CAPITULO 1- EM TRANSITO

O movimento e os meios de transporte

1. Segurança e prevençãorodoviária

2. Algumas grandezas características dos movimentos

3. Os tipos de movimentos

4. As velocidades dos veículos e a di stância rodoviária de segurança

5. A aceleração e os movimentos

Forças: causas do movimento

1. Vectores

Força - pode ser representada por um vector e mostra como é aplicada uma acção sobre

determinado ponto ou objecto.

Vector FORÇA:

Ponto de aplicação - o bloco onde se exerce a força

Direcção - recta sobre a qual se aplica a força (recta horizontal)

Sentido - orientação da força sobre a recta (para a esquerda ou para a direita)

Intensidade - valor ou norma do vector. Quanto mais longo maior o valor da força aplicada.

2. Resultante de Forças

3. Leis de Newton

Lei da inércia (ou 1ª Lei de Newton) - os corpos têm tendência a permanecer em REPOUSO ou

em MOVIMENTO RECTÍLINEO UNIFORME, a menos que so bre eles seja exercida uma força que lhes

altere o estado de repouso ou de MRU.

LEI FUNDAMENTAL DO MOVIMENTO (ou 2ª Lei de Newton) - a força resultante que actua

sobre um corpo produz neste uma aceleração com a mesma direcção e sentido. A aceleração

imprimida é proporcional à força aplicada.

F - força aplicada (em N)

m - massa do corpo sobre o qual se aplica a força (em kg)

a - aceleração imprimida devido à aplicação da força (em m/s 2)

PESO - é a força com que determinado corpo é atraído para o plan eta. Tal como se calcula com a 2ª lei

de Newton, o peso pode ser determinado a partir do valor de massa do corpo e pela aceleração da

gravidade (g).

No planeta Terra, a aceleração da gravidade é:

TERCEIRA LEI DE NEWTON - Quando dois corpos interagem, a força sobre o primeiro é igual em

módulo, mas de sentido inverso, à aplicada no segundo —Lei da Acção-Reacção

Quando um sistema interactua com outro sistema, exercem -se sempre forças simultâneasque têm:

A mesma linha de acção;

A mesma intensidade;

Sentidos opostos.

No entanto, estas forças estão aplicadas em corpos diferentes, nunca se

anulam.

FORÇA DE ATRITO - força que ocorre devido à fricção entre as superfícies. É uma força

que se opõe ao movimento. Tem sentido oposto ao movimento.

ATRITO É ÚTIL ATRITO É PREJUDICIAL

Caminhar de uma pessoa

Aderir dos carros à estrada

Desintegrar dos asteróides que entram na

atmosfera do nosso planeta

Patinagem em gelo

Aumentar da velocidade dos carros de corrida

Reentrada das naves na atmosfera terrestre

4. IMPULSÃO

Impulsão - forças que ocorrem, de baixo para cima, sobre os objectos que sãomergulhados em líquidos e em gases.

A impulsão nos líquidos é muito maior - daí os corpos pesarem menos que nos líquidos.

Quando o peso (P) é maior que a impulsão (I), então o corpo afunda -se. P > I

Quando o peso (P) é menor que a impulsão (I), então o corpo emerge e flutua. P < I

Quando o peso (P) é igual à impulsão (I), então o corpo fica onde é colocado e não se

afunda nem emerge. P < I

A impulsão não depende do peso! Depende apenas da densidade e do volume.

Quanto maior a densidade do líquido onde se coloca o corpo, maior a impulsão exercida.

A impulsão é maior em água salgada (maior densidade) do que em água doce (sem sal -

menor densidade).

A impulsão nos gases é muito menor que nos líquidos, porque a densidade dos gases é

muito menor que a dos líquidos

5. Lei de Arquimedes

Lei de Arquimedes - quando de mergulha um corpo num líquido, este aplica -lhe um

força de impulsão de baixo para cima, que tem valor igual ao peso do volume do

líquido deslocado.

