Distribuição dos elétrons
Presta atenção!
PROFESSOR:
ADAIR
Camadas Eletrônicas ou
Níveis de Energia
A coroa ou eletrosfera está dividida em 7 níveis ou camadas designadas por K, L, M, N,
O, P, Q ou pelos números: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, respectivamente.
O número de camada é chamado número quântico principal (n).
Número máximo de elétrons em cada nível de energia:
O elemento de número atômico 112 apresenta o seguinte número de elétrons nas
camadas energéticas:
K
L
M
N
O
P
Q
2
8
18
32
32
18
2
Affff!!!! De onde vieram
esses números?
REVISÃO
PARTÍCULAS ATÔMICAS
ELETROSFERA
NÚCLEO
NÚCLEO: Contém Prótons e Nêutrons.
ELÉTROSFERA: Contém Elétrons.
Partículas
Carga Relativa
Massa Relativa
Prótons
+1
1
Nêutrons
0
1
Elétrons
-1
1/1840
NÚMERO ATÔMICO E MASSA ATÔMICAS
ÁTOMO DE
HIDROGÊNIO
ÁTOMO DE HÉLIO
ÁTOMO DE SÓDIO
1 Próton
2 Prótons
11 Prótons
Nenhum Nêutron
2 Nêutrons
12 Nêutrons
1 Elétron
2 Elétrons
11 Elétrons
Número Atômico = 1
Número Atômico = 2
Número Atômico = 11
Número Massa = 1
Número Massa = 4
Número Massa = 23
Número Atômico (Z) = É o número correspondente à carga nuclear, ou seja, o número de
prótons existente no núcleo.
Z=p
Z = Número Atômico.
p = Número de Prótons.
Número Massa (A) = É o número correspondente à soma das quantidades de prótons e de
nêutrons existentes no núcleo.
A=p+n
A = Número de Massa.
p = Número de Prótons.
n = Número de Nêutrons.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
- Os átomos da maioria dos elementos
químicos, iguais ou diferentes se
combinam uns com os outros resultando
em grande variedade de substâncias
diferentes,
sejam
naturais,
sejam
sintetizadas pelo homem.
- A combinação entre átomos se dá:
- Com a perda, com o ganho ou com
compartilhamento de elétrons da última
camada das eletrosferas.
-
-
-
REGRA DO OCTETO
Formulada por G. Lewis e W. Kossel (1916)
Apenas os gases nobres são estáveis,
apresentando 8 é na camada de valência.
(exceção do Hélio – 2 é)
Os átomos de outros elementos químicos
apresentam de 1 a 7 é, e segundo essa regra
ficaram estáveis quando adquirirem uma
configuração semelhante a dos gases nobres.
Esta estabilidade só será adquirida quando um
átomo se ligar a outro, perdendo, ganhando ou
compartilhando elétrons.(valido somente para os
elementos representativos- Família A).
Ligação Química
São as forças de atracção que ligam os átomos de modo a formar
substâncias mais complexas.
Podem-se classificar em 3 grandes grupos:
Ligação iónica: refere-se às forças electrostáticas que existem entre iões
de carga oposta. As substâncias iónicas geralmente resultam da interacção
de metais do lado esquerdo da Tabela Periódica com elementos não
metálicos do lado direito da Tabela (excluindo os gases nobre, grupo 18).
Ligação covalente: resultam da partilha de electrões. Os exemplos mais
comuns é a ligação entre elementos não metálicos.
Ligação metálica: encontra-se em metais sólidos como o cobre, o ferro e o
alumínio. Nos metais, cada átomo liga-se a vários outros átomos vizinhos.
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE
- Família IA, IIA, IIIA : tendência a perder
elétrons formando cátions ( íons de cargas
positivas)
- Família VA, VIA, VIIA: tendência a ganhar
elétrons formando ânions ( íons de cargas
negativas).
FORMAÇÃO DO CLORETO DE SÓDIO – SAL DE COZINHA
A ATRAÇÃO ENTRE IONS
PRODUZ AGLOMERADOS
IÔNICOS
GEOMETRICAMENTE
DEFINIDOS
-
O número de elétrons perdidos deve ser
igual ao número de elétrons ganhos,
anulando as cargas positivas e negativas
dos cátions e ânions.
- As ligações ocorrem:
a) Átomos que necessitam ganhar e átomos
que necessitam perder é.
b) Cátions e ânions
c) Metais e não metais ou metais e
hidrogênio
DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA DOS
COMPOSTOS IÔNICOS
Ligação Iônica
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
- Ocorre através de um compartilhamento
de
elétrons
entre
os
elementos
envolvidos.
Ex: formação do gás cloro (Cl2 )
- O cloro pertence a família 7ª, tendo então
7 é na camada de valência. Sua tendência
é de receber um elétron.
Representação esquemática da ligação covalente
em uma molécula de metano.
• Os átomos atingem a
configuração estável
compartilhando
elétrons com um
átomo adjacente
Ligação Covalente – Cl - Cl
●
●
●
Cl ●
●
●
●
● ●
● Cl ●
● ● ●
Representação da ligação covalente na formação da
molécula de Cl2, na qual um par de elétrons é
compartilhado entre átomos de cloro.
Essa representação é chamada de fórmula eletrônica.
As ligações covalente podem ser:
A) simples: quando apresentam apenas
uma ligação. EX:
●
●
●
Cl ●
●
●
●
● ●
● Cl ●
● ● ●
B)Dupla: quando apresentam duas ligações
EX: gás oxigênio (VIA)
●
O
●
●
●
●
O
●
●
●
●
●
●
●
C)Tripla: quando apresentam três ligações
EX: gás nitrogênio (VA)
●
●
N
●
●
●
●
●
●
N
●
●
-
Além da fórmula eletrônica, representase também a ligação covalente pela
fórmula estrutural.
Cl Cl
O
O
N N
Outros exemplos:
- Água
- Gás metano
- Gás carbônico
- Acetileno
Resumindo...
- A ligação covalente ocorre:
- Átomos que apresentam tendência a
receber elétrons;
- Não metais e não metais;
- Não metais e hidrogênio.
União de dois átomos de sódio por meio da
ligação metálica
Modelo da Ligação Metálica
Ilustração esquemática da ligação
metálica
• Estrutura formada por
íons positivos e
elétrons livres de
valência que formam
uma “nuvem
eletrônica” que circula
livremente entre os
íons positivos
Propriedades associadas as
ligações metálicas
• Alta condutividade elétrica e térmica: os elétrons
podem se mover em presença de uma
f.e.m.(força eletromotrz) ou de um gradiente de
temperatura.
• Permitem grande deformação plástica pois as
ligações são móveis ou seja não são rígidas
como as iônicas e as covalentes
• Possuem o brilho metálico, como os elétrons
são muito móveis trocam de nível energético
com facilidade emitindo fótons
• São sempre opacos: pela mesma razão acima
mas nesse caso absorvendo a luz incidente
LIGAÇÕES METÁLICAS
MAR DE ELÉTRONS
• Formada entre átomos de elementos metálicos.
• Nuvem ou mar de elétrons ao redor dos átomos.
• Bons condutores eltrônicos, brilhantes, pontos de
fusão bastante elevados.
• Exemplos; Na, Fe, Al, Au, Co