CAPITULO 1- EM TRANSITO
O movimento e os meios de transporte
1. Segurança e prevençãorodoviária
2. Algumas grandezas características dos movimentos
3. Os tipos de movimentos
4. As velocidades dos veículos e a di stância rodoviária de segurança
5. A aceleração e os movimentos
Forças: causas do movimento
1. Vectores
Força - pode ser representada por um vector e mostra como é aplicada uma acção sobre
determinado ponto ou objecto.
Vector FORÇA:
Ponto de aplicação - o bloco onde se exerce a força
Direcção - recta sobre a qual se aplica a força (recta horizontal)
Sentido - orientação da força sobre a recta (para a esquerda ou para a direita)
Intensidade - valor ou norma do vector. Quanto mais longo maior o valor da força aplicada.
2. Resultante de Forças
3. Leis de Newton
Lei da inércia (ou 1ª Lei de Newton) - os corpos têm tendência a permanecer em REPOUSO ou
em MOVIMENTO RECTÍLINEO UNIFORME, a menos que so bre eles seja exercida uma força que lhes
altere o estado de repouso ou de MRU.
LEI FUNDAMENTAL DO MOVIMENTO (ou 2ª Lei de Newton) - a força resultante que actua
sobre um corpo produz neste uma aceleração com a mesma direcção e sentido. A aceleração
imprimida é proporcional à força aplicada.
F - força aplicada (em N)
m - massa do corpo sobre o qual se aplica a força (em kg)
a - aceleração imprimida devido à aplicação da força (em m/s 2)
PESO - é a força com que determinado corpo é atraído para o plan eta. Tal como se calcula com a 2ª lei
de Newton, o peso pode ser determinado a partir do valor de massa do corpo e pela aceleração da
gravidade (g).
No planeta Terra, a aceleração da gravidade é:
TERCEIRA LEI DE NEWTON - Quando dois corpos interagem, a força sobre o primeiro é igual em
módulo, mas de sentido inverso, à aplicada no segundo —Lei da Acção-Reacção
Quando um sistema interactua com outro sistema, exercem -se sempre forças simultâneasque têm:
A mesma linha de acção;
A mesma intensidade;
Sentidos opostos.
No entanto, estas forças estão aplicadas em corpos diferentes, nunca se
anulam.
FORÇA DE ATRITO - força que ocorre devido à fricção entre as superfícies. É uma força
que se opõe ao movimento. Tem sentido oposto ao movimento.
ATRITO É ÚTIL ATRITO É PREJUDICIAL
Caminhar de uma pessoa
Aderir dos carros à estrada
Desintegrar dos asteróides que entram na
atmosfera do nosso planeta
Patinagem em gelo
Aumentar da velocidade dos carros de corrida
Reentrada das naves na atmosfera terrestre
4. IMPULSÃO
Impulsão - forças que ocorrem, de baixo para cima, sobre os objectos que sãomergulhados em líquidos e em gases.
A impulsão nos líquidos é muito maior - daí os corpos pesarem menos que nos líquidos.
Quando o peso (P) é maior que a impulsão (I), então o corpo afunda -se. P > I
Quando o peso (P) é menor que a impulsão (I), então o corpo emerge e flutua. P < I
Quando o peso (P) é igual à impulsão (I), então o corpo fica onde é colocado e não se
afunda nem emerge. P < I
A impulsão não depende do peso! Depende apenas da densidade e do volume.
Quanto maior a densidade do líquido onde se coloca o corpo, maior a impulsão exercida.
A impulsão é maior em água salgada (maior densidade) do que em água doce (sem sal -
menor densidade).
A impulsão nos gases é muito menor que nos líquidos, porque a densidade dos gases é
muito menor que a dos líquidos
5. Lei de Arquimedes
Lei de Arquimedes - quando de mergulha um corpo num líquido, este aplica -lhe um
força de impulsão de baixo para cima, que tem valor igual ao peso do volume do
líquido deslocado.
