BASIC SHAPES PRESENTATION

Professora: Ana Margarida Lemos MedeirosAlunos: Tiago Pereira Nª27 Turma: 10ªF

Estrutura atómica

Módulo 1

Física e Química

Modelo Atômico Quântico

Modelo AtômicoBohr

Modelo Atômico Rutherford

Modelo AtômicoThomson

1926

1913

1911

1898

1803

Modelo AtômicoDalton

Modelos Atômicos.

número atômico

elemento químico

número de massa

O numero atómico (Z), é o número de protõens que um átmo tem no núcleo. Este indentifica o elemeto, sendo que quando tem 1 protão é hidrogenio, quando tem 2 helío... . Já o número de massa (A), é o número que se aproxima da massa verdadeira de um átomo, sendo calculado se somarmos os protões e os neutrões ( A=Z+N )

Definição:

Número atómico e número de massa

ELETRÃO: partícula com carga elétrica negativa (-1)

PROTÃO: partícula COM carga elétrica positiva (+1)

NEUTRÃO: partícula sem carga elétrica (0)

Núcleo

Nuvem Eletrónica:

Caracterização de um átomo.

Localização da maior concentração da massa de um átomo.

A maior concentração da massa de um átomo fica no núcleo porque, apesar de contribuírem para a carga elétrica total do átomo, os elétrons têm uma massa muito menor em comparação com prótons e nêutrons.

Neutralidade da carga no átomo.

Quando os átomos possuem a mesma quantidade de prótons (carga positiva) e elétrons (carga negativa), eles tornanse eletricamente neutros. Assim, a junção das cargas positivas dos prótons com as cargas negativas dos elétrons resulta na neutralidade elétrica de um átomo.

O número de massa (A) é a soma dos protões e neutrões no núcleo do átomo Em um átomo neutro, o número de protõns é igual ao numero de netrões.

Nota:

número atômico

Massa

neutrões

N=A-Z

Calcular o número de neutrões num átomo (N=A-Z).

Conceitos básicos:

Número de massa: É a soma dos prótons e nêutrons no núcleo do átomo. Carga nuclear: Igual ao número de prótons, pois os prótons têm carga positiva. Carga da nuvem eletrônica: Correspondente ao número de elétrons, que possuem carga negativa.

Calcular o número de neutrões num átomo (N=A-Z).

O átomo tera 20 neutrões.

Cálculo:

R:

N= 20

N= 40 - 20

Exemplo:

Se um átomo tem número atômico 20 (quantidade de protõns no núcleo) e número de massa 40, quantos neutrões tem ?

20

40

neutrões

N=A-Z

Calcular o número de neutrões num átomo (N=A-Z).

4,003

39,95

35,45

32,97

30,97

28,09

26,98

20,18

19,00

16,00

14,01

12,01

10,81

Hélio

Árgon

Cloro

Enxofre

Fósforo

Silício

Alumínio

Néon

Flúor

Oxigénio

Nitogénio

Carbono

Boro

He

Ar

Si

Ne

18

17

16

15

14

13

10

40,08

39,10

24,31

22,99

9,012

Cálcio

Potássio

Magnésio

Sódio

Berílio

Ca

Mg

Na

20

19

12

11

Be

Lítio

6,941

Li

1,008

Hidrogénio

Elementos químicos e os respetivos símbolos químicos (1 até ao 20).

são as linhas horizontais que indicam o número de camadas eletrônicas ocupadas pelos elementos.

Periódos

grupos

são as colunas verticais que tem elementos com propriedades químicas semelhantes e igual número de elétrons na camada de valência.

A evolução da Tabela Periódica passou por melhorias ao longo do tempo, desde a organização inicial (por massa atômica) até a configuração atual (pelo número atômico). A estrutura da Tabela Periódica basea-se nas propriedades dos elementos e nas sua classificação em :

Tabela Periódica.

Tabela Periódica.

Sódio (Na): Localização na Tabela Periódica: grupo 1 no 3º Período. Distribuição Eletrônica: Como está na Família IA, o subnível mais energético é s1 e o átomo apresenta três níveis. Sua distribuição eletrônica é 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Vanádio (V): Localização na Tabela Periódica: grupo 5 no 4º período. Distribuição Eletrônica: A ordem energética do vanádio é 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d³.

Tabela Periódica.

Por exemplo:

n=7

n=6

n=5

n=4

n=3

n=2

n=1

O cloro (Cl) está localizado no Grupo 17 então tem 17 prótons no seu núcleo (numero atómico) e no 3º Período da Tabela Periódica. A distribuição eletrônica do cloro é 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, significando que o cloro tem 17 elétrons distribuídos nas camadas eletrônicas (2+2+6+2+5=17).Relativamente á propriadade química, por estar no grupo 17, tende a ganhar eletrons para atingir uma estabilidade na camada de valência.

