Propriedades dos elementos da tabela periodica

Os elementos podem classificar-se em:
Metais, semi-metais e não metais. Azuis correspondem aos metais, verdes aos semi-metais e amarelos aos não metais.

Metais

- A maioria é sólida à temperatura ambiente;

- São densos;

- Maleáveis (alguns a temperaturas mais elevadas do que a temperatura ambiente);

- Brilho metálico (a maioria);

- Pontos de fusão e ebulição muito elevados;

- Bons condutores de calor e electricidade.

- A maioria é muito reactiva.

 

Não Metais:

- Podem apresentar os 3 estados físicos à temperatura ambiente;

- Têm densidades muito diferentes uns dos outros;

- Não são maleáveis quando no estado sólido (quebram);

- Não têm brilho metálico;

- Passam para o estado sólido e gasoso sem precisarem de temperaturas muito altas;

- Maus condutores de calor e electricidade. 

- A maioria é pouco reactiva.

 

 

Semi-Metais 

- Propriedades intermédias entre os metais e não metais.

 

 

Massa atómica relativa

A massa atómica relativa de um elemento X, cujo símbolo é A_r (X), consiste na

massa de cada átomo. Como não se pode pesar directamente um átomo, usa-se um método indirecto que consiste na comparação das massas de dois átomos.

O método consiste em escolher um átomo para termo de comparação (Hidrogénio) , isto é, um padrão e daí a designação de massa atómica relativa. Em seguida verifica-se quantas vezes é que a massa de outro átomo é maior em relação á massa do padrão escolhido (Hidrogénio). Assim, a massa atómica relativa indica o número e vezes que a massa média dos átomos desse elemento é superior à massa do padrão escolhido.

O átomo de hidrogénio é o átomo mais simples porque só possui um protão no seu núcleo. Por este motivo, utiliza-se como termo de comparação para medir a massa dos outros átomos.

Ar  (Ag) = (107 x 51,8 + 109 x 48,2)/100 = 107,9

107 - nº de massa do isótopo natural do elemento químico Ag (prata)

51,8 - abundância do isótopo 107 na natureza

109 - nº de massa do isótopo natural do elemento químico Ag (prata)

48,2 - abundância do isótopo 109 na natureza

107,9 - massa relativa do elemento químico Ag

Podemos concluir que... a massa atómica relativa de um elemento químico é a média ponderada do nº de massa de cada isótopo e da sua abundância na natureza.

Distribuição electrónica

O que é?
É a distribuição dos electrões por níveis de energia.

Começa-se a distribuição dos electrões pelo nível de energia (n) mais baixo (n=1); depois de totalmente preenchido passa-se para o seguinte nível de energia (n=2) e assim sucessivamente.

 

Evolução do modelo atómico

Um modelo atómico serve para representar um átomo. Ao longo dos tempos esses modelos foram evoluindo com novas descobertas.


Modelo Atómico de Dalton - 1808

• A matéria é formada por partículas minúsculas designadas por átomos

• Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis.

• Os átomos de diferentes elementos combinam-se entre si formando compostos.

Modelo Atómico de Thomson - 1897

• Partículas com carga positiva e negativa.

• Os electrões, partículas com carga negativa, estavam localizadas numa nuvem de carga positiva e distribuídos uniformemente.

Modelo Atómico de Rutherford - 1911

• O átomo tem um núcleo de carga eléctrica positiva.

• O núcleo estava rodeado de partículas com carga eléctrica negativa, os electrões, que se movimentavam em órbitas e a grandes velocidades.

Modelo Atómico de Bohr - 1920

• Também consistia na existência de um núcleo com carga eléctrica positiva, rodeado de eletrões com carga negativa que em vez que órbitas deslocam-se em forma circular.

Modelo Atómico actual

• Actualmente sabe-se que o núcleo é situado no centro do átomo e é constituído por protões (carga eléctrica positiva) e neutrões (carga eléctrica neutra).

• Os electrões (carga eléctrica negativa) situam-se na nuvem electrónica.

• O átomo é uma partícula neutra.

 

Geometria molecular e polaridade

Geometria Molucular

Nas moléculas, os átomos ligam-se entre si através de uma partilha de eletrões. Mas os pares de eletrões não partilhados repelem-se uns aos outros e como tal dispõem-se nas moléculas de modo a afastarem-se o mais possível uns dos outros. A disposição ótima dos átomos numa molécula será aquela que minimiza as repulsões dos eletrões.


Assim, quando estudamos uma molécula podemos prever a sua geometria molecular, ou seja, como é que os átomos se vão dispor entre si no espaço. Aqui ficam alguns exemplos:
Geometria Linear - ocorre em todas as moléculas que são constituídas por dois átomos (por exemplo molécula de oxigénio, O2); algumas moléculas triatómicas, como por exemplo o dióxido de carbono, , também apresenta uma geometria linear. 2 CO

Modelo da molécula de oxigénio, O2

Modelo da molécula de dióxido de carbono, CO2

Geometria angular: A água - na molécula de água os átomos de hidrogénio dispõem-se de tal forma em torno do átomo de oxigénio, que formam entre si um ângulo menor que 180º. A esta disposição espacial das moléculas chamamos geometria angular:

Modelo da molécula de água, H2O

Piramidal: O amoníaco - NH3, é um exemplo de uma molécula que possui este tipo de geometria. Os átomos de hidrogénio encontram-se colocam-se de tal forma em torno do átomo de azoto, que parecem formar um pirâmide.

                           Modelo da molécula de amoníaco, NH3
        

Tetraédrica: As moléculas que possuem este tipo de geometria possuem 4 átomos de um determinado elemento químico disposto em torno de um átomo central, como se situassem nos vértices de um tetraedro. O metano é um exemplo de uma molécula com este tipo de geometria.

                                                          Modelo da molécula de metano CH4