Tabela Períódica

A tabela periódica dos elementos químicos é a disposição sistemática dos 118 elementos conhecidos (90 naturais e 28 artificiais), na forma de uma tabela, em função das suas propriedades.

• Grupos:

Cada uma das colunas da tabela periódica é denominada de grupo ou família, os grupos estão numerados de 1 a 18.

• Períodos:

Cada linha da tabela corresponde a um período, sendo estes numerados do 1 ao 7.

• Elementos representativos:

Os elementos dos grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18 são denominados de elementos representativos.

• Elementos de transição:

Os elementos dos grupos 3,4,5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 e 12 são chamados elementos de transição.

Formação de Iões

Para um átomo ser considerado estável deve ter o último nível de energia preenchido ou 8 iões de valência (2 se só tiver um nível de energia). Quando não os tem, ele pode ter tendência a ganhar ou a perder electrões (3 no máximo), formando assim iões, partículas com carga eléctrica.

Exemplo:

11Na --> 2 - 8 - 1

Como só tem um eletrão de valência, o átomo tem tendência a perdê-lo:

                     -1 eletrão
11Na --------------------------> 11Na+
11 eletrões                           10 eletrões
11 protões                            11 protões

Níveis de energia e Distribuição electrónica

Níveis de energia:

Dentro da nuvem electrónica nem todos os electrões têm a mesma energia, distribuindo-se assim pelos vários níveis de energia.

Essa distribuição é feita de acordo com várias regras e chama-se distribuição electrónica.

Distribuição electrónica:

Para distribuir os electrões pelos vários níveis de energia é necessário saber que:

• o número de electrões que podem haver em cada nível é calculado pela seguinte fórmula: 2n^2
• no último nível, qualquer que ele seja (excepto o primeiro, que apenas pode ter 2), o número máximo de electrões é 8. O electrões do último nível de energia chamam-se electrões de valência.
• os electrões distribuem-se do nível mais baixo para o nível mais alto de energia.

Exemplo:

Mg - O magnésio tem 12 electrões, distribuímo-los da seguinte maneira:

---->1º nível: 2 electrões.

---->2º nível: 8 electrões.

---->3º nível: 2 electrões.

Representamos a distribuição desta forma:

2 - 8 - 2

Massa Atómica Relativa

Como não se pode pesar directamente um átomo, usa-se um método indirecto que consiste na comparação das massas de dois átomos.O método consiste em escolher um átomo para termo de comparação, isto é, um padrão- daí a designação de massa atómica relativa.

Em seguida verifica-se quantas vezes é que a massa de outro átomo é maior que a massa do padrão escolhido.

Assim, a massa atómica relativa indica o número de vezes que a massa média dos átomos desse elemento é superior à massa do padrão escolhido.

Inicialmente - O átomo de hidrogénio é o átomo mais simples porque só possui um protão no seu núcleo. Por este motivo, utilizava-se como termo de comparação para medir a massa dos outros átomos.

Actualmente - O átomo de carbono-12.

Porque motivo é que a massa atómica relativa, de um elemento químico, não é um nº inteiro ?
Porque tem em conta os isótopos desse elemento químico e a abundância que tem na natureza.

Apresentação síntese:

Átomos e Isótopos

Todos os átomos podem ser identificados pelo número de protões e de
neutrões que os constituem.

O número atómico (Z) é o número de protões no núcleo de cada átomo de um elemento. Num átomo neutro, o número de protões é igual ao número de electrões, pelo que o número atómico indica também o número de electrões no átomo. Só o hidrogénio tem 1 protão, só o hélio tem 2 protões, só o lítio tem 3 protões, etc. Facilmente se conclui que o número atómico nos indica imediatamente de que elemento se trata.

O número de massa (A) é o número total de neutrões e protões presentes no núcleo de um átomo. Daqui pode concluir-se que o número de neutrões é dado por A - Z.

A forma de representar o nuclido de um átomo é:






            O X representa o símbolo químico.
            O A representa o número de massa.
            O Z representa o número atómico.




Em muitos casos, átomos de um mesmo elemento não têm todos a mesma massa. Isto deve-se a existirem átomos com o mesmo número de protões, mas diferente número de neutrões. Átomos com o mesmo número atómico mas diferente número de massa são chamados isótopos.

Um exemplo de isótopos são os dois isótopos do urânio:



Outro exemplo são os três isótopos do hidrogénio: o hidrogénio, o deutério e o trítio:

Evolução dos modelos atómicos

Sabe-se que a ciência está em constante evolução, devido a isso, com o passar do tempo foram criados vários modelos que explicassem a forma e a constituição do átomo.

Modelo atómico de Dalton:

Todo o modelo não deve ser somente lógico, mas também consistente com a experiência. No século XVII, experiências demonstraram que o comportamento das substâncias era inconsistente com a ideia de matéria contínua e o modelo de Demócrito desmoronou.