Exemplo:
Um objecto com massa de 10 kg e volume de 0,002 m 3 é colocado totalmente dentroda água (d = 1 kg/L).
a) Qual é o valor do peso do objecto?
b) Qual é a intensidade da força de impulsão que a água exerce no objecto?
c) Qual o valor do peso aparente do objecto?
d) Desprezando o atrito com a água, determine a aceleração do obje cto.
(Use g = 10 m/s2.)
Resolução:
a) P = mg = 10.10 = 100N
b) Fimp = dáguaVobjetog = 1.000 x 0,002 x 10 è Fimp = 20N
c) Paparente = P – Fimp = 100 – 20 = 80N
d) FR = P – Fimp è a=8,0 m/s2 (afundará, pois P > Fimp)
Flutuação
Para um corpo flutuando num líq uido, temos as seguintes condições :
1) O corpo encontra-se em equilíbrio:
Fimp = P
2) O volume de líquido que ele desloca é menor do que o seu volume:
Vdeslocado < Vcorpo
3) Sua densidade é menor do que a densidade do líquido:
dcorpo < dlíquido
4) O valor do peso aparente do corpo é nulo:
Paparente = P – Fimp = O
A relação entre os volumes imerso e total do corpo é dada por:
Fimp = P è dliquidoVimersog = dcorpoVcorpog è
Exemplo:
Um bloco de madeira (d c = 0,65 g/cm3), com 20 cm de aresta, flutua na água (d agua = 1,0 g/c3).
A) Determine a altura do cubo que permanece dentro da água.
Resolução:
Como o bloco está flutuando, temos que Fimp = P e , sendo V = Abaseh , escrevemos:
è
Como hcorpo = 20 cm, então himerso = 13 cm.
6. QUANTIDADE DE MOVIMENTO
Quantidade de Movimento ou Momento Linear - é a quantidade resultante do produto da
massa de um corpo pela velocidade que ele apresenta em determinado instante.
p - quantidade de movimento (kg . m/s)
m - massa (kg)
v - velocidade (m/s)
VARIAÇÃO DA QUANTIDAD E DE MOVIMENTO é igual à diferença entre a quantidade de movimento
final e a inicial. A quantidade de movimento final e inicial é igual ao produto da massa pelos
valores de velocidade final e inicial, respectivamente.
Pondo em evidência o valor da massa do corp o, obtém-se que a variação da quantidade de
movimento é igual ao produto do valor da massa do corpo pelo valor da variação da
velocidade.
7. IMPULSO DE UMA FORÇA
Impulso de uma força - é dado pelo produto da força aplicada pelo tempo em que essa
força é aplicada.
I - Impulso (N.s)
F - força aplicada (N)
∆t - intervalo de tempo (s)
LEI DA VARIAÇÃO DA QUANTIDADE DE MOVIMENTO
O valor do impulso de uma força aplicada sobre um corpo é igual à variação da quantidade
de movimento observada nesse corpo.
8. FORÇA DE COLISÕES
Força de colisão - considerando que um corpo colide contra um obstáculo com uma
determinada velocidade inicial (vi) e depois fica imobilizado (vf = 0 m/s), pode calcular -se a
força de colisão com que o objecto embate no obstáculo:
9. COLISÕES
Choques e colisões - A soma das quantidades de movimento antes da colisão é igual àsoma das quantidades de movimento depois da colisão.
10. LEI DA CONSERVAÇÃO DA QUANTIDADE DE MOVIMENTO
Lei da conservação da quantidade de movimento - considerando todas as forças de
interacção sobre um determinado sis tema, a quantidade de movimento conserva -se
constante.
CAPITULO 2- SISTEMAS ELECTRICOS E ELECTRÓNICOS
1. Utilização da electricidade
A Electricidade é um bem indispensável no nosso dia -a-dia, sendo importante utilizá-la de
forma regrada e em segurança.
Uma grande vantagem da energia eléctrica reside na sua rápida e fácil transformação noutras
formas de energia.
No nosso país, a energia eléctrica é produzida, fundamen talmente, em centrais ermoeléctricas
e em centrais hidroeléctricas. Posteriormente, nas habitações, na indústria, no comércio, nas
autarquias e nos edifícios públicos, essa energia é transferida para as máquinas e aparelhos
que utilizamos, que transferem para o exterior energia sob a forma de radiação (luz), calor,
trabalho (movimento), etc.
