se o desvi

será Δx.

O maior ou menor rigor do material depende do seu diâmetro no local onde se faz a medição do líquido.

Calibração ex – tipo vertido – A quantidade

instrumento, tendo sido o resíduo molhado que adere á superfície do vidro tomado em conta na calibração.

Exemplos: pipetas graduadas e volumétricas, balões volumétricos.

Calibração in – tipo contido – A quantidade de líquido contida é exactamen

quantidade vertida é inferior, devido ao fenómeno de aderência à superfície molhada do vidro. Exemplos: provetas,

balões volumétricos.

entre o resultado da medição e o valor real ou exacto (ou

Maior ou menor afastamento das medições ao

Relacionada com erros sistemáticos (do instrumento, do

Estes erros podem ser evitados.

módulo da diferença entre o valor da medição e o valor exacto da grandeza:

razão (ou quociente) entre o erro absoluto e o valor exacto da grandeza: e

média aritmética de uma série de medições directas efectuadas:

módulo da diferença entre o valor da medição e o valor médio das medições

média dos desvios relativos (razões ou quocientes entre os desvios absolutos e o valor

erro máximo que se pode cometer numa leitura.

Ou indicada pelo aparelho

Se for analógico, será metade do valor da menor divisão da escala

Se for digital será o menor valor lido nesse aparelho.

Maior valor entre dmáximo e Δescala

Δescala = incerteza associada à escala

. o valor será apresentado num intervalo.

Nota: Se a incerteza do aparelho for maior será esta que conta, se o desvio máximo for maior será este que conta, e

maior ou menor rigor do material depende do seu diâmetro no local onde se faz a medição do líquido.

A quantidade de líquido vertido é exactamente equivalente à capacidade i

instrumento, tendo sido o resíduo molhado que adere á superfície do vidro tomado em conta na calibração.

Exemplos: pipetas graduadas e volumétricas, balões volumétricos.

A quantidade de líquido contida é exactamente equivalente à capacidade inscrita. A

quantidade vertida é inferior, devido ao fenómeno de aderência à superfície molhada do vidro. Exemplos: provetas,

randeza:

ei = ea(i) / vexacto.

módulo da diferença entre o valor da medição e o valor médio das medições: da(i) = |vi – v |.

média dos desvios relativos (razões ou quocientes entre os desvios absolutos e o valor

o máximo for maior será este que conta, e

maior ou menor rigor do material depende do seu diâmetro no local onde se faz a medição do líquido.

de líquido vertido é exactamente equivalente à capacidade inscrita no

instrumento, tendo sido o resíduo molhado que adere á superfície do vidro tomado em conta na calibração.

te equivalente à capacidade inscrita. A

quantidade vertida é inferior, devido ao fenómeno de aderência à superfície molhada do vidro. Exemplos: provetas,

Formação estelar dos elementos químicos

As estrelas brilham devido às reacções nucleares no seu interior que levam à formação dos elementos químicos

existentes no Universo.

O nascimento de uma estrela ocorre nas nebulosas difusas, enormes nuvens de gases (principalmente hidrogénio) e

poeiras que se contraem devido à força gravitacional – Fase de proto-estrela.

À medida que a proto-estrela se contrai e as colisões são cada vez maiores, a temperatura vai aumentando até

12 milhões ⁰C (temperatura crítica) dando-se o nascimento da estrela, isto é, dá-se o inicio da transformação de

hidrogénio em hélio.

� 4 H1

1

+ � He4

2

2+ + 2 e+ + 2,68 x 109 kJ/mol

Esta fase da estela prolonga-se por 99% da sua vida, fase de vida estável

Esta reacção designa-se por fusão nuclear pois vários núcleos dão origem a apenas um.

Quando todo o hidrogénio se esgota a estrela dilata até um diâmetro 100 vezes maior e torna-se vermelha (exemplo

Betelgeuse, constelação de Orionte).

O Sol chegará a esta fase dentro de 4,5 mil milhões de anos e que as suas camadas exteriores atingirão todos os

planetas até à Terra que se vaporizarão. Nessa altura, a estrela volta-se a contrair e a aquecer de novo

(120 milhões ⁰C) provocando a fusão dos núcleos de He e originando Carbono:

� 3 He4

2 � C12

6 + 7,03 x 109 kJ/mol

A estrela reacende mas esgotado o Hélio (100 milhões de anos) contrai-se, sendo o seu fim dependente da sua

massa.

� Nebulosa planetária e Anã Branca: fim de uma estrela como o Sol – após expulsar a sua atmosfera

exterior, fica muito densa (apenas carbono – como um “diamante no céu”).