Exemplo:

Um objecto com massa de 10 kg e volume de 0,002 m 3 é colocado totalmente dentroda água (d = 1 kg/L).

a) Qual é o valor do peso do objecto?

b) Qual é a intensidade da força de impulsão que a água exerce no objecto?

c) Qual o valor do peso aparente do objecto?

d) Desprezando o atrito com a água, determine a aceleração do obje cto.

(Use g = 10 m/s2.)

Resolução:

a) P = mg = 10.10 = 100N

b) Fimp = dáguaVobjetog = 1.000 x 0,002 x 10 è Fimp = 20N

c) Paparente = P – Fimp = 100 – 20 = 80N

d) FR = P – Fimp è a=8,0 m/s2 (afundará, pois P > Fimp)

Flutuação

Para um corpo flutuando num líq uido, temos as seguintes condições :

1) O corpo encontra-se em equilíbrio:

Fimp = P

2) O volume de líquido que ele desloca é menor do que o seu volume:

Vdeslocado < Vcorpo

3) Sua densidade é menor do que a densidade do líquido:

dcorpo < dlíquido

4) O valor do peso aparente do corpo é nulo:

Paparente = P – Fimp = O

A relação entre os volumes imerso e total do corpo é dada por:

Fimp = P è dliquidoVimersog = dcorpoVcorpog è

Exemplo:

Um bloco de madeira (d c = 0,65 g/cm3), com 20 cm de aresta, flutua na água (d agua = 1,0 g/c3).

A) Determine a altura do cubo que permanece dentro da água.

Resolução:

Como o bloco está flutuando, temos que Fimp = P e , sendo V = Abaseh , escrevemos:

è

Como hcorpo = 20 cm, então himerso = 13 cm.

6. QUANTIDADE DE MOVIMENTO

Quantidade de Movimento ou Momento Linear - é a quantidade resultante do produto da

massa de um corpo pela velocidade que ele apresenta em determinado instante.

p - quantidade de movimento (kg . m/s)

m - massa (kg)

v - velocidade (m/s)

VARIAÇÃO DA QUANTIDAD E DE MOVIMENTO é igual à diferença entre a quantidade de movimento

final e a inicial. A quantidade de movimento final e inicial é igual ao produto da massa pelos

valores de velocidade final e inicial, respectivamente.

Pondo em evidência o valor da massa do corp o, obtém-se que a variação da quantidade de

movimento é igual ao produto do valor da massa do corpo pelo valor da variação da

velocidade.

7. IMPULSO DE UMA FORÇA

Impulso de uma força - é dado pelo produto da força aplicada pelo tempo em que essa

força é aplicada.

I - Impulso (N.s)

F - força aplicada (N)

∆t - intervalo de tempo (s)

LEI DA VARIAÇÃO DA QUANTIDADE DE MOVIMENTO

O valor do impulso de uma força aplicada sobre um corpo é igual à variação da quantidade

de movimento observada nesse corpo.

8. FORÇA DE COLISÕES

Força de colisão - considerando que um corpo colide contra um obstáculo com uma

determinada velocidade inicial (vi) e depois fica imobilizado (vf = 0 m/s), pode calcular -se a

força de colisão com que o objecto embate no obstáculo:

9. COLISÕES

Choques e colisões - A soma das quantidades de movimento antes da colisão é igual àsoma das quantidades de movimento depois da colisão.

10. LEI DA CONSERVAÇÃO DA QUANTIDADE DE MOVIMENTO

Lei da conservação da quantidade de movimento - considerando todas as forças de

interacção sobre um determinado sis tema, a quantidade de movimento conserva -se

constante.

CAPITULO 2- SISTEMAS ELECTRICOS E ELECTRÓNICOS

1. Utilização da electricidade

A Electricidade é um bem indispensável no nosso dia -a-dia, sendo importante utilizá-la de

forma regrada e em segurança.

Uma grande vantagem da energia eléctrica reside na sua rápida e fácil transformação noutras

formas de energia.

No nosso país, a energia eléctrica é produzida, fundamen talmente, em centrais ermoeléctricas

e em centrais hidroeléctricas. Posteriormente, nas habitações, na indústria, no comércio, nas

autarquias e nos edifícios públicos, essa energia é transferida para as máquinas e aparelhos

que utilizamos, que transferem para o exterior energia sob a forma de radiação (luz), calor,

trabalho (movimento), etc.