Para evitar gastos desnecessários devemos usar a energia eléctrica de modo racional,
assumindo medidas e condutas, tais como:
• Apagar as luzes e os aparelhos, sempre que não estejam a ser utilizados;
• Utilizar aparelhos que racionalizem o consumo de energia eléctrica, como aquecimentos,
aparelhos de refrigeração, lâmpadas, etc.
Regras de segurança
A utilização da electricidade requer a aplicação de certas regras de segurança de modo a evitar
acidentes, tais como choques eléctricos, queimaduras e até, em casos extremos, a morte.
Mas os cuidados que devemos ter quando manipulamos material eléctrico dependem das
situações e do local em que o utilizamos.
Assim:
O manuseamento de aparelhos e a montagem de circuitos eléctricos não constitui um perigo
eminente, visto que a energia
eléctrica que se «consome» é de fraca intensidade. No entanto, existem regras que têm de ser
cumpridas, tais
como:
• seguir cuidadosamente o esquema de montagem;
• solicitar a ajuda do(a) Professor(a) sempre que ocorram dúvida s no modo de proceder;
• ter em atenção o calibre dos aparelhos de medida;
• manter a bancada de trabalho sempre limpa e sem humidade;
• não tocar directamente em fios metálicos sempre que os circuitos eléctricos estejam
fechados.
2. Corrente eléctrica
3. CIRCUITOS ELÉCTRICOS
O que é um circuito eléctrico é um conjunto de dispositivos ligados por
fios, onde estão incluídos fontes de energia e receptores
Fontes de energia / Receptores de energia
Fontes de Energia – fornecem energia aos outros dispo sitivos
Receptores de Energia – recebem e podem transformar a energia que recebem das
fontes
4. Componentes de um circuito
FONTES DE ENERGIA
RECEPTORES DE ENERGIA
Pilhas
Baterias
Tomadas de 220V
Geradores a gasóleo
Lâmpadas
Resistências
Reóstatos
Motores
Campainhas
OUTROS DISPOSITIVOS
UNIDADES
Esquemas de circuitos eléctricos
5. Circuitos abertos e fechados
Circuito Aberto – um circuito que tem uma interrupção. Não
funciona
Interruptores
Fios deligação
Voltímetros
Medem a ddp e são colocados em
paralelo
Unidades: volts, V
Amperímetros
Medem a intensidade da corrente e são
colocados em série
Unidades: amperes, A
OhmímetrosMedem a resistência
Unidades: ohms, W
GRANDEZAS Letra unidades
Diferença de potencial (ddp) V volts - V
Intensidade de corrente I amperes - A
Resistência R ohms - W
Energia E joules - J
Potência P watts, W
Circuito fechado – um circuito sem interrupções. Os dispositivos podem todos
funcionar. Neste caso, as duas lâmpadas acedem
6. Circuitos em série e em paralelo
Circuito em série – só há um caminho para a corrente eléctrica passar.
Quanto mais lâmpadas se ligam em série, menor será o brilho destas.
Circuito em paralelo – existem nós onde a corrente se divide em 2 ramos, podendo ir
por um lado ou pelo outro. Podem ligar-se muitas lâmpadas em paralelo que o brilho é
sempre o mesmo!