� Supernova, pulsar e buraco negro: fim de uma estrela maior que o Sol (2 a 100 vezes) – na nova

contracção, como tem mais massa, logo mais energia, leva a uma temperatura suficientes para fundir

os núcleos de Hélio e Carbono em Oxigénio:

• C12

6 + He

4

2 � O16

8 + 4,58 x 108 kJ/mol

o Assim vão aparecendo outros núcleos como Ne, Mg, Si, S, Ar e Ca até ao Ferro.

� Se a massa da estrela for até 25 x a do Sol (8-25) dá origem a uma estrela de

neutrões (pulsar) que tem uma rápida rotação e emite ondas de rádio (representada

com um aspecto semelhante a um farol), matéria mais densa que na Anã Branca.

� Se a massa da estrela for superior ou igual a 25 vezes a do Sol, o resíduo torna-se

ainda mais denso com uma força gravitacional que nem a luz escapa – Buraco negro.

Reacções químicas:

• Os núcleos dos átomos não são alterados;

• Os elementos químicos do sistema reaccional mantêm-se, havendo apenas alteração das unidades

estruturais do sistema reaccional;

• As energias postas em jogo são bastante modestas, comparadas com as energias produzidas nas reacções

nucleares

Reacções nucleares de reacções:

• As reacções nucleares ocorrem a nível dos núcleos e não das camadas electrónicas;

• Envolvem energias milhões de vezes superiores;

• Não se verifica a Lei de Lavoisier pois a massa é transformada em energia;

• Há a formação de elementos diferentes;

• Há conservação do sumatório do número de massa e do sumatório do número atómico.

� Reacções de fissão ou cisão:

� Núcleos pesados (Ar > 200) bombardeados com neutrões ou outras partículas,

dividem-se em núcleos menores e mais estáveis, havendo a libertação de partículas

sub-atómicas e muita energia.

Esta reacção pode ocorrer em cadeia como na bomba nuclear.

� Reacções de fusão nuclear:

� Núcleos leves (hidrogénio, hélio, lítio) podem fundir-se, dando origem a um núcleo

maior e mais estável, havendo a libertação de grandes quantidades de energia.

Nas reacções nucleares há a libertação de energia sob a forma de radiações α, β e γ.

α - núcleos de hélio +24

2 He ou α4

2

β – electrões - e0

1

- ou - β0

1

γ – fotões γ0

0

� Regras A e Z –

A soma de A (número de massa) dos reagentes = soma de A (número de massa) produtos.

A soma de Z (número atómico) dos Reagentes = soma de Z (número atómico) dos produtos.

energia +++→+ nKrBanU1

0

91

36

142

56

1

0

235

92 3

� Aplicações dos fenómenos nucleares:

o Medicina – diagnóstico e tratamento clínico

o Produção de energia eléctrica

o Agricultura – controlo de pragas sem tóxicos

o Irradiação Cobalto – 60 para conservação de alimento durante o armazenamento, esterilização de

material farmacêutico.

o Datação por carbono – 14.

Distribuição dos elementos químicos no Universo:

Distribuição em massa Distribuição em número de átomos

Conclusão: os elementos mais abundantes são o hidrogénio e o hélio, seguindo-se o oxigénio e o carbono.

1.2- Espectros, radiação e energia

Quase toda a energia que recebemos é proveniente do Sol, sob a forma de radiação (luz), mas apenas uma pequena

parte é visível (luz visível-VIS).

A luz branca quando atravessa meios transparentes como gotículas de água ou vidro, decompõe-se numa série de

cores monocromáticas, que vão desde o vermelho ao violeta, variando de um modo gradual, como ocorre no arco-

íris. Este fenómeno era inexplicável para os antigos, e encarado como algo fantasmagórico, a que chamaram

espectros, daí a associação de espectro com fantasmas.

O fenómeno de dispersão ocorre porque, apesar de a luz viajar no vazio a uma velocidade de 3,0x10-8m, isso não

sucede nos materiais como o vidro ou a água. Nestes as diferentes radiações monocromáticas (cores) atravessam a

diferentes velocidades, sendo, por isso, dispersas.

� Espectro de emissão – Espectros emitidos por corpos incandescentes ou pelo Sol (ou outras estrelas);

o Estes podem ser:

� Contínuos – como o espectro solar, são constituídos por uma gama contínua de

cores ou de radiações.

� Descontínuos ou de riscas – os espectros atómicos (emitidos pelos átomos),

apresentam somente certos valores de energia (risca), num fundo preto.

Os espectros de emissão são característicos de cada elemento, constituindo assim uma “impressão digital” desse

elemento.

� Riscas de Fraunhofer – Se o espectro solar for observado por um espectroscópio mais potente

observam-se riscas negras, que resultam de terminadas energias absorvidas por parte dos gases

existentes na superfície solar. Deste modo pode-se perceber a constituição do Sol.

