Sódio

        

Símbolo: Na	Número atómico: 11
Peso atómico: 22,98977
História: Do latim soda (planta medicinal para cura de dor de cabeça e de que se tira o carbonato de sódio). Os seus compostos são conhecidos e usados há muito tempo tendo sido isolado pela primeira vez por Davy, em 1807, através da eletrólise da soda cáustica
Produção: Comercialmente é obtido pela eletrólise do cloreto de sódio fundido.
Propriedades: É um elemento muito reativo, nunca encontrado livre na natureza. É um metal macio, brilhante que, em contacto com a água, se decompõe e forma hidróxido. É o metal alcalino mais abundante e a sua abundância na Natureza é de cerca de 2,6%.  Tem uma presença abundante no Sol e outras estrelas. As linhas do sódio estão entre as mais destacadas no espectro solar. O mineral mais comum é o cloreto de sódio (sal de cozinha), mas existem outros como a criolita (fluoreto de alumínio e sódio).

Halogéneos

                             

Os halogéneos são um grupo de elementos quimicos da tabela periódica com  propriedades semelhantes. 

Os halogéneos não se dissolvem em água, mas sim em solventes orgânicos. Quando reagem com os metais alcalinos e alcalinos-terrosos, formam sais chamados halogenetos;

Os halogéneos são substâncias muito reativas e os átomos dos mesmos têm tendência a ligar-se.

A reatividade dos halógéneos vai diminuindo ao longo do grupo  porque é mais fácil o átomo captar um eletrão se este for mais pequeno, sendo mais fácil para o núcleo de o atrair.

Todos os halogénios têm 7 eletrões de valência, tendo por isso tendência para ganhar um eletrão, para ficarem estaveis. Dão origem a iões mononegativos.

Metais Alcalino-Terrosos

Os metais alcalino-terrosos são um grupo de elementos químicos da tabela periódica com  propriedades semelhantes. 

Estes metais ao reagirem facilmente com o oxigénio produzem óxidos. Também reagem com a água,embora não tão rapidamente como os metais alcalinos, formando hidróxidos do metal (que têm carácter básico ou alcalino)  libertando um gás, dihidrogénio. 

Equação química da reacção de um metal alcalino (exemplo:calcio ) com o oxigénio:

2 Mg(s) + O2(g)  2 Mg2O(s)

Equação quimica da reação de um metal alcalino (exemplo: magnésio ) com a agua:

 Ca(s) + 2 H2O(l)   Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Propriedades físicas:

-moles e maleáveis

-quando são recentemente polidos, apresentam um brilho metálico 

-bons condutores elétricos e de calor

 Todos os metais alcalinos-terrosos para ficarem estáveis,têm tendência a formar iões dipositivos, pois como têm 2 eletrão de valência, têm tendência para os perder.

 A reatividade destes elementos tende a crescer ao longo do grupo, de cima para baixo pois quanto maior é o átomo, mais facil é perder dois eletrões (pois o núcleo não exerce tanta "força" sobre este).

Metais- Alcalinos

Os metais alcalinos são um grupo de elementos químicos da tabela periódica com  propriedades semelhantes. 

Estes metais ao reagirem facilmente com o oxigénio, produzem óxidos. Também reagem muito facilmente com a água, formando hidróxidos do metal (que têm carácter básico ou alcalino, com a fenolftaleína),  libertando um gás, dihidrogénio. 

Equação química da reacção de um metal alcalino (ex: sódio) com o oxigénio:

4 Na(s) + O2(g)  2 Na2O(s)

Equação química da reação de um metal alcalino (ex: lítio) com a água:

2Li (s) + 2 H2O(l)  2 LiOH(aq) + H2(g)

Propriedades físicas:

-moles e maleáveis

-quando são recentemente cortados, apresentam um brilho metálico 

-bons condutores elétricos

 

Todos os metais alcalinos para ficarem estáveis,têm tendência a formar iões monopositivos, pois como têm 1 eletrão de valência, têm tendência para o perder.

 A reatividade destes elementos tende a crescer ao longo do grupo, de cima para baixo pois quanto maior é o átomo, mais facil é perder um eletrão (pois o núcleo não exerce tanta "força" sobre este).

Tabela Periódica

A Tabela Periódica organiza os elementos químicos consoante as suas propriedades e características. Está por ordem crescente do nº atómico e tem 118 elementos.

È constituída por  e 7 Períodos- linhas horizontais e 18 Grupos- linhas verticais.

GRUPOS : 
1º grupo- Metais-alcalinos
2º grupo- metais alacalino-terrosos
17º grupo- halogéneos
18º grupo- gases nobres

PERÍODOS:
* Na parte inferior da tabela temos a família dos lactinídeos e dos actinídeos.


Do lado esquerdo da tabela estão os metais (só presentes na Natureza, no estado sólido) e do lado direito os não-metais (só presentes na Natureza, no estado gasoso), tendo depois ainda outro grande grupo que são os semi-metais (estando presentes na Natureza, nos 3 estados físicos: líquido, gasoso e sólido e tendo características em comum com os metais ou com os não-metais).

