A apresentação está carregando. Por favor, espere

A apresentação está carregando. Por favor, espere

Átomos Trabalho elaborado por: Ana Santos Nº 1 Joana Rita Nº 16.

Apresentações semelhantes


Apresentação em tema: "Átomos Trabalho elaborado por: Ana Santos Nº 1 Joana Rita Nº 16."— Transcrição da apresentação:

1 Átomos Trabalho elaborado por: Ana Santos Nº 1 Joana Rita Nº 16

2 Introdução Este trabalho tem por objectivo, fornecer-nos um maior conhecimento sobre os Átomos. Entre os átomos existem várias ligações, na qual iremos falar um bocado sobre as ligações covalentes, as ligações iónicas e as ligações metálicas. Iremos também falar das nuvens electrónicas, dos níveis de energia, da regra do octeto, das moléculas apolares e polares, etc.

3 O que são Átomos Os átomos são partículas incrivelmente pequenas e têm uma propriedade curiosa: a sua massa está praticamente concentrada no ínfimo núcleo central. Os átomos quando comparados com a escala humana, são muito pequenos, mas o raio do núcleo atómico ainda é muito menor do que o do átomo. Os átomos são constituídos por: Protões (carga positiva); Protões (carga positiva); Electrões (carga negativa); Electrões (carga negativa); Neutrões (carga neutra) Neutrões (carga neutra) O hidrogénio é o único elemento que não possui neutrões

4 Os átomos e as nuvens electrónicas A teoria actual diz-nos que, um electrão não descreve uma órbita fixa, sempre á mesma distância do núcleo, mas sim passeia em torno do núcleo, sem uma órbita bem determinada. Os átomos podem ser representados por «nuvens», com umas zonas mais densas e outras menos. Nas zonas mais densas há uma maior probabilidade de se encontrar electrões (orbitais).

5 Electrões e níveis de energia Os electrões, num átomo distribuem-se por níveis de energia. Assim, quando o primeiro nível fica cheio, os electrões sobrantes ficam no segundo nível e assim sucessivamente. Mas, se se tratar do último nível de energia, 8 é o máximo, excepto se for o 1º nível, em que o nº máximo será 2. Níveis de energia Nº máximo de electrões 1º2 2º8 3º18 4º32 5º50

6 Distribuição Electrónica Átomo de Flúor 7 (2º nível) 2 (1º nível) Os electrões que ocupam o ultimo nível, são chamados electrões de valência Este átomo possui 7 electrões de valência Grupo: 17 Período: 2

7 Modelos de ligações entre átomos Os gases nobres são formados por átomos estáveis, ou seja, por átomos que muito dificilmente estabelecem ligações com outros átomos. Mas a maioria dos átomos não é estável, necessitando assim de estabelecerem ligações uns com os outros. Estas ligações são devidas a forças eléctricas, que condicionam assim a propriedade das substâncias.

8 Representação das ligações numa molécula Para se representar as ligações numa molécula, utiliza- se um diagrama de Lewis. Neste diagrama vai-se buscar os electrões de valência, pois só estes é que podem participar nas ligações químicas covalentes. O par electrónico compartilhado pertence aos dois átomos que estão ligados. Cada electrão desemparelhado que o átomo possuir representará uma ligação covalente que deverá ocorrer. Exemplo:

9 Representação das ligações numa molécula Mas também há ligações covalentes duplas, que partilham dois pares de electrões e ligações triplas que partilham três Ligações covalentes Simples Apenas partilham um par de electrões

10 Ligação covalente O átomo, ao nível da nuvem electrónica é governado por forças eléctricas. São também as forças de natureza eléctrica que estão na origem das ligações entre átomos para formar moléculas e das ligações entre essas moléculas formarem estruturas de maior dimensão. Os electrões de valência, são os intermediários no «acasalamento» entre átomos. A ligação covalente é portanto, a partilha de electrões entre não-metais

11 Regra do octeto Uma regra para prever como se ligam os átomos: Quando se formam ligações químicas entre dois átomos, cada átomo tende a ficar com 8 electrões de valência, partilhando, recebendo ou cedendo electrões.

12 Regra do octeto Átomo de sódio (Na) Distribuição electrónica Na, 2:8:1 Exemplo: Um átomo de Na ao perder um electrão de valência, vai-se transformar num ião sódio (Na+), ficando assim mais estável. Pois, passou a ter 8 electrões de valência (ultimo nível cheio).

13 Moléculas Polares e Apolares Uma molécula é uma partícula neutra. Mas em algumas moléculas, a nuvem electrónica está desigualmente distribuída porque determinados átomos atraem a carga da nuvem com maior intensidade que outros. Molécula Apolar – Não há nenhuma zona da molécula em que se possa dizer que está mais negativa ou mais positiva. Molécula Polar – Quando se forma um pólo negativo e um pólo positivo. Para se formar uma molécula polar, é necessário átomos diferentes Exemplo:

14 Moléculas Polares e Apolares As moléculas de água são polares e as de n- hexano são apolares, logo a aproximação do bastão electricamente carregado vai causar apenas desvio no fio de água. As moléculas de n-hexano não têm uma zona mais negativa nem mais positiva

15 Ligação iónica Os átomos dos metais têm uma certa tendência a perder os seus electrões de valência para que por sua vez possam ficar mais estáveis, formando assim os iões positivos. Os átomos dos não-metais têm tendência a completar o seu ultimo nível, ganhando assim electrões que por sua vez originam iões negativos. A ligação iónica dá origem ao sal de cozinha

16 Compostos iónicos Compostos Iónicos Duros Quebradiços Pontos de fusão e Ebulição elevados Mau condutor de Corrente eléctrica (estado sólido) Bom condutor (estado liquido) Elevada solubilidade Em substâncias Polares (ex. água)

17 Ligação Metálica Os átomos metálicos tem poucos electrões de valência. Estes electrões de valência são partilhados pelos outros átomos, formando assim uma espécie de «mar de electrões». É pois este «mar de electrões» que assegura a ligação entre os átomos (ligação metálica). Esta ligação é mais fraca que a ligação covalente, mas consegue ser suficientemente forte para manter a estrutura cristalina. A ligação metálica, ocorre quando os átomos se ligam entre si. (esta ligação dá-se apenas entre metais)

18 Ligação Metálica O que é um metal? Um metal é uma substância elementar, pois os seus átomos são todos iguais. A sua estrutura Os metais são maleáveis e são dúcteis (sem alterar a estrutura cristalina. As camadas de átomos na rede podem «deslizar» umas sobre as outras, sem surgir certas forças de repulsão como no caso dos sólidos iónicos.

19 Vídeo,O que são Átomos

20 Conclusão Pensamos que este trabalho foi importante para nós, porque quando o terminámos, conseguimos obter uma maior informação sobre as características dos átomos e tudo o que com eles se relaciona. Concluímos que um átomo é a menor porção em que pode ser dividido um elemento químico, mantendo ainda as suas propriedades.

21 Bibliografia Livro de F.Q – Viver melhor na Terra, 9ºAno C3%ADmica C3%ADmica alente alente Br/6042/entendendo-mais-um-atomo---quimica/


Carregar ppt "Átomos Trabalho elaborado por: Ana Santos Nº 1 Joana Rita Nº 16."

Apresentações semelhantes


Anúncios Google