Espectro de absorção – Quando algumas radiações emitidas por uma fonte luminosa são absorvidas devido à

presença de uma substância interposta entre a fonte luminosa e o observador.

O espectro de absorção é o negativo do espectro de emissão, ou seja, as radiações que correspondem às riscas

negras no espectro de absorção correspondem às riscas coloridas do espectro de emissão.

É possível saber a composição de uma estrela pela análise do seu espectro de emissão. Basta analisar o espectro de

emissão de uma estrela e comparar as falhas (riscas pretas) como os espectros de emissão atómica, para ver qual a

sua composição. A intensidade das riscas permite deduzir a quantidade da presença desse elemento.

É visível um desvio para o vermelho nos espectros das estrelas, sinal que estas se estão a afastar de nós (o Universo

está em expansão).

Espectro electromagnético

As radiações visíveis são apenas uma pequena parte do espectro electromagnético que se estende desde os raios γ

(mais energéticos) até às ondas de rádio (menos energéticas).

As radiações visíveis apresentam diferentes energias, desde o violeta – mais energético até ao vermelho – menos

energéticos. As radiações visíveis situam-se entre as radiações ultravioletas (UV) (depois do violeta) - mais

energéticas - e as radiações infravermelhas IV (antes do vermelho) - menos energéticas.

As radiações UV, provocam reacções químicas, como por exemplo o nosso bronzeado e são prejudiciais quando em

excesso. Já as radiações IV são detectadas pelo calor irradiado por corpos incandescentes e é utilizada para

aquecimento.

Aplicações das radiações:

o rádio – comunicações

o Microondas – aquecimento de alimentos (apenas ebulição da água)

o Infravermelho – aquecimento (radiações térmicas)

o Visível – LASER – radiações monocromáticas

o Ultravioleta – Fototerapia e solário

o X – radiodiagnóstico

o γ – Energia nuclear

Efeito Fotoeléctrico – interacção radiação-matéria

Einstein ganhou o prémio Nobel, não pela teoria da Relatividade, mas pela interpretação que fez do efeito

fotoeléctrico, que permitiu o avanço de tecnologia electrónica muito útil, como por exemplo, o mecanismo de

abertura da porta de um elevador.

Na porta do elevador existe uma célula fotoeléctrica que transforma radiação em energia eléctrica. Este fenómeno

ocorre pois faz-se incidir uma radiação num metal que provoca a sua ionização, isto é, arranca um electrão do metal.

A radiação incidente tem uma energia superior à necessária para a ionização do átomo e o electrão sairá animado de

uma certa energia cinética que permite o fluxo de electrões, fechando assim um circuito eléctrico.

Energia da radiação incidente = energia de remoção + energia cinética do

electrão ejectado

Ei = Er + ½ mv2

Aplicações do efeito fotoeléctrico:

- abertura automática de portas;

- leitura de bandas sonoras de filmes e códigos de barras;

- contagem de visitantes em exposições e espectáculos;

- sistemas de alarme;

- células solares de satélites artificiais;

- fotometria (máquinas fotográficas e outros).

Este efeito é mais evidente em metais alcalinos pois têm energia de remoção baixa, podendo-se utilizar energia VIS.

Tabela de energias de remoção:

Condições do efeito fotoeléctrico:

� É praticamente instantâneo;

� Cada fotão origina a emissão de um electrão;

� Quanto mais intenso for o feixe de radiação incidente mais electrões são ejectados do metal;

� Só há emissão de electrões se a energia incidente tiver um valor superior ao mínimo para cada metal

(energia de ionização), mesmo que seja muito intenso ou estiver a actuar durante muito tempo;

� A energia cinética do electrão ejectado não aumenta com a intensidade do feixe mas sim com o

aumento da sua energia.

Observação de descarga de corrente eléctrica de elevada tensão em tubos de gases rarefeitos:

Os gases existentes nos tubos dizem-se rarefeitos pois estão em muito baixa concentração, sendo que a

energia fornecida vai fazer com que os electrões, inicialmente no estado fundamental, ocupem níveis de energia

superior, referentes a estados excitados. Quando estes electrões voltam ao estado anterior executam saltos

energéticos, libertando energia sob a forma de luz. Esta luz será característica da energia associada a cada salto.

Assim, a luz vermelha corresponderá a um salto energético de menor energia do que um associado à emissão de luz

azul. Os saltos podem ser múltiplos, por isso, existem várias energias emitidas correspondentes a várias riscas

emitidas e observáveis pelo espectroscópio. A soma destas luzes dará a luz emitida pelo gás e que é observável a

olho nu.

