Física e Química. Curso Profissional de Técnico de Gestão e Programação de Sistemas Informáticos. 1.º ano. Módulo Horas

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1 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

2 Índice Introdução... 2 Competências/Objetivos... 2 Avaliação Estrutura atómica Átomo Como se caracterizam os átomos dos diferentes elementos Isótopos Massa atómica relativa (A r ) Modelo atómico atual simplificado Representação de Lewis Tabela Periódica Tabela Periódica: evolução e organização dos elementos Localização dos elementos na Tabela Periódica: período e grupo Variação do raio atómico e da energia de ionização dos elementos da Tabela Periódica Raio atómico e raio iónico Energia de primeira ionização Propriedades dos elementos e propriedades das substâncias elementares Estrutura molecular ligação química Ligação química: modelo da ligação covalente Estrutura de Lewis para algumas moléculas simples. Regra do octeto Ordem de ligação Eletronegatividade dos átomos dos elementos químicos Parâmetros da ligação covalente A forma das moléculas: geometria molecular Ligação química: modelo da ligação iónica FÍSICA QUÍMICA 1º Ano Ficha de Trabalho n.º FÍSICA QUÍMICA 1º Ano Ficha de Trabalho nº Teste Tipo Correção do Teste Tipo Conclusão Bibliografia... 41

3 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. Competências/Objetivos No final do módulo deverás ser capaz de: Distinguir período e grupo na tabela periódica. Localizar os diferentes elementos na tabela periódica com base na distribuição eletrónica. Representar as ligações moleculares com base na distribuição eletróncia e geometria molecular Avaliação Critérios de avaliação: Disciplina e atitude; Empenho e interesse; Responsabilidade; Dinamismo e iniciativa; Sociabilidade e espírito de equipa; Qualidade do trabalho; Produção, rendimento e autonomia; Espírito crítico Competências técnicas adquiridas com este módulo. Instrumentos de avaliação: Observação direta do comportamento na sala de aula; Observação direta do trabalho no lugar, no quadro e da participação oral; Caderno diário; Fichas de avaliação de conhecimentos; Trabalho de investigação

4 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 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 Símbolo Massa/u.m.a. Massa/Kg Carga elétrica Localização Partículas Protões p 1 Neutrões n 1 Eletrões e Desprezável 1, Núcleo 1, Núcleo 9, Fora do núcleo

5 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 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 X A Z

6 Exemplos: Alumínio Urânio 27 Al 13 A Z p e n A Z n U 92 A Z p e n A Z n 143 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) 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 Exemplos Catiões K - catião potássio (mono positivo) o átomo K perdeu 1 eletrão 2 Ca - catião cálcio (dipositivo) o átomo Ca perdeu 2 eletrões 3 Al - catião alumínio (tri positivo) o átomo Al perdeu 3 eletrões Aniões Cl - anião cloreto (mono negativo) o átomo Cl ganhou 1 eletrão 2 O - anião óxido (di negativo) o átomo O ganhou 2 eletrões 3 N - anião nitreto (tri negativo) 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

7 Isótopos 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. 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 3 e He, respetivamente. Exemplos Elementos com diferentes isótopos: Hidrogénio: Carbono: 1 1 H 2 - prótio (H); 1 H 3 - deutério (D); 1 H - trítio (T) 12 6 C 14 - carbono 12; 6 C - carbono Fe, U 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). A n p X X Z p Catião se o átomo perde eletrões Anião se o átomo ganha eletrões Carga do ião = Z n.º de eletrões Isótopos Z A

8 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 % 35 Cl 34,07 75,77 37 Cl 36,97 24,23 Resolução: Dizer que abundância relativa do 35 Cl é 75,77% e que a do que para cada 100 átomos de cloro: 75,77 são átomos de 35 Cl 37 Cl é de 24,23% significa dizer e 24,23 são átomos de 37 Cl. A r Cl (75,77 34,97) (24, ,97 A r Cl 35,45

9 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: A Cu 62,93; A Cu 64, 93 r r Resolução: Abundância relativa do cobre 63 = x e a abundância relativa do cobre 65 =100 x Abundâncias relativas: Cobre 63 =69,2% cobre 65 =100-69,2 cobre 65 = 30,8% ( x 62,93) , , ,93x x 64,93 64,93x 63, ,4 2x x 62,93x 138, x 64,93x 69,2% Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1, Q2, Q6; Porto Editora Revê: 1 A massa padrão que se utiliza atualmente é a correspondente a da massa do 12 átomo de carbono 12 ( 12 C ) 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 (A r ) de um elemento é a média das massas atómicas dos seus isótopos, entrando em linha de conta com as suas abundâncias relativas (média pesada).