Caraterizar um átomo a partir da Tabela Periódica.

Explicar a formação de iões: catiões e aniões.

A formação de iõns, sejam catiões (iõns positivos) ou aniõns (iõns negativos), ocorre quando os átomos ganham ou perdem elétrons. Quando os atomos tem a mesma quantidade de protons (carga positiva) e elétrons (carga negativa), eles tornanse eletricamente neutros. Assim, a junção das cargas positivas dos protons com as cargas negativas dos elétrons dá resultado à neutralidade elétrica de um átomo.

Explicar a formação de iões: catiões e aniões.

Quando um átomo perde elétons, ele se tranformasse em um íon positivo (catião) pois tem mais prótons do que elétrons.

Explicar a formação de iões: catiões e aniões.

Quando um átomo ganha elétrons, ele transforma-se em um íon negativo, ou anião, já que tem mais elétrons do que prótons.

20

18

17

17

17

17

17

17

37

35

Cloro

Cloro

Número de Neutrons

Número de Elétrons (E)

Número de Prótons (P)

Número atômico (Z)

Número de massa (A)

Nome do elemento

Exemplo:

Elementos químicos com os mesmos números atômicos, porém com números de massa diferentes (pois possuem diferentes números de nêutrons)

Elementos Isótopos

n=7

n=6

n=5

n=4

n=3

n=2

n=1

O fundamento da distribuição eletrônica está relacionado à organização dos elétrons nos diferentes níveis e subníveis de energia ao redor do núcleo de um átomo. Esta lei foi criada pelo princípio de Aufbau, o princípio da Exclusão de Pauli e a Regra de Hund.Os elétrons ocupam os orbitais disponíveis seguindo regras específicas da química quântica.

Distribuição eletrónica no estado fundamental.

n=7

n=6

n=5

n=4

n=3

n=2

n=1

No estado fundamental, os elétrons ocupam os níveis de energia mais baixos disponíveis ao redor do núcleo e o átomo é eletricamente neutro, o que significa que tem o mesmo número de prótons (carga positiva) e elétrons (carga negativa). Essa neutralidade elétrica acontece para o átomo ter estabilidade.

Distribuição eletrónica no estado fundamental.

n=7

n=6

n=5

n=4

n=3

n=2

n=1

Quando um átomo está excitado, ele está a receber energia externa saltando assim para níveis de energia superiores temporáriamente até voltarem ao seu estado fundamental.

Distribuição eletrónica no estado excitado.

n=7

n=6

n=5

n=4

n=3

n=2

n=1

O raio atômico é a medida do tamanho representando a distância do núcleo até a última camada eletrônica de um átomo neutro.

Definição de raio atómico e raio iónico.

O raio iônico refere-se tamanho que um átomo passa a ter após a perda (cátion) ou o ganho (ânion) de um ou mais elétrons.

Definição de raio atómico e raio iónico..

O raio iônico refere-se tamanho que um átomo passa a ter após a perda (cátion) ou o ganho (ânion) de um ou mais elétrons.

Definição de raio atómico e raio iónico.

O raio atômico aumenta conforme se desce no grupo e diminui ao mover-se da direita para a esquerda no mesmo período. Isto significa que, dentro de um grupo específico, os átomos localizados mais abaixo tem um raio atômico maior do que os átomos posicionados acima.

Comparar o raio atómico de diferentes elementos químicos.

Sódio (Na) - Íon Positivo (Cátion): ➢O sódio tem tendência a formar um íon positivo (Na⁺) ao perder um elétrons. ➢O raio atômico do sódio é maior do que o raio iônico do Na⁺ devido à perda de um elétron, resultando em uma redução no tamanho do íon. Cloro (Cl) - Íon Negativo (Ânion): ➢O cloro tem tendência a formar um íon negativo (Cl⁻) ao ganhar um elétron. ➢O raio atômico do cloro é menor do que o raio iônico do Cl⁻ devido ao ganho de um elétron, resultando em um aumento no tamanho do íon.

Comparar o raio atómico de diferentes elementos químicos.

A Notação de Lewis é uma representação gráfica em que os elétrons de valência são distribuídos nos átomos durante a formação de ligações químicas. Para essa notação, basta por pontos ou cruzes ao redor dos símbolos dos elementos para indicar os elétrons de valência. Cada ponto ou cruz representa um elétron de valência.Na formação dessas ligações covalentes, os átomos de competência elétrons para alcançar estabilidade, preenchem as camadas de valência e seguindo.

Ligações covalentes em moléculas a partir da Notação de Lewis.

A ligação covalente simples envolve o compartilhamento de um par de elétrons.

Ligações covalentes em moléculas a partir da Notação de Lewis.