1.3- Átomo de hidrogénio e estrutura atómica

Espectro do átomo de hidrogénio

O espectro de emissão do átomo de hidrogénio é um espectro de riscas, obtido quando o gás de hidrogénio

(rarefeito e numa ampola fechada) é submetido a uma descarga eléctrica. Este espectro também pode ser obtido

por elevação da temperatura do gás.

Os átomos de hidrogénio emitem energia porque, uma vez excitados, isto é, transitarem de um nível de

energia inferior para um de energia superior, por absorção de energia, perdem essa energia rapidamente e

regressam ao nível de energia mais baixo, sofrendo uma desexcitação, emitido uma radiação. Esta pode ser VIS, UV

ou IV. No caso das radiações visíveis podemos observar o espectro por um espectroscópio. No caso de radiações UV

ou IV, estas são detectadas electronicamente ou por fotografia.

O electrão quando absorve uma quantidade de energia determinada salta de um nível de energia inferior

para um de energia superior. Quando o electrão “cai” do nível de energia superior para o nível de energia inferior

emite energia sobre a forma de luz, sendo este valor correspondente à diferença de energia finita dos níveis entre os

quais ocorreu o salto.

Foi Niels Bohr que, partindo da observação disse que o electrão só podia ter certas energias porque o

espectro do átomo de hidrogénio é descontínuo. Assim, o electrão ocupa certas órbitas com energias determinadas.

A saída do electrão para órbitas de energia superior só é permitida com absorção de certas quantidades de energia.

A energia está quantizada, não existindo valores intermédios. Os níveis de energia são com os degraus de uma

escada, a diferença será no tamanho dos degraus: quanto mais se sobe menor é a diferença entre eles, ou seja, a

diferença energética entre os níveis é cada vez menor, à medida que se afasta do núcleo. Se os níveis de energia

fossem infinitamente próximos o espectro seria contínuo, o que não se verifica.

O espectro do átomo de hidrogénio possui 4-5 riscas, na região do visível, bem distintas. Estas riscas agrupam-se em

séries de acordo com os saltos electrónicos na desexcitação do electrão, pois é aqui que existe a emissão de luz,

sendo a energia emitida tanto maior quanto maior for o salto electrónico:

o n> 1 para n=1 => radiação UV - série de Lyman – maior salto electrónico.

o n> 2 para n=2 => radiação VIS - série de Balmer

o n> 3 para n=3 => radiação IV – série de Paschen

Estado fundamental para o átomo de hidrogénio � n=1. Estado de menor energia, mais perto do núcleo e mais

estável.

Estados excitados � n> 1, têm maior energia que o estado fundamental.

A Energia = 0 corresponde ao nível infinito, isto é, o electrão encontra-se num nível onde já não sofre a influência do

núcleo e está em repouso, as energias de todos os níveis serão assim negativas.

|Eabsorvida| =| Eemitida| = |Enf – Eni|; energia absorvida > 0; energia emitida < 0

Evolução do modelo atómico

Modelo de Dalton- O átomo de cada elemento é uma esfera indivisível.

Modelo de Thomson – Pudim de passas - O átomo é uma esfera maciça carregada positivamente, onde os electrões

se encontram incrustados.

Modelo de Rutherford – Modelo planetário - O átomo é constituído por um núcleo, de carga eléctrica positiva, onde

está concentrada toda a massa do átomo, e por electrões que se moviam à volta do núcleo.

Modelo de Bohr - Os electrões só podem ocupar níveis de energia bem definidos (quantização da energia) e giram

em torno do núcleo em órbitas com energias diferentes.

Limitações do modelo de Bohr:

A existência de órbitas implica conhecer SIMULTANEAMENTE e com EXACTIDÃO, a POSIÇÃO e a ENERGIA DO

ELECTRÃO num dado momento.

Princípio da Incerteza de Heisenberg - É impossível determinar simultaneamente e com exactidão a posição e a

energia de um electrão.

Modelo atómico actual - modelo quântico (Mecânica Quântica)

Os electrões movem-se em torno dos respectivos núcleos sem trajectórias definidas.

Apenas se conhece a PROBABILIDADE de um electrão com uma determinada energia

se localizar num dado ponto do espaço.

)1

(1018,2 2

18-

nxE

n=

Schrodinger – Equação que resolvida se obtêm informações quanto à energia e à posição do electrão. A posição do

electrão não é exacta, apenas se conhece a probabilidade de um electrão com uma determinada energia se localizar

num dado ponto do espaço.

Modelo da nuvem electrónica – o modo de representar o modelo atómico actual.

Comparação dos modelos de Borh e actual

� Órbita – Linha onde existe a certeza de encontrar o electrão com uma dada energia.

� Orbital – É a região do espaço onde, sob a acção do núcleo, o electrão com uma

dada energia tem probabilidade de se encontrar.