7. Bons e maus condutores da electricidade
MATERIAIS
Corrente eléctrica contínua e alternada
CORRENTE CONTÍNUA – não muda o sentido da corrente
CORRENTE ALTERNADA – a corrente muda de sentido. Nas nossas casas a corrente em
cada segundo, muda de sentido 50 vezes e daí, dizemos que tem uma frequência de:
f = 50 Hz (hertz)
BONS CONDUTORES DE ELECTRICIDADEMAUS CONDUTORES DE
ELECTRICIDADE(isoladores)
metais plástico
água com sais dissolvidos borracha
grafite madeira
soluções iónicas Água destilada e desionizada
8. Voltímetros
Voltímetros
– medem a ddp (diferença de portencial) - V
- devem ser colocados em paralelo
- unidades: volts (V)
A ddp total que é dada pela pilha é igual à soma
das ddps nas diferentes lâmpadas do circuito
Vtotal = V1 + V2
9. Amperímetros
Amperímetros
- medem a intensidade de corrente – I
- devem ser colocados em série
- unidades: amperes (A)
A corrente total é igual à soma das correntes que
passam em cada ramo do paralelo
Itotal = I1 + I2
10. Lei de Ohm
LEI DE OHM – a ddp nos terminais de um condutor metálico, filiforme e homogéneo, a
temperatura constante, é directamente proporcional à intensidade de corrente que o
percorre. A constante de proporcionalidade é a resistência do condutor.
V = R . I
V – ddp – diferença de potencial (em volts, V)
I – intensidade da corrente (em amperes, A)
R – resistência (em ohms, W)
ELECTROMAGNETISMO
DISTRIBUIÇÃO DA CORRENTE ELECTRICA
CAPITULO III – CLASSIFICAÇÃO DOS MATERIAIS
Evolução do modelo do átomo
O filósofo grego Demócrito introduziu, no século V a.C.,, o conceito de átomo como unidade
indivisível da matéria e embora hoje se saiba que os átomos não são indivisíveis, c ontinua
válido o princípio que estes são unidades elementares da matéria.
A matéria é constituída por átomos que podem ligar -se entre si para formar as moléculas,
dando origem à grande diversidade de substâncias que nos rodeiam, por exemplo, um gás,
como o oxigénio, ou outras substâncias mais complexas, como as que constituem o sangue.
Como resultado de novas descobertas científicas, o modelo do átomo foi sofrendo evolução ao
longo dos anos, até ao modelo que é hoje aceite.
MODELO ATÓMICO DE DALTON
Dalton admitiu que a matéria era constituída por pequenas esferas
maciças indivisíveis — os átomos.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Neste modelo, concebido em 1904,o átomo é constituído
por uma esfera de carga eléctrica positiva, na qual
estão imersos os electrões com carga eléctrica negativa.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Neste modelo, concebido em 1911,o átomo é constituído
por um núcleo, portador de carga eléctrica positiva, à volta
do qual rodam os electrões,
descrevendo órbitas elípticas.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
Neste modelo, concebido em 1913,0 átomo é constituído por
um núcleo, tal como no modelo de Rutherford, mas em que
os electrões se movem em órbitas circulares em torno do
núcleo, correspondendo a cada uma delas um nível de
energia. Os electrões podem passar de uma órbita para outra
por absorção ou emissão de energia.
Figura 4 Modelo atómico de Bohr
MODELO ATÓMICO ACTUAL — MODELO DA NUVEM ELECTRÓNICA
Os cientistas abandonaram a ideia de que o electrão
descrevia uma trajectória definida em torno do núcleo
e passaram a admitir que existem zonas onde há maior
probabilidade de encontrar os electrões, designadas
por orbitais.
CONSTITUIÇÃO DO ÁTOMO
Os átomos têm dimensões muito reduzidas (da ordem do décimo -milionésimo de milímetro) e
são constituídos por partículas subatómicas — protões, neutrões e electrões. Possuem um
núcleo, constituído por protões e neutrões, que se denominam nucleões. Em redor do núcleo
movimentam-se os electrões.
Protão — partícula do núcleo de um átom o com carga eléctrica positiva.
Neutrão — partícula do núcleo de um átomo desprovida de carga eléctrica.
Electrão — partícula de um átomo com carga eléctrica negativa.
O átomo, embora formado por partículas com carga eléctrica, é globalmente neutro, já que o
número de electrões é igual ao número de protões.
A carga do núcleo designa-se por carga nuclear e é igual à carga de todos os protões que
existem no núcleo.
O protão e o neutrão são partículas com massa sensivelmente igual; a massa do electrão é
cerca de duas mil vezes menor do que a massa do protão ou do neutrão. Sendo assim, a massa
do átomo está quase na sua totalidade concentrada no núcleo.