Para evitar gastos desnecessários devemos usar a energia eléctrica de modo racional,

assumindo medidas e condutas, tais como:

• Apagar as luzes e os aparelhos, sempre que não estejam a ser utilizados;

• Utilizar aparelhos que racionalizem o consumo de energia eléctrica, como aquecimentos,

aparelhos de refrigeração, lâmpadas, etc.

Regras de segurança

A utilização da electricidade requer a aplicação de certas regras de segurança de modo a evitar

acidentes, tais como choques eléctricos, queimaduras e até, em casos extremos, a morte.

Mas os cuidados que devemos ter quando manipulamos material eléctrico dependem das

situações e do local em que o utilizamos.

Assim:

O manuseamento de aparelhos e a montagem de circuitos eléctricos não constitui um perigo

eminente, visto que a energia

eléctrica que se «consome» é de fraca intensidade. No entanto, existem regras que têm de ser

cumpridas, tais

como:

• seguir cuidadosamente o esquema de montagem;

• solicitar a ajuda do(a) Professor(a) sempre que ocorram dúvida s no modo de proceder;

• ter em atenção o calibre dos aparelhos de medida;

• manter a bancada de trabalho sempre limpa e sem humidade;

• não tocar directamente em fios metálicos sempre que os circuitos eléctricos estejam

fechados.

2. Corrente eléctrica

3. CIRCUITOS ELÉCTRICOS

O que é um circuito eléctrico é um conjunto de dispositivos ligados por

fios, onde estão incluídos fontes de energia e receptores

Fontes de energia / Receptores de energia

Fontes de Energia – fornecem energia aos outros dispo sitivos

Receptores de Energia – recebem e podem transformar a energia que recebem das

fontes

4. Componentes de um circuito

FONTES DE ENERGIA

RECEPTORES DE ENERGIA

Pilhas

Baterias

Tomadas de 220V

Geradores a gasóleo

Lâmpadas

Resistências

Reóstatos

Motores

Campainhas

OUTROS DISPOSITIVOS

UNIDADES

Esquemas de circuitos eléctricos

5. Circuitos abertos e fechados

Circuito Aberto – um circuito que tem uma interrupção. Não

funciona

Interruptores

Fios deligação

Voltímetros

Medem a ddp e são colocados em

paralelo

Unidades: volts, V

Amperímetros

Medem a intensidade da corrente e são

colocados em série

Unidades: amperes, A

OhmímetrosMedem a resistência

Unidades: ohms, W

GRANDEZAS Letra unidades

Diferença de potencial (ddp) V volts - V

Intensidade de corrente I amperes - A

Resistência R ohms - W

Energia E joules - J

Potência P watts, W

Circuito fechado – um circuito sem interrupções. Os dispositivos podem todos

funcionar. Neste caso, as duas lâmpadas acedem

6. Circuitos em série e em paralelo

Circuito em série – só há um caminho para a corrente eléctrica passar.

Quanto mais lâmpadas se ligam em série, menor será o brilho destas.

Circuito em paralelo – existem nós onde a corrente se divide em 2 ramos, podendo ir

por um lado ou pelo outro. Podem ligar-se muitas lâmpadas em paralelo que o brilho é

sempre o mesmo!

7. Bons e maus condutores da electricidade

MATERIAIS

Corrente eléctrica contínua e alternada

CORRENTE CONTÍNUA – não muda o sentido da corrente

CORRENTE ALTERNADA – a corrente muda de sentido. Nas nossas casas a corrente em

cada segundo, muda de sentido 50 vezes e daí, dizemos que tem uma frequência de:

f = 50 Hz (hertz)

BONS CONDUTORES DE ELECTRICIDADEMAUS CONDUTORES DE

ELECTRICIDADE(isoladores)

metais plástico

água com sais dissolvidos borracha

grafite madeira

soluções iónicas Água destilada e desionizada

8. Voltímetros

Voltímetros

– medem a ddp (diferença de portencial) - V

- devem ser colocados em paralelo

- unidades: volts (V)