A ligação covalente dupla envolve o compartilhamento de dois pares.

Ligações covalentes em moléculas a partir da Notação de Lewis.

Ligação covalente tripla envolve o compartilhamento de três pares.

Ligações covalentes em moléculas a partir da Notação de Lewis.

Exemplos de Ligações Covalentes:

Ligação Covalente Simples (Hidrogênio - H₂): ➢Na molécula de hidrogênio (H₂), dois átomos de hidrogênio um par de elétrons. ➢Notação de Lewis: H:H ou H•H Ligação Covalente Dupla (Oxigênio - O₂): ➢No oxigênio molecular (O₂), dois átomos de oxigênio combinados dois pares de elétrons. ➢Notação de Lewis: O=OLigação Covalente Tripla (Nitrogênio - N₂): ➢No nitrogênio molecular (N₂), dois átomos de nitrogênio molecular três pares de elétrons. ➢Notação de Lewis: N≡N

Ligações covalentes em moléculas a partir da Notação de Lewis.

Exemplo:

Na molécula de água (H₂O), o oxigênio compartilha elétrons com dois átomos de hidrogênio.

Ligações Covalentes: Nas ligações covalentes, os átomos compatíveis pares de elétrons para completar as camadas de valência e terem estabilidade. Essas ligações ocorrem entre átomos não metálicos e resultam na formação de moléculas.

Ligações covalentes, ligações iónicas e ligações metálicas.

Exemplo:

O cloreto de sódio (NaCl)

Ligações Iônicas: Nas ligações iônicas, ocorre transferência de elétrons entre átomos, formando assim íons positivos (cátions) e negativos (ânions) que se atraem eletricamente. Essas ligações geralmente ocorrem entre um metal e um não metal, resultando em composições iônicas.

Ligações covalentes, ligações iónicas e ligações metálicas.

Exemplo:

No cobre (Cu), os átomos de cobre combinam os elétrons em uma nuvem eletrônica comum.

Ligações Metálicas: Nas ligações metálicas, os átomos metálicos combinam elétrons em uma "nuvem" eletrônica comum, conferindo propriedades como condutividade elétrica e maleabilidade aos metais. Essas ligações são típicas dos metais e permitem a formação de estruturas com íons positivos imersos em uma nuvem de elétrons livres.

Ligações covalentes, ligações iónicas e ligações metálicas.

Não possui pares de elétrons não ligantes no carbono

4 átomos de hidrogênio

Tetraédrica

Não possui pares de elétrons não ligantes no boro

3 átomos de flúor

Plana Trigonal

Não tem pares de elétrons não ligantes no carbono

2 átomos de oxigênio

Linear

1 par de elétrons não ligantes sem nitrogênio

3 átomos de hidrogênio

Piramidal Trigonal

2 pares de elétrons não ligantes sem oxigênio

2 átomos de hidrogênio

Angular ou Curvada

Pares de Elétrons Não Ligantes

Átomos Ligados

Geometria

CH₄ (Metano)

BF₃ (Trifluoreto de Boro)

CO₂ (Dióxido de Carbono)

NH₃ (Amônia)

H₂O (Água)

Diferentes geometrias moleculares.

Fim

Ele acreditava que a matéria era formada por cargas elétricas positivas e negativas distribuídas, ao acaso, na esfera. A quantidade de cargas positivas e negativas seriam iguais e dessa forma o átomo seria eletricamente neutro.

Thomson

Bohr desenvolveu um modelo atômico, no qual propôs que os níveis de energia dos elétrons são quatizadas e que os elétrons movem-se em órbitas estáveis ao redor do núcleo atômico, mas podem saltar de um nível de energia (ou órbita) para outro.

Bohr

Dalton propôs que cada átomo de um elemento, como o ouro, por exemplo, são iguais a todos os outros átomos desse mesmo elemento. Ele também notou que os átomos de um determinado elemento são diferentes dos átomos de todos os outros elementos.O modelo de Dalton defendia um esfera indivisível e indestrutível e que se mantinha inalterada durante a sua tranformação química.

Dalton

Modelo Quântico

Trata-se do modelo atual e o mais aceito pela comunidade científica. Ele nasceu da teoria da mecânica ondulatória proposta por Erwin Schrodinger. Para Schrodinger, os átomos possuíam regiões prováveis de existência dos elétrons, o que ele chamou de orbitais eletrônicos.

Rutherford pensou em um núcleo positivo pequeno envolto por uma região mais extensa, na qual está dispersa a carga negativa.Rutherford lançou um fluxo de partículas alfa emitidas pelo elemento radioativo Polônio (Po) em finas lâminas de ouro, e observou que as partículas alfa atravessavam a lâmina em linha reta, mas algumas se desviavam e se espalhavam.

Rutherford