Números quânticos – três caracterizam as orbitais (um quarto caracteriza o electrão nas orbitais).

n – número quântico principal – indica o tamanho da orbital – distância média do electrão ao núcleo. Pode assumir

valores inteiros: 1, 2, 3, 4, … Indica o nível ou camada de energia a que pertencem os electrões.

ℓ - número quântico secundário ou azimutal - está relacionado com a forma da orbital – tipo da orbital.

O valores de ℓ dependem do número quântico principal.

Pode assumir números valores inteiros compreendidos entre 0 e n-1.

o Se n= 1, ℓ = 0, orbital tipo s.

o Se n = 2, ℓ = 0 – orbital tipo s ou ℓ = 1 – orbital tipo p.

o Se n = 3, ℓ = 0 – orbital tipo s ou ℓ = 1 – orbital tipo p ou ℓ = 2 – orbital tipo d

o Se n = 4, ℓ = 0 – orbital tipo s ou ℓ = 1 – orbital tipo p ou ℓ = 2 – orbital tipo d ouℓ = 3 –

orbital tipo f.

mℓ - número quântico magnético – relaciona-se com a orientação das orbitais.

o Varia entre ℓ e - ℓ.

ms - Número quântico de spin - caracteriza o electrão que se encontra numa orbital.

o Pode ter apenas os valores -1/2 e + ½

o Relaciona-se com a rotação do electrão que se comporta como um pião, podendo rodar num

ou noutro sentido.

Orbitais s – tipo esféricas, são maiores quanto maior for

Orbitais p – têm diferentes orientações

têm a mesma energia.

Orbitais d

Dedução do número e do tipo de orbital em cada nível

n � m

1 0

2

0

1

3

0

1

2

tipo esféricas, são maiores quanto maior for n.

diferentes orientações no espaço, dizem-se degeneradas se tiverem o mesmo

Orbitais f

Dedução do número e do tipo de orbital em cada nível

m� Orbital Nº de orbitais

0 1s (1,0,0)

0 2s (1,0,0) 1

-1 0

+1

2p (2,1,-1) 2p (2,1,0)

2p (2,1,+1) 3

0 3s (3,0,0) 1

-1 0

+1

3p (3,1,-1) 3p (3,1,0)

3p (3,1,+1) 3

-2 -1 0 1 2

3d (3,2,-2) 3d (3,2,-1) 3d (3,2,0)

3d (3,2,+1) 3d (3,2,+2)

5

se degeneradas se tiverem o mesmo n e mesmo ℓ, pois

Nº de orbitais

1

4

9

Dedução do número de electrões em cada nível (2n2) e n2 orbitais.

Conclusões:

- Número de orbitais no nível n = n2 orbitais

- Em cada nível há o número de electrões que obedece à seguinte expressão: Nº electrões = 2 n2

- Cada orbital é caracterizada por tês número quânticos:

Por exemplo: a orbital 3p � n = 3, � =1, m� =0 �( 3,1,0)

- Cada electrão é caracterizado por quatro números quânticos:

Por exemplo: um electrão localizado na orbital 3p � n=3, �=1, m� =0, ms = -1/2 � (3,1,0, -1/2)

Distribuição electrónica:

Os electrões são distribuídos pelas orbitais de acordo com os seguintes princípios e regras:

Princípio da energia mínima: os electrões no estado fundamental distribuem-se de forma a que o átomo fique com

o menor valor de energia.

Princípio da exclusão de Pauli: dois electrões não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois

electrões na mesma orbital têm de ter spins opostos. Logo, cada orbital de um mesmo átomo, poderá ter no

máximo dois electrões.

Regra de Hund: Para as orbitais com a mesma energia (orbitais degeneradas), ou seja, os mesmos valores de n e �,

procede-se à distribuição de um electrão por cada uma das orbitais, ou seja, semi-preenchem-se as orbitais, e só

depois se passa emparelhamento dos electrões.

Exemplo: 7N 1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz1 e não 1s2 2s2 2px

2 2py1 2pz

0

A ordem de preenchimento das orbitais pode ser feita de acordo com o diagrama

de Aufbau.

Diagrama de Aufbau – O preenchimento das orbitais é feito por ordem

crescente de energia.

Configuração electrónica – representação do modo como os electrões se distribuem pelas diferentes orbitais,

respeitando a ordem crescente das orbitais.

6C Z= 6 1s2 2s2 2p2

Diagrama de caixas

1s2 2s2 2p2

Electrões de valência – electrões que se encontram no último nível de energia em preenchimento.

Cerne – constituído pelo núcleo do átomo e por todos os electrões internos.

Estado fundamental : 19K Z=19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Nº electrões de valência = 1 (todos de n=4)

As propriedades químicas de um elemento dependem da sua configuração electrónica de valência.