10 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. Número máximo de eletrões na camada n = 2n 2 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 Distribuição eletrónica K 1 K 2 L 1 K 2 L 4 K 2 L 8 K 2 L 8 M 1 K 2 L 8 M 5 K 2 L 8 M 8 N 2 Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1, Q2, Q6; Porto Editora

11 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.

12 Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1, Q2, Q6; Porto Editora

13 Entidade Proprietária: 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) 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).

14 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 relacionarse 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 estabelecerse em função de ter: B 1 Um ou mais eletrões do nível mais periférico grupos 1 ou 2, respetivamente; B 2 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

15 Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1, Q2, Q6; Porto Editora 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 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

16 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.

17 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 B 1 Ião positivo (ou catião) Quando um átomo perde um ou mais eletrões, normalmente eletrões periféricos, transforma-se num ião positivo de raio inferior. B 2 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.

18 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 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. Energia de primeira ionização é a energia mínima necessária para remover uma mole de eletrões do átomo, na fase gasosa e no estado fundamental. 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: Cu ( g) Cu ( g) e E i ou I 1 =785KJ/mol em que I 1 (E i ) 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

19 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 (E i ) Assim: Ao longo de um grupo, a diminuição significativa da E i 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 E i, da esquerda para a direita, pode ser interpretado pelo aumento significativo da carga nuclear efetiva que sobrepõe ao aumento da repulsão entre eletrões. Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1, Q2, Q6; Porto Editora

20 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 Propriedades das substâncias elementares Número atómico, massa atómica relativa, distribuição eletrónica, raio atómico, energia de ionização. 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.

21 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. São, portanto, os eletrões periféricos dos átomos (não todos) que estão envolvidos na ligação covalente. 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). A ligação covalente é a ligação que se forma por partilha de eletrões de ambos os átomos envolvidos nessa ligação. 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).

22 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) Estrutura de Lewis para algumas moléculas simples. Regra do octeto A. A molécula de hidrogénio H 2 (di hidrogénio) Para se compreender a estrutura da molécula de di hidrogénio, H 2, é necessário considerar para os seus dois átomos: Distribuição eletrónica ou Notação de Lewis: 1 1H K H 1 1H K H Ligação covalente simples Na molécula H 2, 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

23 B. A molécula de oxigénio O 2 (di oxigénio) Considera-se para cada átomo de oxigénio: Distribuição eletrónica Notação de Lewis K L O (2, 6) K L O (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 N 2 (di azoto) Aplicando o mesmo modelo das moléculas de hidrogénio e de oxigénio à molécula de N 2, tem-se: Distribuição eletrónica K L N ou Notação de Lewis N K L

24 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 H 2 = (água), CO 2 (dióxido de carbono). NH 3 (amoníaco), CH 4 (metano), HCl (cloreto de hidrogénio) e as suas estruturas. D 1. A molécula da água (H 2 O) 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 1 1H K Notação de Lewis e K L O ou 1 1H K O átomo de oxigénio da molécula da água continua a satisfazer a regra do octeto. D 2. A molécula de amoníaco (NH 3 ) e a sua estrutura Pode fazer-se para a molécula de amoníaco, uma análise semelhante à que se fez para a molécula de água. Distribuição eletrónica 1 1H K Notação de Lewis 1 1H K e 1 1H K K L N ou

25 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. D 3. A molécula de dióxido de carbono (CO 2 ) 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 2 4 6C K L ou K L O 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 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 Um par (2 eletrões) Dois pares (4 eletrões) Três pares (6 eletrões) Ordem de ligação 1 ou ligação covalente simples 2 ou ligação covalente dupla 3 ou ligação covalente tripla Exemplos

