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Átomos. Trabalho elaborado por: Ana Santos Nº 1 Joana Rita Nº 16. Introdução. Este trabalho tem por objectivo, fornecer-nos um maior conhecimento sobre os Átomos.
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Átomos Trabalho elaborado por: Ana Santos Nº 1 Joana Rita Nº 16
Introdução • Este trabalho tem por objectivo, fornecer-nos um maior conhecimento sobre os Átomos. • Entre os átomos existem várias ligações, na qual iremos falar um bocado sobre as ligações covalentes, as ligações iónicas e as ligações metálicas. • Iremos também falar das nuvens electrónicas, dos níveis de energia, da regra do octeto, das moléculas apolares e polares, etc.
O que são Átomos • Os átomos são partículas incrivelmente pequenas e têm uma propriedade curiosa: a sua massa está praticamente concentrada no ínfimo núcleo central. • Os átomos quando comparados com a escala humana, são muito pequenos, mas o raio do núcleo atómico ainda é muito menor do que o do átomo. • Os átomos são constituídos por: • Protões (carga positiva); • Electrões (carga negativa); • Neutrões (carga neutra) O hidrogénio é o único elemento que não possui neutrões
Os átomos e as nuvens electrónicas • A teoria actual diz-nos que, um electrão não descreve uma órbita fixa, sempre á mesma distância do núcleo, mas sim “passeia” em torno do núcleo, sem uma órbita bem determinada. • Os átomos podem ser representados por «nuvens», com umas zonas mais densas e outras menos. • Nas zonas mais densas há uma maior probabilidade de se encontrar electrões (orbitais).
Electrões e níveis de energia • Os electrões, num átomo distribuem-se por níveis de energia. • Assim, quando o primeiro nível fica cheio, os electrões sobrantes ficam no segundo nível e assim sucessivamente. • Mas, se se tratar do último nível de energia, 8 é o máximo, excepto se for o 1º nível, em que o nº máximo será 2.
Distribuição Electrónica • Átomo de Flúor Grupo: 17 Período: 2 7 (2º nível) 2 (1º nível) Este átomo possui 7 electrões de valência Os electrões que ocupam o ultimo nível, são chamados electrões de valência
Modelos de ligações entre átomos • Os gases nobres são formados por átomos estáveis, ou seja, por átomos que muito dificilmente estabelecem ligações com outros átomos. • Mas a maioria dos átomos não é estável, necessitando assim de estabelecerem ligações uns com os outros. • Estas ligações são devidas a forças eléctricas, que condicionam assim a propriedade das substâncias.
Representação das ligações numa molécula • Para se representar as ligações numa molécula, utiliza-se um diagrama de Lewis. • Neste diagrama vai-se buscar os electrões de valência, pois só estes é que podem participar nas ligações químicas covalentes. • O par electrónico compartilhado pertence aos dois átomos que estão ligados. • Cada electrão desemparelhado que o átomo possuir representará uma ligação covalente que deverá ocorrer. Exemplo:
Representação das ligações numa molécula Ligações covalentes Simples Apenas partilham um par de electrões Mas também há ligações covalentes duplas , que partilham dois pares de electrões e ligações triplas que partilham três
Ligação covalente • O átomo, ao nível da nuvem electrónica é governado por forças eléctricas. • São também as forças de natureza eléctrica que estão na origem das ligações entre átomos para formar moléculas e das ligações entre essas moléculas formarem estruturas de maior dimensão. • Os electrões de valência, são os intermediários no «acasalamento» entre átomos. A ligação covalente é portanto, a partilha de electrões entre não-metais
Regra do octeto • Uma regra para prever como se ligam os átomos: Quando se formam ligações químicas entre dois átomos, cada átomo tende a ficar com 8 electrões de valência, partilhando, recebendo ou cedendo electrões.
Regra do octeto Exemplo: Um átomo de Na ao perder um electrão de valência, vai-se transformar num ião sódio (Na+), ficando assim mais estável. Pois, passou a ter 8 electrões de valência (ultimo nível cheio). Átomo de sódio (Na) Distribuição electrónica Na, 2:8:1
Moléculas Polares e Apolares • Uma molécula é uma partícula neutra. Mas em algumas moléculas, a nuvem electrónica está desigualmente distribuída porque determinados átomos atraem a carga da nuvem com maior intensidade que outros. • Molécula Apolar – Não há nenhuma zona da molécula em que se possa dizer que está mais negativa ou mais positiva. • Molécula Polar – Quando se forma um pólo negativo e um pólo positivo. Para se formar uma molécula polar, é necessário átomos diferentes Exemplo:
Moléculas Polares e Apolares • As moléculas de água são polares e as de n-hexano são apolares, logo a aproximação do bastão electricamente carregado vai causar apenas desvio no fio de água. As moléculas de n-hexano não têm uma zona mais negativa nem mais positiva
Ligação iónica • Os átomos dos metais têm uma certa tendência a perder os seus electrões de valência para que por sua vez possam ficar mais estáveis, formando assim os iões positivos. • Os átomos dos não-metais têm tendência a completar o seu ultimo nível, ganhando assim electrões que por sua vez originam iões negativos. A ligação iónica dá origem ao sal de cozinha
Ligação Metálica • Os átomos metálicos tem poucos electrões de valência. • Estes electrões de valência são partilhados pelos outros átomos, formando assim uma espécie de «mar de electrões». É pois este «mar de electrões» que assegura a ligação entre os átomos (ligação metálica). • Esta ligação é mais fraca que a ligação covalente, mas consegue ser suficientemente forte para manter a estrutura cristalina. A ligação metálica, ocorre quando os átomos se ligam entre si. (esta ligação dá-se apenas entre metais)
Ligação Metálica • O que é um metal? Um metal é uma substância elementar, pois os seus átomos são todos iguais. • A sua estrutura Os metais são maleáveis e são dúcteis (sem alterar a estrutura cristalina. As camadas de átomos na rede podem «deslizar» umas sobre as outras, sem surgir certas forças de repulsão como no caso dos sólidos iónicos.
Conclusão • Pensamos que este trabalho foi importante para nós, porque quando o terminámos, conseguimos obter uma maior informação sobre as características dos átomos e tudo o que com eles se relaciona. • Concluímos que um átomo é a menor porção em que pode ser dividido um elemento químico, mantendo ainda as suas propriedades.
Bibliografia • Livro de F.Q – Viver melhor na Terra, 9ºAno • http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo • http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica • http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga%C3%A7%C3%A3o_covalente • http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/ligaquim.htm • http://www.videosdahora.com.br/Videos-Br/6042/entendendo-mais-um-atomo---quimica/
