Cálculos e expressões

Z = nº atómico = nº de protões 

Nº de massa = nº de protões + nº de neutrões <=>
<=> A = Z + N <=>
<=> N = A - Z 

2n² = expressão que delimita o nº máximo de electrões por níveis de energia 

Massa atómica relativa = Ar 
(média ponderada que têm em conta os isótopos naturais estáveis e a sua abundância na natureza) 

Massa Atómica Relativa de um elemento químico

• Relativa - porque é em relação a um padrão

• Elemento químico - tem em conta os isótopos estáveis do elemento químico;

Inicialmente o Hidrogénio - 1, actualmente 1/12 Carbono - 12, a que corresponde 1 unidade de massa atómica.

Massa atómica Relativa = Ar

Exemplo:

Ar (s) = 32,07

Leitura: a massa atómica relativa do Enxofre é 32,07

Ar (s) - massa relativa do Enxofre 

32,07 - (obtido pela leitura da T.P. (tabela periódica) significa que a massa atómica relativa é 32,07 vezes superior à massa atómica do padrão (Hidrogénio - 1 ou 1/2 Carbono - 12)

• Calcula a massa atómica relativa do enxofre (Z (s) = 16)

- Isótopos naturais

Enxofre - 32

Enxofre - 33 

Enxofre - 34

- Abundância na natureza

95% (enxofre - 32)

0,8% (enxofre - 33)

4,2% (enxofre - 34)

Ar = (32*95 + 33*0,8 + 34*4,2) / 100 = 32, 092

• Porque razão a massa atómica relativa de um elemento químico não é um nº inteiro?

Porque a massa atómica relativa é uma média ponderada que têm em conta todos os isótopos naturais estáveis e a sua abundância na natureza.  

  

Átomos, iões e as suas nuvens electrónicas

O átomo é uma partícula neutra quando:

nº de protões = nº de neutrões

... quando isto não acontece o átomo torna-se num ião com carga eléctrica.

Todos os átomos com o mesmo nº de protões pertencem ao mesmo elemento químico, ou seja, um elemento químico é o conjunto de todos os átomos com o mesmo nº de protões.

Nº de protões <=> Nº atómico 

Caracteriza um 

                 determinado elemento químico

• Exemplo:

Z (H) = 1 

(o nº atómico (Z) do elemento químico Hidrogénio (H) é 1)

• Nº de massa

Nº de massa = Nº de protões + Nº de neutrões <=>

<=> A = Z + N <=>

<=> N = A - Z

• Representação simbólica de um átomo através do nuclido do mesmo. 

• O que são isótopos?

Isótopos são átomos do mesmo elementos químico, ou seja, têm o mesmo nº de protões, logo, têm o mesmo nº atómico, mas que têm diferente nº de massa, porque têm diferente nº de neutrões.

• Formação de iões:

Distribuição electrónica 

distribuição dos electrões (que o

átomo têm) por níveis de energia (n)

Regras da distribuição electrónica:

• 1ª - Os electrões distribuem-se por níveis de energia (n).
• 2ª - A distribuição inicia-se no nível de energia mais baixo (n=1)
• 3ª - O nº máximo de electrões por nível de energia é dado pela expressão:

2n²

Exemplos:

• 4ª - Quando o 1º nível está totalmente preenchido (com 2 electrões) passa-se para o nível seguinte (n=2). Quando o 2º nível está totalmente preenchido (com 8 electrões) passa-se para o 3º nível (n=3). E assim sucessivamente.
• 5ª - O nº máximo de electrões no último nível de energia é 8 (excepção para n=1, em que o máximo é 2)

Exemplos de distribuição electrónica:

₁H : 1

₂He : 2

₃Li : 2 – 1

₄Be : 2 – 2

₅B : 2 – 3

₆C : 2 – 4

₇N : 2 – 5

₈O : 2 – 6

₉F : 2 – 7

₁₀Ne : 2 – 8

₁₁Na : 2 – 8 – 1

₂₀Ca : 2 – 8 – 8 – 2

₃₇Rb : 2 – 8 – 18 – 8 – 1  

• Electrões de valência

(são electrões do último nível de energia)

• Formação de Iões

Átomo de Sódio (Na)

₁₁Na : 2 – 8 – 1

11 protões = +11

11 electrões = -11

(+11-11=0) - Carga nula 

     ₁₁Na : 2 – 8 – 1                                                            ₁₁Na⁺ : 2 – 8

 

perde 1 electrão

11 protões = +11

11 electrões = -10

(+11-10=+1) - Ião monopositivo

Os átomos só podem perder ou ganhar até 3 electrões, logo, existem iões monopositivos, dipositivos e tripositivos quando perdem electrões e mononegativos, binegativos e trinegativos quando ganham electrões.

• Conclusão 

Um átomo transforma-se num ião positivo ou negativo, de forma a que no último nível de energia tenha 8 electrões de valência, adquirindo assim máxima estabilidade.

Atenção que o 1º nível fica totalmente preenchido, estável, com 2 electrões.