NÚMERO ATÓMICO E NÚMERO DE MASSA
Cada elemento químico é caracterizado pelo seu número atómico, que se representa por Z e
que indica o número de protões existente s no núcleo do átomo (que é igual ao número de
electrões).
Designa-se por elemento químico o conjunto de átomos que possuem o mesmo número
atómico. Assim, átomos do mesmo elemento possuem o mesmo número atómico (Z). O
número atómico determina as proprieda des químicas do elemento.
Há ainda a considerar o número de massa, que se representa por A, e que indica o número de
partículas que constituem o núcleo — o número de protões e de neutrões.
REPRESENTAÇÃO SIMBÓLICA DE UM ELEMENTO
Número de massa (n.° protões + n.° netrões)
Símbolo químico do elemento
Número atómico (n.° protões)
Cálculo do n.° de neutrões = Z — A
Exemplo: Elemento químico: Oxigénio
Número de protões = 8
Número de electrões = número de protões = 8
Número de neutrões = A—Z = 16—8 = 8
ISÓTOPOS
Isótopos são átomos que possuem o mesmo número atómico mas diferente número de massa,
isto é, diferente número de neutrões. Por exemplo, o oxigénio, além do átomo acima citado,
que é o mais abundante na Natureza, possui mais dois isótopos com números de massa 17 e
18, respectivamente.
Isótopos do elemento oxigénio :
História da Tabela Periódica
A disposição dos elementos químicos num quadro que os sistematiza e agrupa segundo as suas
propriedades, a que se chama Tabela Periódica dos Elementos, foi objecto de estudo e de
procura por parte de vários químicos no século passado.
A primeira sistematização das substâncias mais simples que se conheciam foi feita por
Lavoisier (1743-1794) no séc. XVIII, o qual refere em 1789 a existência de 33 «corpos simples»,
designação usada na época para referir as substâncias simples, entendidas como aquelas que
não se podiam decompor noutras.
Na primeira década do séc. XIX foram isoladas mais14 substâncias simples e em 1830 elevava -
se já a 55 número de substâncias simples conhecidas.
Começaram a colocar-se questões como: haveria um número infinito de substâncias simples?
Haveria alguma relação entre elas? Como explicar as suas propriedades?
Johan W. Döbereiner (1780-1849), químico alemão, sistematizou 3
grupos de substâncias com comportamentos semelhantes, e que
pareciam exibir alguma relação no que respeitava aos seus pesos
atómicos. Chamou a estes grupos «tríades»: o cloro, o bromo e o
iodo; o cálcio, o estrôncio e o bário; o enxofre, o selénio e o telúrio.
Como as outras substâncias simples conhecidas não parecia
poderem ser ordenadas de forma semelhante, esta classificação não teve repercussão.
Entretanto, verificava-se na 1.a metade do séc. XIX que os químicos divergiam bastante não só
no que respeitava à hipótese atómica, mas também, dentro desta, ao significado que
conferiam ao termo átomo e à expressão peso atómico. Na realidade, na época ainda não
tinha sido estabelecido definitivamente a diferença entre átomo e molécula e,
consequentemente, entre peso atómico e peso molecular, pelo que químicos diferentes
usavam o mesmo termo com significados diferentes. Face a esta situação, alguns químicos
organizaram um encontro internacional para debater o assunto e procurar -se um consenso.
Assim teve lugar numa cidade alemã, em 1860, o 1. oCongresso Internacional de Química, o
qual correspondeu historicamente à 1.aconferência internacional de cientistas e no decurso da
qual se clarificou, devido em parte aos trabalhos de Canizzaroe Avogrado, os conceitos de
peso atómico e peso molecular (hoje referidos como massa atómica e massa molecular). A
discussão havida foi decisiva para o sucesso posterior na procura de organização e
sistematização das substâncias simples.
Em 1862, o geólogo francês Alexandre de Chancourtoi s(1820-86) ordenou as substâncias
simples conhecidas numa ordem crescente dos respectivos pesos atómicos, construindo uma
espécie de gráfico cilíndrico, verificando que algumas substâncias semelhantes ficavam
dispostas em colunas verticais.