Em 1808, John Dalton, um professor inglês, propôs a ideia de que as propriedades da matéria podem ser explicadas em termos de comportamento de partículas finitas, unitárias. Dalton acreditou que o átomo seria a partícula elementar, a menor unidade de matéria.

Surgiu assim o modelo de Dalton: átomo visto como uma esfera minúscula, rígida e indestrutível. Todos os átomos de um elemento são idênticos.

Modelo atómico de Thomsom:

No fim do século XIX o físico inglês J.J. Thomson demonstrou que os raios catódicos poderiam ser interpretados como um feixe de partículas carregadas que foram chamadas de electrões. A atribuição de carga negativa aos electrões foi arbitrária.

Em 1897, Thomson apresentou o seu modelo atómico: uma esfera de carga positiva na qual os electrões, de carga negativa, estão distribuídos mais ou menos uniforme mente  A carga positiva está distribuída, homogeneamente, por toda a esfera. 

Modelo atómico de Rutherford:

Em 1911, Rutherford e os seus colaboradores (Geiger e Marsden) bombardearam uma lâmina metálica delgada com um feixe de partículas alfa que atravessava a lâmina metálica sem sofrer desvio na sua trajectória (para cada 10.000 partículas alfa que atravessam sem desviar, uma era desviada). Para explicar a experiência, Rutherford concluiu que o átomo não era uma bolinha maciça.

Admitiu uma parte central positiva muito pequena mas de grande massa ("o núcleo") e uma parte envolvente negativa e relativamente grande ("a electrosfera ou coroa").•

O modelo de Rutherford é o modelo planetário do átomo, no qual os electrões descrevem um movimento circular ao redor do núcleo, assim como os planetas se movem ao redor do sol.

Modelo atómico de Bohr:

O modelo planetário de Rutherford apresentava duas falhas:

Uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento em espiral na sua direcção acabando por colidir com ela. Essa carga em movimento perde energia, emitindo radiação. Ora, o átomo no seu estado normal não emite radiação.

Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr expôs uma ideia que modificou o modelo planetário do átomo.

Um eletrão num átomo só pode ter certas energias específicas, e cada uma destas energias corresponde a uma órbita particular. Quanto maior a energia do electrão, mais afastada do núcleo se localiza a sua órbita.

Modelo atómico da nuvem eletrónica:

• Sabe-se que os eletrões possuem carga negativa, massa muito pequena e que se movem em órbitas ao redor do núcleo atómico.

• O núcleo atómico é situado no centro do átomo e constituído por protões que são partículas de carga positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837 vezes superior a massa do electrão, e por neutrões, partículas sem carga e com massa ligeiramente superior à dos protões.

• O átomo é electricamente neutro, por possuir números iguais de electrões e protões.

• O número de protões no átomo chama-se número atómico, este valor é utilizado para estabelecer o lugar de um determinado elemento na tabela periódica.

• A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos químicos conhecidos.

• Cada elemento caracteriza-se por possuir um número de eletrões que se distribuem nos diferentes níveis de energia do átomo correspondente.

• Os electrões da última camada (mais afastados do núcleo) são responsáveis pelo comportamento químico do elemento, por isso são denominados electrões de valência.

• O número de massa é equivalente à soma do número de protões e neutrões presentes no núcleo.

• O átomo pode perder electrões, carregando-se positivamente, é chamado de ião positivo (catião).

• Ao receber electrões, o átomo torna-se negativo, sendo chamado ião negativo (anião).

Problemas de visão e respetivas correções

Muitos dos problemas de visão devem-se a anomalias de focagem da luz na retina, ou seja, anomalias refrativas. Os defeitos de visão mais comuns são a miopia, a hipermetropia, o astigmtismo e a presbiopia.


Miopia
Na miopia a imagem dos objetos distantes é focada à frente da retina e não sobre ela. A miopia é consequência de um globo ocular demasiado longo ou de um cristalino demasiado convergente. Corrige-se com lentes divergentes.




Hipermetropia
Na hipermetropia, a focagem da imagem dos objetos é feita atrás da retina, devido a uma deficiência no globo ocular ou devido a um cristalino pouco convergente. Corrige-se com lentes convergentes.




Astigmatismo
O astigmatismo está associado à curvatura irregular da córnea e à forma mais ovalada do que esférica da córnea. Devido a este desajuste, a luz refrate-se em vários pontos da retina em vez de se focar em apenas um, originando uma focagem deficiente. Corrige-se com lentes cilíndrica.



Presbiopia
A presbiopia ou "vista descansada" acontece quando o cristalino perde a capacidade de focar objetos devido à rigidez dos músculos. Uma das suas manifestações é na realização de tarefas que exijam uma visão próxima, como ler, escrever, trabalhar no computador ou enfiar uma linha numa agulha.