• Partículas Isoelectrónicas - são partículas que têm o mesmo nº de electrões.

O tamanho dos átomos

Os valores dos diâmetros atómicos exprimem-se habitualmente num submúltiplo do metro -  o picómetro, símbolo pm.

1pm = 0,000 000 000 001 m

O modelo da nuvem electrónica

O átomo é constituído por duas zonas distintas: o núcleo e a nuvem electrónica.

Na nuvem electrónica há electrões, partículas com carga eléctrica negativa.
No núcleo há partículas com carga eléctrica positiva - os protões. Existem ainda partículas sem carga eléctrica - os neutrões.

O núcleo dos átomos é responsável pela massa do átomo, tendo carga positiva e de valor igual ao nº de protões que o constituem.
A nuvem electrónica é responsável pelo tamanho do átomo, tendo carga negativa de valor igual ao nº de electrões.

Evolução da estrutura atómica

Ao longo do tempo houve uma evolução dos modelos atómicos, pois os cientistas foram criando imagens dos átomos baseadas nas observações das experiências que iam realizando. Houve os seguintes modelos ao longo do tempo:

Modelo Atómico de Dalton

O professor da universidade inglesa New College de Manchester, John Dalton foi o criador da primeira teoria atómica moderna entre o século XVIII e o século XIX.

No início do século XIX, o cientista, imaginava os átomos como sendo corpúsculos indivisíveis e indestrutíveis.

Dalton

Modelo de Dalton

Modelo Atómico de Thomson

Nos finais do século XIX as experiências realizadas com tubos de descarga revolucionaram o mundo científico.

Quando nos terminais de tubo de descarga, com um gás rarefeito no seu interior, se estabelecia uma grande diferença de potencial, observava-se no seu interior uma fluorescência esverdeada que é independente da natureza do gás e do metal que formava os eléctrodos.

O físico Joseph Thomson, explicou que esta fluorescência resulta de partículas com carga eléctrica negativa provenientes do cátodo que chocavam com o vidro. Esta partículas foram designadas por electrões.

Isto levou-o a imaginar que que os átomos eram corpúsculos de carga positiva onde se encontram dispersos os electrões, com carga eléctrica negativa, em número suficiente para a carga global ser nula. Surgiu, assim, o primeiro modelo de átomo divisível.

Segundo Joseph Thomson:

. Os átomos são divisíveis

. A maior parte do átomo é constituída por uma esfera maciça de carga eléctrica positiva

. No interior do átomo existirão encastrados pequenas partículas de carga eléctrica negativa – Os electrões

Modelo atómico de Rutheford

O modelo de Thomson foi superado após a experiência de Rutherford, quando foi descoberto o núcleo do átomo, originando um novo modelo atómico conhecido como modelo atómico de Rutherford.

No início do século XX, o cientista Ernest Rutherford realizou uma experiência que permitiu imaginar melhor os átomos por dentro. A experiência consistiu em bombardear com partículas uma delgada lâmina de ouro (tendo cerca de 10 000 átomos de espessura).

Durante essa experiência, Rutherford observou que: 

-as partículas, na sua maioria, atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio;

-as partículas em número muito menor eram desviadas, chegando a voltar para trás. 

Experiência de Rutherford

1 - partículas que não se desviam 

2 - partículas que se deviam 

3 - partículas que voltam para trás

Concluiu assim que:

-a maior parte do átomo seria espaço vazio (por isso, muitas partículas atravessavam a lâmina sem se desviarem);

-no interior do átomo, haveria uma zona central muito pequena, com carga positiva, onde estaria concentrada toda a sua massa

Segundo Rutherford os átomos são constituídos por:

- um núcleo muito pequeno, com carga positiva onde se concentra toda a massa do átomo;

- electrões com carga negativa movendo-se em volta do núcleo, tal como os planetas se movem em volta do Sol.

Em 1911, Ernest Rutherford propôs assim, o primeiro modelo planetário do átomo.

Modelo Atómico de Bohr

Em 1913, Niels Bohr, completou o modelo de Rutherford com as seguintes ideias:

- Oo eletrões movem-se à volta do núcleo em órbitas circulares;

- a cada órbita corresponde um determinado valor de energia;

- os eletrões com mais energia movem-se em órbitas mais afastadas do núcleo e os que têm menos energia movem-se em órbitas mais próximas do núcleo.

Modelo da Nuvem Electrónica

Actualmente está posta de parte a ideia de órbitas circulares para os electrões.

Os electrões dos átomos movem-se de modo desconhecido, com velocidade elevadíssima, formando uma espécie de nuvem que não é uniforme: a nuvem electrónica.

A nuvem electrónica é mais densa próxima do núcleo, onde é mais provável encontrar os electrões e menos densa longe do núcleo, onde é menos provável encontrar os electrões.

O modelo atómico actual é o modelo da nuvem electrónica. 

Informação

 Informo aos leitores neste pequeno texto que copiei todos os conteúdos do blog: http://batomico.blogspot.pt/ , pois perdi a palavra passe, mas criei este novo blog onde vou colocar mais informação.