A ddp total que é dada pela pilha é igual à soma

das ddps nas diferentes lâmpadas do circuito

Vtotal = V1 + V2

9. Amperímetros

Amperímetros

- medem a intensidade de corrente – I

- devem ser colocados em série

- unidades: amperes (A)

A corrente total é igual à soma das correntes que

passam em cada ramo do paralelo

Itotal = I1 + I2

10. Lei de Ohm

LEI DE OHM – a ddp nos terminais de um condutor metálico, filiforme e homogéneo, a

temperatura constante, é directamente proporcional à intensidade de corrente que o

percorre. A constante de proporcionalidade é a resistência do condutor.

V = R . I

V – ddp – diferença de potencial (em volts, V)

I – intensidade da corrente (em amperes, A)

R – resistência (em ohms, W)

ELECTROMAGNETISMO

DISTRIBUIÇÃO DA CORRENTE ELECTRICA

CAPITULO III – CLASSIFICAÇÃO DOS MATERIAIS

Evolução do modelo do átomo

O filósofo grego Demócrito introduziu, no século V a.C.,, o conceito de átomo como unidade

indivisível da matéria e embora hoje se saiba que os átomos não são indivisíveis, c ontinua

válido o princípio que estes são unidades elementares da matéria.

A matéria é constituída por átomos que podem ligar -se entre si para formar as moléculas,

dando origem à grande diversidade de substâncias que nos rodeiam, por exemplo, um gás,

como o oxigénio, ou outras substâncias mais complexas, como as que constituem o sangue.

Como resultado de novas descobertas científicas, o modelo do átomo foi sofrendo evolução ao

longo dos anos, até ao modelo que é hoje aceite.

MODELO ATÓMICO DE DALTON

Dalton admitiu que a matéria era constituída por pequenas esferas

maciças indivisíveis — os átomos.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

Neste modelo, concebido em 1904,o átomo é constituído

por uma esfera de carga eléctrica positiva, na qual

estão imersos os electrões com carga eléctrica negativa.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

Neste modelo, concebido em 1911,o átomo é constituído

por um núcleo, portador de carga eléctrica positiva, à volta

do qual rodam os electrões,

descrevendo órbitas elípticas.

MODELO ATÓMICO DE BOHR

Neste modelo, concebido em 1913,0 átomo é constituído por

um núcleo, tal como no modelo de Rutherford, mas em que

os electrões se movem em órbitas circulares em torno do

núcleo, correspondendo a cada uma delas um nível de

energia. Os electrões podem passar de uma órbita para outra

por absorção ou emissão de energia.

Figura 4 Modelo atómico de Bohr

MODELO ATÓMICO ACTUAL — MODELO DA NUVEM ELECTRÓNICA

Os cientistas abandonaram a ideia de que o electrão

descrevia uma trajectória definida em torno do núcleo

e passaram a admitir que existem zonas onde há maior

probabilidade de encontrar os electrões, designadas

por orbitais.

CONSTITUIÇÃO DO ÁTOMO

Os átomos têm dimensões muito reduzidas (da ordem do décimo -milionésimo de milímetro) e

são constituídos por partículas subatómicas — protões, neutrões e electrões. Possuem um

núcleo, constituído por protões e neutrões, que se denominam nucleões. Em redor do núcleo

movimentam-se os electrões.

Protão — partícula do núcleo de um átom o com carga eléctrica positiva.

Neutrão — partícula do núcleo de um átomo desprovida de carga eléctrica.

Electrão — partícula de um átomo com carga eléctrica negativa.

O átomo, embora formado por partículas com carga eléctrica, é globalmente neutro, já que o

número de electrões é igual ao número de protões.

A carga do núcleo designa-se por carga nuclear e é igual à carga de todos os protões que

existem no núcleo.

O protão e o neutrão são partículas com massa sensivelmente igual; a massa do electrão é

cerca de duas mil vezes menor do que a massa do protão ou do neutrão. Sendo assim, a massa

do átomo está quase na sua totalidade concentrada no núcleo.