Nota: Estado excitado: 19K Z=19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4p1 (por exemplo)

1.4- Tabela Periódica – organização dos elementos químicos

Contributo de vários cientistas para a construção da Tabela Periódica até à organização actual:

� Johann Dobereiner – Lei das Tríadas – a massa atómica do elemento central é a média da massa

atómica dos outros dois.

� Cálcio, estrôncio, bário

� Lítio, sódio, potássio

� Cloro, bromo, iodo

� Chancourtois – Gráfico helicoidal – os elementos com propriedades físicas semelhantes surgiam

numa mesma linha vertical.

� John Newland – até então eram conhecidos 62 elementos – Lei das oitavas – após um intervalo de

oito elementos as propriedades repetiam-se. Introduz o conceito de periodicidade.

� “Defeitos” da classificação de Newland: muitos elementos não se integravam no

esquema e não havia previsão para novos lugares.

� Meyer e Mendeleiev em trabalhos independentes, classificaram os elementos pelas suas massas

atómicas, verificando a periodicidade nas suas propriedades.

� Mendeleiev referiu que “as propriedades dos elementos não são arbitrárias;

dependem da estrutura do átomo e variam com a massa atómica de um modo

regular e periódico”.

� Mas ainda existiam anomalias, que desapareciam se se trocassem alguns elementos.

� Moseley ordenou os elementos não por massa atómica mas por números atómicos, corrigindo assim

as anomalias. Mais tarde relacionou-se o número atómico com o número de protões do átomo, logo

com a respectiva constituição atómica.

Estrutura actual da Tabela Periódica:

� Total de 116 elementos ordenados pela ordem crescente do número atómico, onde as propriedades

físicas e químicas se repetem periodicamente e agrupados em famílias (grupos)

� Grupos ou famílias – correspondem às colunas (na vertical) numerados de 1 a 18, da esquerda para a

direita.

� Períodos ou séries – correspondem às linhas (na horizontal) numerados do 1º ao 7º, de cima para

baixo.

� Blocos – s (14 elementos), p (36 elementos), d (40 lugares), f (28 elementos).

Os elementos do mesmo grupo possuem o mesmo número de electrões de valência, facto responsável pela

semelhança das propriedades químicas que esses elementos apresentam.

Os grupos representativos:

o Grupo 1 – 1 electrão de valência – grupo dos metais alcalinos

o Grupo 2 – 2 electrões de valências – grupo dos metais alcalino-terrosos

o Grupo 16 – 6 electrões de valência – grupo dos calcogéneos

o Grupo 17 – 7 electrões de valência – grupo dos halogéneos

o Grupo 18 – 8 electrões de valência (excepto o He , 2 electrões) – grupo dos gases nobres,

inertes ou raros.

Os elementos do mesmo período possuem o mesmo número de camadas electrónicas. Sendo que, da esquerda

para a direita o número atómico aumenta uma unidade em 2 elementos consecutivos.

A localização de um elemento num bloco corresponde ao tipo de orbital em preenchimento.

Atenção:

� O H não é um metal alcalino.

� O He apesar de ser um gás nobre, não pertence ao bloco p, mas sim ao bloco s, está junto aos outros

gases nobres por conveniência.

A localização de um elemento pode-se relacionar com a sua distribuição electrónica, sendo que:

� O valor do número quântico principal (n) do nível mais periférico corresponde ao número do período

a que o elemento pertence.

� O número de electrões do nível mais periférico corresponde ao grupo do elemento, excepto se o

elemento pertencer ao bloco p, isto é, se a orbital mais periférica for do tipo p. Neste caso ter-se-à

que adicionar 10 ao valor do número de electrões da camada mais periférica (de valência).

Grupo 1- Os metais alcalinos

� São muito reactivos pois perdem facilmente o único electrão de valência, tornando-se iões

monopositivos;

� Não existem livres na Natureza por serem extremamente reactivos;

� Reagem violenta e espontaneamente com a água libertando hidrogénio, por isso, devem ser

guardados em parafina ou petróleo;

� Formam óxidos e peróxidos;

� A reactividade dos metais alcalinos aumenta ao longo do grupo pois, aumenta o número de

camadas, ficando o electrão de valência mais longe da influência do núcleo, sendo mais fácil a sua saída;

� O carácter metálico (capacidade de doar electrões) aumenta ao longo do período;

� Configuração de valência: … ns1.

Grupo 2- Os metais alcalino-terrosos

� Têm 2 electrões de valência, por isso, formam iões bipositivos;

� A sua reactividade aumenta ao longo do período;

� Não existem livres na Natureza pois são também muito reactivos;

� O carácter metálico aumenta ao longo do período;

� Configuração de valência. … ns2.

Metais de transição – do grupo 3 ao 12 – pertencem aos blocos d e f.

