Distribuição Eletrónica

É a distribuição dos eletrões de um átomo pelos vários níveis de energia (n). Começa-se a distribuição pelo nível de energia mais baixo (n=1) e assim sucessivamente. O número máximo de eletrões por nível de energia (n) é dado pela expressão:

2n²

O último nível de energia, só pode conter 8 eletrões, caso não chegue à sua totalidade, tendo que ir de 8 em 8 eletrões por nível de energia. O primeiro tem sempre, no máximo, 2 eletrões.

Como se representa a distribuição eletrónica de um elemento químico?

Escreve-se o número de eletrões em cada nível de energia, separados por um traço (-) ou um ponto e vírgula (;).

Exemplos:

₁₂Mg: 2 ; 8 ; 2                                   ₂₀Ca: 2 - 8 - 8 - 2                                          ₁H: 1

O que são os Eletrões de Valência?
São os eletrões que se encontram no último nível de energia e que são os responsáveis pelas propriedades químicas do elemento químico.

 Exemplo: ₈O: 2 - 6                              O Oxigénio (O) tem 6 eletrões de valência.

Massa Atómica Relativa

Como não se pode pesar diretamente um átomo, utiliza-se um método indireto que consiste na comparação das massas de dois átomos. Consiste em escolher um átomo para termo de comparação, isto é, um padrão - por isso se designa massa atómica relativa (A_R). O padrão atual, é o hidrogénio - o átomo mais leve - 1 massa unitária.

Como se calcula?
A massa atómica relativa calcula-se através de uma média ponderada, onde: se multiplica a massa dos isótopos naturais desse elemento químico com a sua abundância na Natureza (%) e, por fim, divide-se por 100%.

Exemplo: Massa atómica relativa do magnésio
Número de massa dos isótopos naturais: 24, 25 e 26
Abundância na Natureza: 79.0%, 10.0% e 11.0%

A_R (Mg) = 24 x 79.0% + 25 x 10.0% + 26 x 11.0% = 24.32

                                              100

Isto significa que a massa do magnésio (Mg) é 24.32 vezes superior à do hidrogénio (H) - padrão.

Por que razão a massa atómica relativa de um elemento químico não um número inteiro?

- A massa atómica relativa de um elemento químico natural não é um número inteiro porque é uma média ponderada, que tem em conta os vários isótopos naturais e a sua abundância na Natureza.

Estrutura Atómica

Átomo

Átomo é a unidade básica da matéria que consiste num núcleo central , rodeado por uma nuvem de eletrões, com carga negativa. O núcleo é composto por protões - carga positiva - e neutrões - carga neutra. É uma partícula neutra pois, tem o mesmo número de protões e eletrões.
Há maior probabilidade de encontrar um eletrão junto ao núcleo e menor probabilidade quanto mais estivermos afastados do núcleo.

O número atómico (Z) é o número de protões de um átomo. Através dele, podemos facilmente identificar um elemento químico pois, cada elemento químico tem diferente número atómico (caracteriza o elemento químico).

O número de massa (A) é a soma dos protões com os neutrões (as partículas existentes no núcleo - nucleões).

Nº de Massa = Nº de Protões (Nº Atómico) + Nº de Neutrões


Representação de qualquer átomo --» Nuclido











Isótopos
São átomos com os mesmo número atómico (mesmo número de protões) mas com número de massa diferente, ou seja, com diferente número de neutrões.

Um exemplo, são os isótopos de hidrogénio: o prótio, o deutério e o trítio:

Mercúrio (Elemento Químico)

Fig.1 - Mercúrio

O Mercúrio é um metal líquido à temperatura ambiente. Também é conhecido por hidrargírio, hidrargiro, azougue e prata-viva. O símbolo químico Hg vem do grego "hydrargyrium" que significa prata-líquida.
Tem número atómico 80 (80 protões) e uma massa relativa de 200.6. É um dos 5 elementos químicos que se apresentam líquidos à temperatura ambiente ou temperaturas próximas.
Na Tabela Periódica pertence ao grupo 12 (2 electrões de valência) e ao período 6 (6 níveis de energia).
Está presente em vários instrumentos usados no dia-a-dia como nos termómetros, barómetros, lâmpadas fluorescentes e como catalisador em reações químicas.

Principais Características

É um líquido prateado que à temperatura ambiente é metal e inodoro. Não é um bom condutor de calor, entretanto é um bom condutor de electricidade. É insolúvel em água e solúvel em ácido nítrico. Quando a temperatura aumenta transforma-se em vapores tóxicos e corrosivos mais densos que o a
r. É um perigoso quando inalado, ingerido ou posto em contacto com o corpo, causando irritação na pele, olhos e vias respiratórias.