NÚMERO ATÓMICO E NÚMERO DE MASSA

Cada elemento químico é caracterizado pelo seu número atómico, que se representa por Z e

que indica o número de protões existente s no núcleo do átomo (que é igual ao número de

electrões).

Designa-se por elemento químico o conjunto de átomos que possuem o mesmo número

atómico. Assim, átomos do mesmo elemento possuem o mesmo número atómico (Z). O

número atómico determina as proprieda des químicas do elemento.

Há ainda a considerar o número de massa, que se representa por A, e que indica o número de

partículas que constituem o núcleo — o número de protões e de neutrões.

REPRESENTAÇÃO SIMBÓLICA DE UM ELEMENTO

Número de massa (n.° protões + n.° netrões)

Símbolo químico do elemento

Número atómico (n.° protões)

Cálculo do n.° de neutrões = Z — A

Exemplo: Elemento químico: Oxigénio

Número de protões = 8

Número de electrões = número de protões = 8

Número de neutrões = A—Z = 16—8 = 8

ISÓTOPOS

Isótopos são átomos que possuem o mesmo número atómico mas diferente número de massa,

isto é, diferente número de neutrões. Por exemplo, o oxigénio, além do átomo acima citado,

que é o mais abundante na Natureza, possui mais dois isótopos com números de massa 17 e

18, respectivamente.

Isótopos do elemento oxigénio :

História da Tabela Periódica

A disposição dos elementos químicos num quadro que os sistematiza e agrupa segundo as suas

propriedades, a que se chama Tabela Periódica dos Elementos, foi objecto de estudo e de

procura por parte de vários químicos no século passado.

A primeira sistematização das substâncias mais simples que se conheciam foi feita por

Lavoisier (1743-1794) no séc. XVIII, o qual refere em 1789 a existência de 33 «corpos simples»,

designação usada na época para referir as substâncias simples, entendidas como aquelas que

não se podiam decompor noutras.

Na primeira década do séc. XIX foram isoladas mais14 substâncias simples e em 1830 elevava -

se já a 55 número de substâncias simples conhecidas.

Começaram a colocar-se questões como: haveria um número infinito de substâncias simples?

Haveria alguma relação entre elas? Como explicar as suas propriedades?

Johan W. Döbereiner (1780-1849), químico alemão, sistematizou 3

grupos de substâncias com comportamentos semelhantes, e que

pareciam exibir alguma relação no que respeitava aos seus pesos

atómicos. Chamou a estes grupos «tríades»: o cloro, o bromo e o

iodo; o cálcio, o estrôncio e o bário; o enxofre, o selénio e o telúrio.

Como as outras substâncias simples conhecidas não parecia

poderem ser ordenadas de forma semelhante, esta classificação não teve repercussão.

Entretanto, verificava-se na 1.a metade do séc. XIX que os químicos divergiam bastante não só

no que respeitava à hipótese atómica, mas também, dentro desta, ao significado que

conferiam ao termo átomo e à expressão peso atómico. Na realidade, na época ainda não

tinha sido estabelecido definitivamente a diferença entre átomo e molécula e,

consequentemente, entre peso atómico e peso molecular, pelo que químicos diferentes

usavam o mesmo termo com significados diferentes. Face a esta situação, alguns químicos

organizaram um encontro internacional para debater o assunto e procurar -se um consenso.

Assim teve lugar numa cidade alemã, em 1860, o 1. oCongresso Internacional de Química, o

qual correspondeu historicamente à 1.aconferência internacional de cientistas e no decurso da

qual se clarificou, devido em parte aos trabalhos de Canizzaroe Avogrado, os conceitos de

peso atómico e peso molecular (hoje referidos como massa atómica e massa molecular). A

discussão havida foi decisiva para o sucesso posterior na procura de organização e

sistematização das substâncias simples.

Em 1862, o geólogo francês Alexandre de Chancourtoi s(1820-86) ordenou as substâncias

simples conhecidas numa ordem crescente dos respectivos pesos atómicos, construindo uma

espécie de gráfico cilíndrico, verificando que algumas substâncias semelhantes ficavam

dispostas em colunas verticais.