Metalóides ou semi-metálicos

Separa os elementos metálicos, à esquerda, dos não-metálicos, à direita.

Apresentam propriedades dos metais e dos não-metais.

Grupo 13 – 3 electrões de valência – … ns2 np1

Grupo 14 – 4 electrões de valência – … ns2 np2

Grupo 15 – 5 electrões de valência – … ns2 np3

Grupo 16 – calcogéneos – 6 electrões de valência - … ns2 np4

Grupo 17 – os halogéneos

� Têm 7 electrões de valência e tendência a formar iões mononegativos;

� A sua reactividade resulta da facilidade em captar um electrão para completar a camada de valência;

� A reactividade diminui ao longo do grupo, aumentando o número de camadas, diminui a facilidade de

o núcleo captar um electrão;

� Configuração de valência: ns2 np5.

Grupo 18 – Gases nobre, inertes ou raros;

� São quimicamente inertes, apresentando-se na natureza sob a forma atómica;

� A baixa tendência para reagir deve-se à existência de camadas electrónicas de valência completas;

� Configuração de valência: ns2 np6.

Propriedades periódicas

As propriedades dos elementos que melhor reflectem a periodicidade na Tabela Periódica são o raio atómico e a

energia de ionização.

Causas das variações periódicas:

� Efeito do aumento do número quântico principal (n) – número de camadas - os electrões de valência

são mais energéticos, ficam mais afastados do núcleo e menos atraídos por este.

� Efeito do aumento da carga nuclear – contracção da nuvem electrónica - os electrões sofrem um

aumento da atracção por parte do núcleo, conduzindo à contracção da nuvem electrónica.

� Efeito do número de electrões – expansão da nuvem electrónica - há uma maior repulsão entre os

electrões conduzindo à expansão da nuvem electrónica.

Raio atómico - é difícil definir raio atómico, pois o átomo não tem os seus limites definidos. Pode-se então

considerar o tamanho do átomo como o de uma esfera que engloba a quase totalidade da nuvem electrónica. Então

o raio desta esfera será o raio atómico (contém cerca de 95% da nuvem electrónica). Sendo que o raio atómico é a

distância média do núcleo aos electrões da subcamada mais afastada.

� Quando se trata de um átomo de um elemento metal, o raio atómico é metade da distância média

entre os centros de dois átomos vizinhos na rede cristalina.

� Quando o átomo é de um elemento não-metal define-se raio covalente como a metade da distância

média entre os núcleos dos dois átomos ligados por uma ligação covalente.

Variação do raio atómico na Tabela Periódica

� Ao longo do grupo, o raio atómico aumenta com o número atómico, pois vai aumentando o número

de camadas electrónicas, provocando uma maior repulsão entre os electrões, havendo uma dilatação

da nuvem.

� Ao longo do período, o raio atómico diminui com o aumento do número atómico. O aumento da

carga nuclear, faz aumentar a atracção núcleo-electrões. Também aumenta o número de electrões e

a sua consequente repulsão, mas esta é inferior ao aumento da atracção núcleo-electrões.

� Excepção: passagem do hidrogénio para o hélio, pois no hidrogénio não há repulsão

electrónica.

Raio iónico - raio de um ião.

� Quando um átomo se transforma num ião positivo, por perda de

electrões, o raio iónico resultante será menor, pois a carga nuclear

mantém-se mas a repulsão existente na nuvem electrónica diminui,

havendo uma contracção desta.

� Quando um átomo se transforma num ião positivo

nuclear mantém-se e é acrescentado

electrónica, haverá uma maior repulsão entre electrões

haverá uma expansão da nuvem electrónica. Assim o raio iónico

de um ião negativo será maior do que o raio atómico do átomo

que lhe deu origem.

Partículas isoelectrónicos – partículas de el

Conclusão: quanto maior for a carga nuclear da partícula menor será o seu raio.

Energia de ionização de um átomo - energia mínima necessária para remover um electrão de um átomo isolado, no

estado fundamental e no estado gasoso, transformando

Como a energia é muito baixa, esta é expressa em joule/mol sendo uma mole igual a 6,022 x10

esta uma escala mais adequada.

A massa de uma mole (designada por massa molar) é igual à massa atómica da partícula expressa em gramas.

Exemplos:

o A massa de 1 mol de átomos de hidrogénio é 1, 008 g,

o A massa de 1 ml de átomos de oxigénio é 16,0 g.

o A massa de 1 mol de átomos de cloro g.