Onde podemos encontrar?
Podemos encontrar mercúrio em termómetro antigos, geradores de electricidade a carvão, ETARs, refinarias, fábricas de adubos, lâmpadas de vapor de mercúrio, lâmpadas fluorescentes, pilhas e na extracção do ouro.

Fig. 2 - Alguns termómetros contêm mercúrio

Fig.3 - As lâmpadas fluorescentes contêm mercúrio

Modelos Atómicos

Nem sempre se pensou que o átomo fosse como hoje conhecemos. Foi uma ideia que evoluiu ao longo dos tempos. Antes de o primeiro modelo atómico ter sido apresentado (séc. XIX), a ideia de que a matéria é feita de pequeníssimos corpuscúlos surgiu há muito tempo.

No século V a.C., o filósofo grego Leucipo e o seu discípulo Demócrito imaginaram a matéria como se fosse constituída por pequenas partículas indivisíveis - os átomos, como lhes chamaram. Concluiram que a matéria não poderia ser infinitamente divisível. Se a partíssemos variadas vezes, chegaríamos a uma partícula muito pequena, indivisível e impenetrável a que se denominou átomo.


Evolução dos Modelos Atómicos

Modélo Atómico de Dalton

John Dalton, no séc. XIX, retomou a ideia dos átomos como constituintes básicos da matéria. Para ele os átomos eram partículas pequenas, indivisíveis e indestrutíveis. Cada elemento químico seria constituído por um tipo de átomos iguais entre si. Quando combinados, os átomos dos vários elementos químicos formariam compostos novos.

 

Modelo Atómico de Thompson ou Modelo do Pudim de Passas

Em 1897, Joseph Thomson descobriu partículas negativas muito mais pequenas que os átomos, os eletrões, provando assim que os átomos não eram indivisíveis.
Assim, colocou a hipótese de que os átomos eram uma esfera com carga eléctrica positiva onde estavam dispersos eletrões suficientes para que a carga total do átomo fosse nula.

 

 

 

Modelo Atómico de Rutherford

No séc. XX, Ernest Rutherford, demonstrou que a maior parte do átomo era espaço vazio, estando a carga positiva localizada no núcleo, tendo este a maior parte da massa do átomo e os eletrões estavam a girar em torno do núcleo.
Também descobriu a existência dos protões, as partículas com carga positiva que se encontram no núcleo.



Modelo Atómico de Bohr
Niels Bohr apresentou algumas alterações ao modelo de Rutherford: os eletrões giram em torno do núcleo em órbitas com energias diferentes. As órbitas interiores apresentam energia mais baixa e à medida que se encontram mais afastadas do núcleo o valor da sua energia é maior. Quando um eletrão recebe energia suficiente passa a ocupar uma órbita mais externa (com maior energia) ficando o átomo num estado excitado. Se um eletrão passar de uma órbita para uma outra mais interior liberta energia.


Modelo da Núvem Eletrónica

Este é o modelo mais correto e atual de um átomo. No núcleo (centro) do átomo estão os protões e os neutrões, enquanto que os eletrões giram à sua volta. Na figura ao lado está representada a nuvem electrónica de um átomo. Esta nuvem representa a probabilidade de encontrar os eletrões num determinado local do espaço.

Os eletrões de um átomo ocupam determinados níveis de energia (o número de eletrões em cada nível de energia é expresso pela distribuição electrónica).

 

Bibliografia

http://www.explicatorium.com/CFQ9-Evolucao-atomo.php





Espectro Electromagnético

Chama-se espectro electromagnético ao conjunto das várias radiações electromagnéticas.

Analisando o espectro magnético pode-se verificar que quanto maior for a frequência da radiação, maior é a energia que lhe está associada. No espectro magnético, estão representadas as várias radiações por ordem crescente de energia (da esquerda para a direita).

Cor

Um corpo absorve, reflecte ou transmite determinadas radiações, entre aquelas que recebe. Assim, a cor que um corpo recebe depende do tipo de radiação que sobre ele incide e da sua natureza.

Cores Primárias da Luz

• Vermelho;
• Verde;
• Azul.

Cores Secundárias da Luz

• Amarelo (Vermelho+Verde);
• Magenta (Vermelho+Azul);
• Ciano (Azul+Verde).