classificação dos materiais
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Trabalho realizado por:
Marta Ferreira, nº20
Índice
-Evolução do Modelo Atómico
- Distribuição Electrónica
- Organização da Tabela Periódica dos Elementos
- Ligação Covalente e Polaridade das Moléculas
- Moléculas Polares e Apolares
- Ligação Metálica e Ligação Iónica
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Evolução do Modelo Atómico
A descoberta da constituição dos átomos foi um processo lento, que
ficou a dever-se a vários cientistas, desde meados do século XIX até
meados do século XX. Os cientistas foram criando modelos atómicos
baseados nas experiências que iam realizando. Estes modelos atómicos
foram evoluindo ao longo dos tempos.
O atomismo (século V a.C.), na Grécia Antiga surgiu a ideia de que a
matéria era feita de pequeníssimos corpúsculos. Os principais defensores
desta ideia eram: Leucipo de Mileto (500 a.C.) e Demócrito de Abdéra
(cerca de 460 a.C. – 370 a.C.). Átomos vem do grego a + thomos, que
significa “sem divisão” (Fig. 1 e 2).
Fig. 1 – Leucipo de Mileto
Fig. 2 – Demócrito de Abdéra 3
O Modelo Atómico de Dalton sugeria que cada átomo era uma
porção esférica de matéria mal definida, indivisível e indestrutível. John
Dalton e outros cientistas retomaram a teoria atómica que teve origem
nos filósofos gregos (Fig. 3 e 4).
O Modelo Atómico de Thomson, também conhecido por modelo do
“bolo de passas”. J. J. Thomson descobriu o electrão (Fig. 5 e 6).
Fig. 3 –Dalton
Fig. 4 – Símbolos de Dalton
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Fig. 5 – J. J. Thomson
Fig. 6 – Modelo Atómico de Thomson
O Modelo Atómico de Rutherford, o cientista neozelandês Ernest
Rutherford realizou uma experiência que permitiu imaginar melhor os
átomos por dentro. Bombardeou com partículas α uma delgada lâmina
de ouro (tendo cerca de 10 000 átomos de espessura) e observou que:
as partículas α, na sua maioria, atravessavam a lâmina de ouro sem
sofrer desvio e que partículas α em número muito menor eram
desviadas, chegando mesmo a voltar para trás. Isto levou Rutherford a
imaginar os átomos constituídos por: um núcleo muito pequeno, com
carga positiva onde se concentra toda a massa do átomo e electrões
com carga negativa movendo-se em volta do núcleo. Surgiu assim, por
volta de 1910, o primeiro modelo planetário do átomo (Fig. 7, 8 e 9).
Fig. 7 – Ernest Rutherford
Fig. 8 – Experiência de Rutherford
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Fig. 9 – Modelo Atómico de Rutherford
O Modelo Atómico de Bohr, em 1913, Niels Bohr completou o modelo
de Rutherford com as seguintes ideias: os electrões movem-se à volta do
núcleo em órbitas circulares; a cada órbita corresponde um
determinado valor de energia e os electrões 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 (Fig. 10).
O 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 é mais densa próximo 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 (Fig. 11).
Fig. 10 – Modelo Atómico de Bohr
Fig. 11 – Modelo da Nuvem Electrónica
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Distribuição Electrónica
Os electrões dos átomos só podem ter determinados valores de
energia (níveis de energia), preferindo os níveis de menor energia. No
primeiro nível de energia só pode haver 2 electrões, no segundo nível de
energia 8 electrões e no terceiro nível de energia já pode haver 18
electrões. O número máximo de electrões por nível de energia é
traduzida pela expressão 2n2.
Fig. 12 – Distribuição Electrónica
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Organização da Tabela Periódica dos Elementos
A Tabela Periódica actual é constituída por mais de 100 elementos,
dispostos numa matriz quadriculada de linhas e colunas, por ordem
crescente de número atómico. A cada uma das quadrículas
corresponde um elemento químico. Existem sete períodos na Tabela
Periódica. A Tabela Periódica tem 4 grupos: grupo 1 – metais alcalinos;
grupo 2 – metais alcalino-terrosos; grupo 17 – halogéneos e o grupo 18 –
gases nobres, raros ou inertes. Os metais localizam-se no lado esquerdo
da Tabela Periódica. Os semi-metais têm propriedades semelhantes aos
metais e aos não-metais. Os não-metais localizam-se no lado direito da
Tabela Periódica. O tamanho dos átomos aumenta ao longo de cada
grupo e diminui ao longo de cada período.
Fig. 13 – Tabela Periódica8
Ligação Covalente e Polaridade das Moléculas
Os átomos ligam-se uns aos outros através de ligações químicas. Um
tipo de ligação é a ligação covalente, na qual há partilha de electrões
entre os átomos constituintes da molécula.
Fig. 14 – Ligações Covalentes
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Moléculas Polares e Apolares
Exemplo:
Fig. 14 – Ligações Covalentes
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Ligação Metálica e Ligação Iónica
Num metal a estabilidade da estrutura é devida às forças de atracção
entre os iões positivos e os electrões livres. Fala-se, então, de ligação
metálica. Num sal a estabilidade é devida às forças de atracção entre
os iões positivos e iões negativos. Fala-se, então, de ligação iónica. Os
fios eléctricos vulgares são feitos de metais, nomeadamente cobre ou
alumínio.
Fig. 15 – Ligação Metálica
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Fig. 16 – Ligação Iónica