A energia de ionização depende de:

o Atracção nuclear

o Repulsão electrónica

uando um átomo se transforma num ião positivo, a carga

e é acrescentado electrão(ões) à nuvem

rá uma maior repulsão entre electrões, logo

haverá uma expansão da nuvem electrónica. Assim o raio iónico

o será maior do que o raio atómico do átomo

de elementos diferentes com o mesmo número de e

quanto maior for a carga nuclear da partícula menor será o seu raio.

energia mínima necessária para remover um electrão de um átomo isolado, no

estado fundamental e no estado gasoso, transformando-o num catião monopositivo, também no estado gasoso.

xa, esta é expressa em joule/mol sendo uma mole igual a 6,022 x10

massa de uma mole (designada por massa molar) é igual à massa atómica da partícula expressa em gramas.

A massa de 1 mol de átomos de hidrogénio é 1, 008 g,

A massa de 1 ml de átomos de oxigénio é 16,0 g.

A massa de 1 mol de átomos de cloro g.

Atracção nuclear

Repulsão electrónica

smo número de electrões.

energia mínima necessária para remover um electrão de um átomo isolado, no

o num catião monopositivo, também no estado gasoso.

xa, esta é expressa em joule/mol sendo uma mole igual a 6,022 x1023 partículas, sendo

massa de uma mole (designada por massa molar) é igual à massa atómica da partícula expressa em gramas.

Nota: se o átomo já está ionizado, ainda se pode arrancar mais electrões, mas a energia a fornecer (energia de 2ª

ionização) terá que ser superior à de 1ª ionização. Isto acontece porque à medida que se vão extraindo os electrões,

a repulsão existente entre os restantes vai diminuindo, mas aumentando a atracção que o núcleo exerce sobre eles.

Através da análise dos valores referente às sucessivas energias de ionização pode-se perceber a constituição do

átomo.

� Estas energias são tanto mais negativas quanto mais próximo do núcleo estiver o electrão.

� Os electrões de valência são os mais fáceis de extrair, portanto consegue-se perceber quantos

electrões existem na camada de valência, pois têm menores valores de energia de ionização.

� Os electrões do cerne são os mais difíceis de arrancar, logo a energia de ionização terá um valor

muito superior à da energia de ionização dos electrões de valência.

� Se ocorre um salto muito grande entre duas energias de ionização sucessivas significa que se passou

a extrair um electrão de uma camada mais próxima do núcleo.

Variação da energia de ionização na Tabela Periódica:

� Ao longo do grupo, a energia de ionização diminui com o aumento do número atómico devido ao

efeito de blindagem.

o Efeito de blindagem – é uma medida da carga nuclear efectiva: os electrões das camadas

internas, porque surgem repulsões entre eles, protegem os electrões periféricos da atracção

do núcleo (efeito de blindagem) fazendo com que o efeito da carga nuclear diminua (carga

nuclear efectiva).

� Ao longo do período, a energia de ionização aumenta (havendo excepções), pois existe o electrão a

mais na mesma camada, mas a carga nuclear aumenta também levando a uma maior atracção

núcleo-electrões.

Outras propriedades periódicas: carácter metálico, ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade. O conhecimento

da posição de um elemento na tabela periódica é importante para prever as suas propriedades, por exemplo as atrás

referidas.

Carácter Metálico

Metais - elementos que têm facilidade em se transformarem em iões positivos (têm baixa energia de ionização).

� Propriedades dos metais:

o Brilho metálico;

o Boa condutividade eléctrica e térmica;

o São dúcteis, isto é, podem ser reduzidos a fios.

� 80% dos elementos da Tabela Periódica são metais e localizam-se à esquerda.

Não-metais – caracterizam-se pela facilidade em captar electrões, transformando-se em iões negativos e localizam-

se à direita na Tabela Periódica.

Variação do carácter metálico na Tabela Periódica:

o Ao longo do grupo – aumenta

� aumenta a capacidade de perder os electrões de valência.

o Ao longo do período – diminui

� diminui a capacidade de perder os electrões de valência.

Variação do ponto de fusão, da densidade e dos volumes atómicos, respectivamente, em função do número

atómico, na Tabela Periódica

Conclusões:

� Os elementos de um mesmo grupo da Tabela Periódica têm comportamento químico semelhante, pois têm

configurações electrónicas de valência semelhantes.

� A estrutura electrónica dos átomos varia periodicamente com o respectivo número atómico, Z, e todas as

propriedades que dela dependem, como, por exemplo, o raio atómico, o energia de ionização, o carácter

metálico e outras propriedades, variam periodicamente com o número atómico. É a chamada lei periódica.

Utilidades da Tabela Periódica referir:

� Permite facilmente obter informação sobre as propriedades dos elementos e as respectivas

estruturas atómicas.

� Prever as propriedades dos elementos que rodeiam um elemento em questão.

� Prever as propriedades das moléculas que são constituídas pelos elementos em questão, pois

também existe periodicidade nas propriedades dos compostos.