Em 1864, o químico inglês John Newlands (1837 -98)ordenou as substâncias simples segundo
os pesos atómicos crescentes e observou, pelo menos parcialmente, que ao colocaras
substâncias em colunas verticais de 7, as substâncias semelhantes parecia ficarem numa
mesma linha horizontal .Newlands chamou a esta ordem a «lei das oitavas» (em música7 notas
formam uma oitava).
Entretanto, em 1860, Julius Meyer (1830 -95), químico alemão, procurou organizar
graficamente os volumes atómicos das diversas substâncias em função dos pesos atómicos,
tendo verificado que havia uma variação regular (aumento seguido dedim inuição) para as
diversas substâncias, sendo estes volumes máximos para os metais alcalinos. Esta regularidade
detectadapor Meyer traduzia já uma periodicidade de uma propriedade física das substâncias
e constituía uma base para uma organização das substâncias segundo filas verticais e
horizontais, não secingindo as linhas horizontais (os períodos) apenas a 7 elementos tal como
pretendia Newlands. No entanto, quando publicou seu trabalho era tarde, pois um ano antes
Mendeleiev, químicorusso, tinha já public ado um trabalho sobre o assunto, o qualdeu origem
à Tabela Periódica hoje em uso.
Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834 -1907) nasceu naSibéria e formou -se em Química em 1856,
na Universidade de S. Petersburgo. Participou na 1. aConferência Internacional de Quí mica em
1860, tendo estabelecido importantes contactoscom Canizzaro de quem recolheu informações
particularmenteúteis sobre as substâncias conhecidas e sobre diferenças entreos valores de
massas atómicas e de massas moleculares. Sendoprofessor de Química e m S. Petersburgo,
procurou sistematizaros conhecimentos da época num livro de texto para os seusalunos. Ao
passar em revista as suas notas sobre as substânciase ao procurar organizá -las de forma a não
ter que repetir informação,foi verificando a existência de analogias no seu
comportamentonuns casos e de grandes diferenças em outros.Reflectindo sobre o assunto,
estabeleceu uma distinção que foicrucial não só para a sua organização e sistematização,
mastambém para o desenvolvimento posterior da Química: a di stinçãoentre substância
simples (ou substância elementar como éactualmente referido) e elemento. Procurou então
organizar oselementos tendo em conta o que se sabia na época sobre aspropriedades físicas e
o comportamento químico das substânciassimples forma das à custa de cada um desses
elementos, tendocomo critério de ordem a sua massa atómica.
Em Março de 1869, desconhecendo o trabalho deMayer, Mendeleiev apresentou à Sociedade
Química Russauma comunicação intitulada «Acerca da Relação entre as Propriedades dos
Elementos e os seus Pesos Atómicos», na qualexpunha que as propriedades físicas e químicas
dos elementos«variavam de forma periódica em função dos respectivos pesosatómicos». Os
63 elementos conhecidos na época apareciamorganizados sob a forma de um qu adro por
ordem crescente depeso atómico. No entanto, o critério do peso do atómico foimenos
importante para Mendeleiev do que o comportamentoquímico e as analogias de
comportamento químico. Por isso, asua tabela não seguia sempre rigorosamente os dados
dospesos atómicos, contendo inclusivamente «buracos» por preenchernalgumas posições.
Segundo o seu ponto de vista, esses«buracos» deveriam ser preenchidos por elementos ainda
pordescobrir, previsão que se veio a confirmar com a descobertade novos elementos co m as
propriedades por ele imaginadas.
Entretanto, alguns outros elementos, que foram descobertos — sob o nome genérico de Terras
Raras não pareciamencaixar -se na tabela proposta por Mendeleiev; estes elementostinham
propriedades semelhantes, o que fazia com quetivessem de ser colocados na mesma linha
vertical e, poroutro lado, o facto de terem pesos atómicos muito próximoslevava a que se
englobassem na mesma linha horizontal, situaçãoque parecia confusa. Na realidade, a posição
destes elementosna tabela apen as ficou definitivamente esclarecidaquando posteriormente se
percebeu que a ordenação dos elementos,para dar conta das suas propriedades, deveria ser
feitacom base no número atómico, conceito este introduzido porHenry Moseley (1887 -1915)
em 1913.