26 Eletronegatividade dos átomos dos elementos químicos 1. Na molécula de hidrogénio, H 2 (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 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. 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. Numa ligação covalente entre dois átomos, os eletrões partilhados serão mais fortemente atraídos pelo átomo que apresenta valor mais elevado de eletronegatividade. A eletronegatividade e a polaridade da ligação Molécula F 2 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 Na molécula de di fluor, F 2 (F F ), os eletrões são igualmente partilhados pelos dois átomos e a ligação é covalente apolar.

27 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. 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 polaridade de uma ligação será tanto maior quanto maior a diferença de eletronegatividades. A seta representa a tendência de aumento da eletronegatividade dos elementos químicos ao longo da Tabela Periódica. Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1, Q2, Q6; Porto Editora Parâmetros da ligação covalente A. O comprimento da ligação nas moléculas diatómicas.

28 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 (H 2 ), de oxigénio (O 2 ) e de di azoto (N 2 ). 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. Distancia internuclear Raio Distância inter nuclear Raio Comprimento de ligação Covalente Comprimento de ligação Covalente 72pm 114pm 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. Comprimento de ligação é a distância média de equilíbrio entre os dois núcleos dos átomos numa molécula. 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. Energia de ligação é a energia que se liberta na formação de 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 / Kjmol -1

29 H 2 H H N 2 N N O 2 O O F 2 F F Cl 2 Br 2 Cl Cl Br Br I 2 I I 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 C C, C C e C C em moléculas diferentes. Ligação Comprimento/pm Energia/Kj.mol -1 C C C C C C 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 N 2, O 2 e F 2

30 Molécula Comprimento/pm Energia/Kj.mol -1 N 2 ( N N ) O 2 ( O O ) F 2 ( F F ) 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: 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. Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1, Q2, Q6; Porto Editora 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.

31 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.

32 Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1, Q2, Q6; Porto Editora

33 Fonte: Teresa Sobrinho Simões, Maria Alexandra Queirós, Maria Otilde Simões; Física e Química; Química; Módulos Q1, Q2, Q6; Porto Editora

34 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. Forma-se neste processo uma ligação iónica em que os iões Na + e Cl - ficam ligados por forças de natureza eletrostática. 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.

35 FÍSICA QUÍMICA 1º Ano Ficha de Trabalho n.º1 1. Estabelece a correspondência correta. Os isótopos de um elemento Os átomos de um elemento...possuem o mesmo número atómico (Z) e o mesmo número de massa (A)....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 3 1 H, 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

36 O elemento cobre possui dois isótopos estáveis, o 29 Cueo 29Cu, 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 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 Z A + 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 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.

37 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 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, Um elemento com 8 eletrões de valência, Um elemento com 3 eletrões de valência,...pertence ao grupo 18 da T.P....pertence ao grupo 2 da T.P....pertence ao grupo 13 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) 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.

38 5. O esquema seguinte representa um pequeno extrato da Tabela Periódica 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 Z B + 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 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.

39 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

40 Correção do Teste Tipo 1. a) Ti (Z = 22 ): K 2 ; L 8 ; M 8 ; N 4 Ca ( Z = 20): K 2 ; L 8 ; M 8 ; N 2 Ne ( Z = 10): K 2 ; L 8 b) Ne < Ti < Ca 2. A (Z=18): K 2 ; L 8 ; M 8 B (Z=13): K 2 ; L 8 ; M 3 C (Z=34): K 2, L 8 ; M 18 ; N 6 D (Z=47): K 2 ; L 8 ; M 18 ; N 18 ; O 1 D < C < B < A 3. a) B (Z=5): K 2 ; L 3 ; Na (Z=11): K 2 ; L 8 ; M 1 Ar (Z=18): K 2 ; L 8 ; M 8 Li (Z=3): K 2 ; L 1 ; Mg (Z=12): K 2 ; L 8 ; M 2 K (Z=19): K 2 ; 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) CS 2 b) NaCl c) OCl 2

41 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.