Distribuição dos elétrons

1. Distribuição dos elétrons Presta atenção! PROFESSOR: ADAIR

2. 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: Affff!!!! De onde vieram esses números?

3. ELETROSFERA NÚCLEO REVISÃO PARTÍCULAS ATÔMICAS NÚCLEO: Contém Prótons e Nêutrons. ELÉTROSFERA: Contém Elétrons.

4. NÚMERO ATÔMICO E MASSA ATÔMICAS ÁTOMO DE HIDROGÊNIO ÁTOMO DE HÉLIO ÁTOMO DE SÓDIO 1 Próton Nenhum Nêutron 1 Elétron 2 Prótons 2 Nêutrons 2 Elétrons 11 Prótons 12 Nêutrons 11 Elétrons Número Atômico = 2 Número Atômico = 11 Número Atômico = 1 Número Massa = 4 Número Massa = 23 Número Massa = 1

5. 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.

7. 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.

8. 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).

9. 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.

10. 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).

11. FORMAÇÃO DO CLORETO DE SÓDIO – SAL DE COZINHA A ATRAÇÃO ENTRE IONS PRODUZ AGLOMERADOS IÔNICOS GEOMETRICAMENTE DEFINIDOS

12. 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: • Átomos que necessitam ganhar e átomos que necessitam perder é. • Cátions e ânions • Metais e não metais ou metais e hidrogênio

13. DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA DOS COMPOSTOS IÔNICOS

14. Ligação Iônica

15. 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.

16. Os átomos atingem a configuração estável compartilhando elétrons com um átomo adjacente Representação esquemática da ligação covalente em uma molécula de metano.

17. Ligação Covalente – Cl - Cl

18. ● ● ● ● ● 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.

19. As ligações covalente podem ser: • simples: quando apresentam apenas uma ligação. EX: ● ● ● ● ● Cl Cl ● ● ● ● ● ● ● ● ●

20. B)Dupla: quando apresentam duas ligações EX: gás oxigênio (VIA) ● ● O O ● ● ● ● ● ● ● ● ● ●

21. C)Tripla: quando apresentam três ligações EX: gás nitrogênio (VA) N ● ● N ● ● ● ● ● ● ● ●

22. - Além da fórmula eletrônica, representa-se também a ligação covalente pela fórmula estrutural. Cl Cl N N O O

23. Outros exemplos: • Água • Gás metano • Gás carbônico • Acetileno

24. Resumindo... - A ligação covalente ocorre: • Átomos que apresentam tendência a receber elétrons; • Não metais e não metais; • Não metais e hidrogênio.

25. União de dois átomos de sódio por meio da ligação metálica

26. Modelo da Ligação Metálica

27. Estrutura formada por íons positivos e elétrons livres de valência que formam uma “nuvem eletrônica” que circula livremente entre os íons positivos Ilustração esquemática da ligação metálica

28. 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

29. 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