Em 1864, o químico inglês John Newlands (1837 -98)ordenou as substâncias simples segundo

os pesos atómicos crescentes e observou, pelo menos parcialmente, que ao colocaras

substâncias em colunas verticais de 7, as substâncias semelhantes parecia ficarem numa

mesma linha horizontal .Newlands chamou a esta ordem a «lei das oitavas» (em música7 notas

formam uma oitava).

Entretanto, em 1860, Julius Meyer (1830 -95), químico alemão, procurou organizar

graficamente os volumes atómicos das diversas substâncias em função dos pesos atómicos,

tendo verificado que havia uma variação regular (aumento seguido dedim inuição) para as

diversas substâncias, sendo estes volumes máximos para os metais alcalinos. Esta regularidade

detectadapor Meyer traduzia já uma periodicidade de uma propriedade física das substâncias

e constituía uma base para uma organização das substâncias segundo filas verticais e

horizontais, não secingindo as linhas horizontais (os períodos) apenas a 7 elementos tal como

pretendia Newlands. No entanto, quando publicou seu trabalho era tarde, pois um ano antes

Mendeleiev, químicorusso, tinha já public ado um trabalho sobre o assunto, o qualdeu origem

à Tabela Periódica hoje em uso.

Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834 -1907) nasceu naSibéria e formou -se em Química em 1856,

na Universidade de S. Petersburgo. Participou na 1. aConferência Internacional de Quí mica em

1860, tendo estabelecido importantes contactoscom Canizzaro de quem recolheu informações

particularmenteúteis sobre as substâncias conhecidas e sobre diferenças entreos valores de

massas atómicas e de massas moleculares. Sendoprofessor de Química e m S. Petersburgo,

procurou sistematizaros conhecimentos da época num livro de texto para os seusalunos. Ao

passar em revista as suas notas sobre as substânciase ao procurar organizá -las de forma a não

ter que repetir informação,foi verificando a existência de analogias no seu

comportamentonuns casos e de grandes diferenças em outros.Reflectindo sobre o assunto,

estabeleceu uma distinção que foicrucial não só para a sua organização e sistematização,

mastambém para o desenvolvimento posterior da Química: a di stinçãoentre substância

simples (ou substância elementar como éactualmente referido) e elemento. Procurou então

organizar oselementos tendo em conta o que se sabia na época sobre aspropriedades físicas e

o comportamento químico das substânciassimples forma das à custa de cada um desses

elementos, tendocomo critério de ordem a sua massa atómica.

Em Março de 1869, desconhecendo o trabalho deMayer, Mendeleiev apresentou à Sociedade

Química Russauma comunicação intitulada «Acerca da Relação entre as Propriedades dos

Elementos e os seus Pesos Atómicos», na qualexpunha que as propriedades físicas e químicas

dos elementos«variavam de forma periódica em função dos respectivos pesosatómicos». Os

63 elementos conhecidos na época apareciamorganizados sob a forma de um qu adro por

ordem crescente depeso atómico. No entanto, o critério do peso do atómico foimenos

importante para Mendeleiev do que o comportamentoquímico e as analogias de

comportamento químico. Por isso, asua tabela não seguia sempre rigorosamente os dados

dospesos atómicos, contendo inclusivamente «buracos» por preenchernalgumas posições.

Segundo o seu ponto de vista, esses«buracos» deveriam ser preenchidos por elementos ainda

pordescobrir, previsão que se veio a confirmar com a descobertade novos elementos co m as

propriedades por ele imaginadas.

Entretanto, alguns outros elementos, que foram descobertos — sob o nome genérico de Terras

Raras não pareciamencaixar -se na tabela proposta por Mendeleiev; estes elementostinham

propriedades semelhantes, o que fazia com quetivessem de ser colocados na mesma linha

vertical e, poroutro lado, o facto de terem pesos atómicos muito próximoslevava a que se

englobassem na mesma linha horizontal, situaçãoque parecia confusa. Na realidade, a posição

destes elementosna tabela apen as ficou definitivamente esclarecidaquando posteriormente se

percebeu que a ordenação dos elementos,para dar conta das suas propriedades, deveria ser

feitacom base no número atómico, conceito este introduzido porHenry Moseley (1887 -1915)

em 1913.

