Carbono

O elemento químico que vos vou "apresentar" é o Carbono.

Ficha de informação:

Nome e símbolo químico: Carbono (C)

Metais ou Não-metais: Não-metais

Grupo da tabela periódica: 14

Período da tabela periódica: 2

Massa atómica: 12,001

Número atómico: 6

  Mas utilizamos o carbono no nosso dia-a-dia? Eu nunca ouvi falar!

Já ouviste sim! É mais conhecido como carvão e é utilizado para a produção de aço e também é componente de hidrocarbonetos, como o petróleo e óleos.

 Este elemento pode encontrar-se no estado livre ou em combinação com outros elementos, sendo o elemento essencial de toda a matéria viva.

Este elemento é muito importante, pois possui a a propriedade de se ligar consigo mesmo e de formar moléculas, mas também de se ligar a quase todos os outros elementos metálicos e não metálicos, originando uma grande variedade de compostos.

Tabela Periódica dos Elementos

Hoje vamos começar com uma matéria nova! Vamos observar como são organizados os elementos na tabela periódica!

Dimitri Mendeleiv (1834-1907)

Dimitri Mendeleiv foi o senhor que primeiro dispôs os elementos numa tabela periódica, em 1869. Mas como nós sabemos ainda não tinha sido descoberto o eletrão, logo Dimitri organizou os elementos através da massa atómica e organizou-os de forma crescente.

Hoje em dia, já conhecemos o número atómico e organizamos a tabela periódica também por ordem crescente do número atómico.

Nesta tabela existem:

• Na vertical, Grupos
• Na horizontal, Períodos 

  Grupos

Existem 18 grupos na tabela periódica. São constituídos por elementos com as mesmas propriedades químicas e com o mesmo número de eletrões de valência, formando famílias de elementos. Alguns têm nomes próprios:

    - Grupo 1: Metais alcalinos

    - Grupo 2: Metais alcalino-terrosos

    - Grupo 17: Halogéneos

    - Grupo 18: Gases nobres

  O número do grupo em que um elemento se encontra relaciona-se com o número de eletrões de valência.

Exemplo:

      Lítio (grupo 1) → número atómico 3                   Oxigénio (grupo 16) → número atómico 8

                       2-1                                                                               2-6
                          ↓                                                                                   ↓
               1 eletrão de valência                                                      6 eletrões de valência

Períodos

Existem 7 períodos na tabela periódica. Ao contrários dos grupos, estes não têm nomes representativos e os elementos organizam-se nos períodos consoante o número de níveis de energia.

Elementos do 1º período → 1 nível de energia
Elementos do 2º período → 2 níveis de energia
Elementos do 3º período → 3 níveis de energia
                .                                      .
                .                                      .
                .                                      .

 O número do período em que um elemento se encontra relaciona-se com o número de níveis de energia.

Exemplo:

       Sódio (período 3) → número atómico 11                    Rubídio (período 5) → número atómico 37
   
                                2-8-1                                                                     2-8-18-8-1
                                   ↓                                                                                 ↓
                           3 níveis de energia                                                       5 níveis de energia



                       

                                                                   

Formação de iões

Num átomo, a carga total dos eletrões é igual à carga total de protões, mas de sinal contrário. 

Ex: Flúor- 9 protões
  
             carga total dos eletrões → -9
             carga total dos protões → +9

 Então mas como é que de átomos passam a iões?? Isto é muito                                                                    complicado para mim! É melhor eu ir dormir!

NÃO Snoopy! Não vás dormir que eu te vou explicar como isso acontece!

      nº de protões = nº de eletrões        →        nº de protões > nº de eletrões   

                           ↓                       perde eletrões                        ↓                      

                     Átomo                                                           Ião positivo


     nº de protões = nº de eletrões       →              nº de protões < nº de eletrões      
                          ↓                      ganha eletrões                            ↓
                     Átomo                                                           Ião negativo

Quanto à nuvem eletrónica:

• O ião positivo é menor do que o respetivo átomo, visto que perdeu eletrões.
• O ião negativo é maior do que o respetivo átomo, visto que ganhou eletrões.