Por outro lado, a descoberta dos gases inertes, verificadana sua maioria em finais do séc. XIX,
descoberta devida emgrande parte ao desenvolvimento das técnicas analíticas
espectroscópicas,e cuja existência não tinha sido prevista por Mendeleiev,veio acrescentar
mais uma família de elementos à Tabela.
Se em 1900 era praticamente consensual entre osquímicos a organização dos elementos
segundo a Tabela Periódica,não havia, no entanto, uma explicação satisfatória sobreas causas
das respectivas semelhanças e diferenças de comportamento.Esta explicação decorreu do
modelo atómico deBohr, já na segunda década deste século (tendo Bohr propostouma
organização da tabela em pirâmide), a partir do qualse explicaram as propriedades dos
diversos elementos combase na distribuição electrónica dos seus átomos.
O modelo actual da Tabela Periódica desenvolveu -senos anos 20 do século actual: os
elementos estão organizadospor ordem crescente do respectivo número atómico, em18 filas
verticais — Grupos —, e sete filas horizontais —Períodos. Estes não têm todos a mesma
extensão.
No primeiro período há 2 elementos: o hidrogénio e ohélio. Seguem -se 2 períodos de oito
elementos cada, que vão,respectivamente do lítio ao néon e do sódio ao árgon. Seguem -se 2
períodos de 18 elementos cada, o prim eiro deles, do potássioao krípton e o segundo do
rubídeo ao xénon. O períodoseguinte, com 32 elementos, do césio ao radão, aparece
condensadoem 18 colunas, por omissão dos lantanídeos — do cérioao lutécio, os quais são
remetidos para fila autónoma. Finalme nte,o último período, incompleto, que se inicia com o
frâncio,também se apresenta condensado, por omissão dos actínideos — do tório ao laurêncio
—, remetidos para uma fila única àparte. Entretanto, convencionou -se designar os elementos
a partirdo número atómico 104, inclusive, com base no nome latino quetraduz o respectivo
número na Tabela Periódica.
Depois da adopção do actual modelo da Tabela Periódica,tem havido várias formas de
identificar os grupos da Tabela Periódica,notação árabe. Em 1988, a Comissão de
Nomenclatura em QuímicaInorgânica da União Internacional de Química Pura e Aplicada(CNIC
– IUPAC) publicou uma recomendação na qual sepropõe que os grupos da Tabela Periódica se
identifiquem comnotação árabe, desde 1 até 18, iniciando -se a contagem à esquerda.
Tal proposta tem a vantagem de permitira identificação rápida do número de electrões de
valência dos diversos elementos a partir do número que identifica o grupo, à excepção dos
gases inertes.
Sistematização dos Elementos Segundo Mendeleev (1869)
TABELA PERIÓDICA E DISTRIBUIÇÕES ELECTRÓNICAS
Todos os elementos que se conhe cem podem ser dispostos sequencialmente por ordem
crescente do número atómico constituíndo o que se designa por Tabela Periódica dos
Elementos (TP).
A organização característica dos elementos na TP permite pôr em destaque os elementos com
propriedades semelhantes, agrupados em colunas. Cada coluna corresponde a um grupo; cada
linha horizontal constitui o que se designa por um período.
Quadro 1
Tabela Periódica dos Elementos
A arrumação dos elementos na Tabela Periódica revela ainda uma grande divisão de
elementos em metais e não metais, de acordo com algumas propriedades específicas das
correspondentes substâncias elementares. Os metais, por exemplo, a presentam brilho, são
maleáveis e bons condutores eléctricos. Os não metais são, em regra, não maleáveis e maus
condutores eléctricos (exceptua -se o carbono sob a forma de grafite).
A separar estes dois blocos situam -se uns poucos elementos, designados, p or vezes, por
metalóides. Apresentam-se fisicamente semelhantes aos metais, mas com comportamento
químico mais semelhante aos não metais.