Por outro lado, a descoberta dos gases inertes, verificadana sua maioria em finais do séc. XIX,

descoberta devida emgrande parte ao desenvolvimento das técnicas analíticas

espectroscópicas,e cuja existência não tinha sido prevista por Mendeleiev,veio acrescentar

mais uma família de elementos à Tabela.

Se em 1900 era praticamente consensual entre osquímicos a organização dos elementos

segundo a Tabela Periódica,não havia, no entanto, uma explicação satisfatória sobreas causas

das respectivas semelhanças e diferenças de comportamento.Esta explicação decorreu do

modelo atómico deBohr, já na segunda década deste século (tendo Bohr propostouma

organização da tabela em pirâmide), a partir do qualse explicaram as propriedades dos

diversos elementos combase na distribuição electrónica dos seus átomos.

O modelo actual da Tabela Periódica desenvolveu -senos anos 20 do século actual: os

elementos estão organizadospor ordem crescente do respectivo número atómico, em18 filas

verticais — Grupos —, e sete filas horizontais —Períodos. Estes não têm todos a mesma

extensão.

No primeiro período há 2 elementos: o hidrogénio e ohélio. Seguem -se 2 períodos de oito

elementos cada, que vão,respectivamente do lítio ao néon e do sódio ao árgon. Seguem -se 2

períodos de 18 elementos cada, o prim eiro deles, do potássioao krípton e o segundo do

rubídeo ao xénon. O períodoseguinte, com 32 elementos, do césio ao radão, aparece

condensadoem 18 colunas, por omissão dos lantanídeos — do cérioao lutécio, os quais são

remetidos para fila autónoma. Finalme nte,o último período, incompleto, que se inicia com o

frâncio,também se apresenta condensado, por omissão dos actínideos — do tório ao laurêncio

—, remetidos para uma fila única àparte. Entretanto, convencionou -se designar os elementos

a partirdo número atómico 104, inclusive, com base no nome latino quetraduz o respectivo

número na Tabela Periódica.

Depois da adopção do actual modelo da Tabela Periódica,tem havido várias formas de

identificar os grupos da Tabela Periódica,notação árabe. Em 1988, a Comissão de

Nomenclatura em QuímicaInorgânica da União Internacional de Química Pura e Aplicada(CNIC

– IUPAC) publicou uma recomendação na qual sepropõe que os grupos da Tabela Periódica se

identifiquem comnotação árabe, desde 1 até 18, iniciando -se a contagem à esquerda.

Tal proposta tem a vantagem de permitira identificação rápida do número de electrões de

valência dos diversos elementos a partir do número que identifica o grupo, à excepção dos

gases inertes.

Sistematização dos Elementos Segundo Mendeleev (1869)

TABELA PERIÓDICA E DISTRIBUIÇÕES ELECTRÓNICAS

Todos os elementos que se conhe cem podem ser dispostos sequencialmente por ordem

crescente do número atómico constituíndo o que se designa por Tabela Periódica dos

Elementos (TP).

A organização característica dos elementos na TP permite pôr em destaque os elementos com

propriedades semelhantes, agrupados em colunas. Cada coluna corresponde a um grupo; cada

linha horizontal constitui o que se designa por um período.

Quadro 1

Tabela Periódica dos Elementos

A arrumação dos elementos na Tabela Periódica revela ainda uma grande divisão de

elementos em metais e não metais, de acordo com algumas propriedades específicas das

correspondentes substâncias elementares. Os metais, por exemplo, a presentam brilho, são

maleáveis e bons condutores eléctricos. Os não metais são, em regra, não maleáveis e maus

condutores eléctricos (exceptua -se o carbono sob a forma de grafite).

A separar estes dois blocos situam -se uns poucos elementos, designados, p or vezes, por

metalóides. Apresentam-se fisicamente semelhantes aos metais, mas com comportamento

químico mais semelhante aos não metais.