E como sabemos se um átomo tem tendência para ganhar ou perder                                                              eletrões?

    Isso tem a ver com o número de eletrões de valência de cada átomo. Os átomos com a totalidade de eletrões de valência (8 eletrões no último nível) são mais estáveis e todos os outros átomos também querem encontrar essa estabilidade.   Logo:

• Se têm poucos eletrões de valência têm tendência para perder eletrões.
• Se têm bastantes eletrões de valência têm tendência para ganhar eletrões.

       IMPORTANTE! 

       

          Os átomos só podem perder ou ganhar, no máximo, três eletrões. 

Distribuição eletrónica

Como nós sabemos, a nuvem eletrónica é constituída por eletrões. Estes não têm todos a mesma energia, distribuindo-se por níveis de energia.

                                                     Níveis           Nº máximo de eletrões

                                                   1º nível                          2
                                             
                                                    2º nível                         8

                                                    3º nível                        18

                                                    último                           8

O número máximo de eletrões em cada nível pode calcular-se pela expressão:
           
                                              2n (ao quadrado)
                                                  ↓
                                               corresponde ao nível de energia
Exemplo:
Potássio (K) → 19 eletrões

                                                 2-8-8-1
                                           ↓
                                    eletrão de valência

Os eletrões de valência correspondem aos eletrões do último nível de energia e são os mais importantes, pois são os responsáveis pelas propriedades químicas dos elementos.

                                           

Constituição atómica

Hoje em dia, o modelo atómico utilizada é o modelo da Nuvem Eletrónica.

Este é constituído por:

• Núcleo → constituído por protões (carga positiva) e por neutrões (carga neutra)  

• Nuvem Eletrónica → constituída por eletrões (carga negativa)

 E esses átomos têm massa?

Têm sim Snoopy! O núcleo de um átomo é o que dá a massa a este e a nuvem eletrónica é o que lhe dá tamanho.

A massa podemos calcular através da seguinte fórmula:

      Protões (Z) + Neutrões (N) = Massa total (A)

                     ↓

          Z= número atómico → número de protões

                                   Número de protões = Número de eletrões

  Em síntese:

•  O modelo da nuvem eletrónica é o utilizado hoje em dia.
• A Nuvem eletrónica tem carga negativa (eletrões) e o núcleo tem carga positiva (protões), o que faz do átomo uma partícula neutra.
• O número de protões e de eletrões é sempre igual .

Modelo atómico de Bohr

Já estão cansados? Vá já está quase! O nosso próximo cientista é o Niel Bohr.


       Em 1913, Bohr completou o modelo de Rutherford com algumas ideias:

• os eletrões movem-se à volta do núcleo em órbitras circulares;
• a cada órbitra corresponde um determinado valor de energia;
• os eletrões com mais energia movem-se em órbitras mais afastadas do núcleo e os que têm menos energia movem-se em órbitas próximas do núcleo

Modelo atómico de Rutherford

                                                           
                                                        Ernest Rutherford (1871-1937)


No século XX, Ernest Rutherford fez uma experiência que consistia em bombardear com partículas x uma lâmina de ouro (com cerca 10 000 átomos de espessura) e observou que:

• as partículas x, quase no seu total, atravessaram a lâmina de ouro sem qualquer problema;
• as partículas x em número muito pequeno eram desviadas, podendo mesmo voltar para trás;

             ↓com isto concluiu que

         

• a maior parte do átomo é espaço vazio, logo muitas partículas atravessaram a lâmina sem se desviarem;
• no interior do átomo, haveria uma zona central muito pequena, com carga positiva onde estaria concentrada toda a sua massa;

                   Rutherford imaginou que os átomos eram constituídos por um núcleo muito pequeno onde estava toda a massa do átomo e por eletrões que se moviam à volta do núcleo. Surgindo assim o primeiro modelo planetário do átomo.