Na realidade, a organização da Tabela Periódica reflecte também a forma como os electrões se
distribuem energeticamente nos átomos dos diversos elementos. Com efeito, as propriedades
químicas dos diversos elementos dependem da sua distribuição electrónica.
Pode evidenciar-se a relação entre a organização da Tabela Periódica e a distribuição
electrónica analisando o quadro seguinte, que põe em relevo as distribuições electrónicas dos
elementos até ao número atómico 20.
Quadro 2
Elementos até Z = 20
Repare-se que, em primeiro lugar, o número do período corresponde ao número de níveis de
energia diferentes em que há electrões e, também, ao nível de valência dos átomos
correspondentes.
Os elementos do mesmo grupo apresentam o mesmo padrão no que respeita à respectiva
distribuição electrónica. Assim, note -se que no grupo 1 os elementos apresentam um único
electrão no nível de valência; no grupo 2 apresentam 2 electrões no nível de valência; situação
semelhante pode ser verificada relativamente aos diversos grupos.
Os metais do grupo 1 são conhecidos como metais alcalinos e apresentam grande reactividade
química. Em particular, reagem intensamente com a água, transformando -se em iões
monopositivos (Na+, Li+, K+), libertando-se hidrogénio na reacção. Tal deriva do facto de
possuírem um electrão isolado no nível de valência. Por isso, podem perder esse electrão com
relativa facilidade, combinando-se com outros elementos. Esta particularidade é evidenciada
pelos menores valores da energia de ionização destes elementos.
Os elementos do grupo 2 são correntemente chamados metais alcalino-terrosos e todos eles
apresentam 2 electrões no seu nível de valência. Este padrão nas suas configurações
electrónicas explica o seu comportamento químico semelhante. Entre outras particularidad es
formam iões bipositivos (Mg 2+, Ca2+), integrando muitos compostos iónicos.
O hidrogénio, por razões que serão analisadas em anos posteriores, apresenta um
comportamento singular, pelo que não é habitual integrá -lo no grupo dos metais alcalinos
apesar da semelhança na distribuição electrónica.
Nos não metais, os elementos do grupo 17 são chamados halogéneos e apresentam-se de
forma estável sob a forma de moléculas diatómicas - F2 e Cl2 gasosos, Br2 líquido e I2 sólido.
Todos eles apresentam o nível de valência ocupado com 7 electrões.
Os elementos no grupo mais à direita (grupo 18) são chamados gases inertes. À excepção do
hélio que tem apenas dois electrões que preenchem logo o nível 1 apresentam o último nível
preenchido com 8 electrões. Este tipo de configuração torna os átomos muito estáveis. Com
efeito, a estabilidade destes átomos explica a existência de moléculas «monoatómicas»,
situação rara. Não se combinam facilmente com os outros elementos. Decorre destas
características a designação especial de gases inertes.
Saliente-se que a distribuição electrónica de gás inerte é uma configuração particular que
confere estabilidade especial aos átomos. Um dado que evidencia essa grande estabilidade é o
facto de estes elementos possuírem valores elevados para a energia de ionização (consultar o
Quadro 3).
Analisando ainda o grupo 1 constata -se que os metais alcalinos, fortemente reactivos,
apresentam apenas mais um electrão do que o gás inerte imediatamente anterior na Tabela
Periódica. Se perderem esse electrão transformam -se em iões positivos, com uma distribuição
electrónica igual à do gás inerte anterior. Esta configuração torna estes iões particularm ente
estáveis, pelo que, na Natureza, os metais alcalinos se apresentam combinados em compostos
iónicos.
PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS E TABELA PERIÓDICA
11. TABELA PERIODICA
12. PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS EM RELAÇÃO À POSIÇÃO DOS ELEMENTOS
13. LIGAÇÃO QUÍMICA
14. AS LIGAÇÕES ENTRE ATOMOS E MOLECULAS
15. LIGAÇÃO COVALENTE, IÓNICA E METÁLICA
16. SUBSTANCIAS MOLECULARES, IÓNICAS E METÁLICAS
17. COMPOSTOS DE CARBONO