Na realidade, a organização da Tabela Periódica reflecte também a forma como os electrões se

distribuem energeticamente nos átomos dos diversos elementos. Com efeito, as propriedades

químicas dos diversos elementos dependem da sua distribuição electrónica.

Pode evidenciar-se a relação entre a organização da Tabela Periódica e a distribuição

electrónica analisando o quadro seguinte, que põe em relevo as distribuições electrónicas dos

elementos até ao número atómico 20.

Quadro 2

Elementos até Z = 20

Repare-se que, em primeiro lugar, o número do período corresponde ao número de níveis de

energia diferentes em que há electrões e, também, ao nível de valência dos átomos

correspondentes.

Os elementos do mesmo grupo apresentam o mesmo padrão no que respeita à respectiva

distribuição electrónica. Assim, note -se que no grupo 1 os elementos apresentam um único

electrão no nível de valência; no grupo 2 apresentam 2 electrões no nível de valência; situação

semelhante pode ser verificada relativamente aos diversos grupos.

Os metais do grupo 1 são conhecidos como metais alcalinos e apresentam grande reactividade

química. Em particular, reagem intensamente com a água, transformando -se em iões

monopositivos (Na+, Li+, K+), libertando-se hidrogénio na reacção. Tal deriva do facto de

possuírem um electrão isolado no nível de valência. Por isso, podem perder esse electrão com

relativa facilidade, combinando-se com outros elementos. Esta particularidade é evidenciada

pelos menores valores da energia de ionização destes elementos.

Os elementos do grupo 2 são correntemente chamados metais alcalino-terrosos e todos eles

apresentam 2 electrões no seu nível de valência. Este padrão nas suas configurações

electrónicas explica o seu comportamento químico semelhante. Entre outras particularidad es

formam iões bipositivos (Mg 2+, Ca2+), integrando muitos compostos iónicos.

O hidrogénio, por razões que serão analisadas em anos posteriores, apresenta um

comportamento singular, pelo que não é habitual integrá -lo no grupo dos metais alcalinos

apesar da semelhança na distribuição electrónica.

Nos não metais, os elementos do grupo 17 são chamados halogéneos e apresentam-se de

forma estável sob a forma de moléculas diatómicas - F2 e Cl2 gasosos, Br2 líquido e I2 sólido.

Todos eles apresentam o nível de valência ocupado com 7 electrões.

Os elementos no grupo mais à direita (grupo 18) são chamados gases inertes. À excepção do

hélio que tem apenas dois electrões que preenchem logo o nível 1 apresentam o último nível

preenchido com 8 electrões. Este tipo de configuração torna os átomos muito estáveis. Com

efeito, a estabilidade destes átomos explica a existência de moléculas «monoatómicas»,

situação rara. Não se combinam facilmente com os outros elementos. Decorre destas

características a designação especial de gases inertes.

Saliente-se que a distribuição electrónica de gás inerte é uma configuração particular que

confere estabilidade especial aos átomos. Um dado que evidencia essa grande estabilidade é o

facto de estes elementos possuírem valores elevados para a energia de ionização (consultar o

Quadro 3).

Analisando ainda o grupo 1 constata -se que os metais alcalinos, fortemente reactivos,

apresentam apenas mais um electrão do que o gás inerte imediatamente anterior na Tabela

Periódica. Se perderem esse electrão transformam -se em iões positivos, com uma distribuição

electrónica igual à do gás inerte anterior. Esta configuração torna estes iões particularm ente

estáveis, pelo que, na Natureza, os metais alcalinos se apresentam combinados em compostos

iónicos.

PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS E TABELA PERIÓDICA

11. TABELA PERIODICA

12. PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS EM RELAÇÃO À POSIÇÃO DOS ELEMENTOS

13. LIGAÇÃO QUÍMICA

14. AS LIGAÇÕES ENTRE ATOMOS E MOLECULAS

15. LIGAÇÃO COVALENTE, IÓNICA E METÁLICA

16. SUBSTANCIAS MOLECULARES, IÓNICAS E METÁLICAS

17. COMPOSTOS DE CARBONO