Nos grupos representativos (1,2,13,14,15,16,17,18) o nº das unidades corresponde ao grupo a que o elemento químico pertence.

EX: cloro: 2-8-7- pertence ao grupo 17, pois tem 7 eletrões de valência.

O número de níveis de energia ocupados por um elemento químico vai definir qual o seu período.

EX: hidrogénio: 1- pertence ao 1º período, pois so ocupa um nivel de energia com eletrões
        magnésio: 2-8-2- pertence ao 3º periodo, porque ocupa 3 niveis de energia com eletrões


Ao longo do período, o tamanho dos átomos DIMINUEM, pois ao aumentar o nº de eletrões no mesmo nível de energia vai fazer o átomo contrair.

Ao longo do grupo, o tamanho dos átomos AUMENTA, porque aumenta o nº de níveis de energia. 

Iões

Como se formam?

RESPOSTA: através da perda ou do ganho de eletrões.

Como já nos apercebemos, os átomos pretendem "conquistar" a sua estabilidade máxima, que é ter 8 eletrões de valência. Bem, para explicar esse feito temos os exemplos do sódio e do cloro:

No máximo, os átomos podem perder ou ganhar até 3 eletrões, formando iões mono, di ou tripositos se perderem ou mono, di, trinegativo se ganharem eletrões.

Número de massa, número atómico e número de massa relativa

Número de massa                                        Número atómico

-Calcula-se:  nº de protões + nº neutrões.          -É igual ao nº de protões existentes no       -Representa-se por um A                                      núcleo dos átomos e iões                                                                                                        -Representa-se por um Z e caracteriza o                                                                                   elemento químico


Para se representar qualquer átomo associando-o ao seu símbolo químico, nº atomico e nº de massa, temos o NUCLIDO ( carbono) : 

ISÓTOPOS: átomos pertencentes ao mesmo elemento químico com nº atómico igual (mesmo nº de protões) mas nº de massa diferente (pois o nº de neutrões é diferente). Na imagem seguinte podemos observar os isótopos de hidrogénio:

 NÚMERO DE MASSA RELATIVA (Ar) de um elemento químico tem em conta todos os isótopos naturais e estáveis para um certo elemento químico. É o valor da massa desse átomo, em relação à massa padrão (que atualmente corresponde a 1/12 do Carbono-12 e vale 1, mas antigamente era o hidrogénio 1)
Para a calcular, fazemos uma média ponderada que tem em conta  a massa dos isótopos naturais e a sua respetiva abundância na natureza.

O resultado significa que a massa do lítio é 6,94 vezes superior à massa padrão.

Não tem unidades, pois é uma grandeza física obtida através da comparação com uma massa padrão e não é um nº inteiro porque é uma média ponderada.                                                                                       

Distribuição eletrónica

Os eletrões distribuem-se por níveis de energia (n). Para se saber o nº máximo de eletrões que um determinado nível de enrgia pode ter, utiliza-se a expressão:  
Assim:

- o primeiro nível de energia poderá ter, no máximo, 2 eletrões;
- o segundo nível de energia poderá ter, no máximo, 8 eletrões;
- o terceiro nível de energia poderá ter, no máximo, 18 eletrões;

 e assim sucessivamente...

No entanto há algumas REGRAS a seguir:

1. o último nível de energia (exeto o primeiro) pode ter no máximo 8 eletrões ou o nº total de eletrões por nível de energia;
2. só quando o 1º nível de energia estiver completamente preenchido (nível mais baixo) é que se avança para o seguinte;

*Ao nº de eletrões que ocuparem o último nível de energia chamamos de ELETRÕES DE VALÊNCIA. 

 

Exemplos

- No caso do flúor, há 9 eletrões logo, a sua distribuição será: 2-7

Ocupa dois níveis de energia.

-No caso do sódio, há 11 eletrões logo a sua distribuição será: 2-8-1 e não 2-9

Ocupa 3 níveis de energia. E a segunda distribuição (2-9) está ERRADA, porque como o segundo nível só pode ter no máximo 8 eletrões, tem de se avançar para o nível de energia seguinte.

Evolução do modelo atómico

A imagem que os cientistas tinham do modelo atómico foi variando, ao longo tempo.
Assim o modelo atómico sofreu a seguinte evolução:

MODELO ATÓMICO DE DALTON

No séc. XIX, John Dalton imaginava que os átomos eram corpúsculos indestrutíves e indivisíveis, retomando a ideia de que os átomos seriam os constituintes da matéria.


MODELO ATÓMICO DE THOMSON

Nos finais do séc. XIX, Joseph Thomson  fez diversas experiências com tubos de descarga.
Imaginou que os átomos seriam corpúsculos com carga positiva, onde se encontravam dispersos eletrões (com carga negativa), tornando-os uma partícula NEUTRA, com carga nula. Surgiu assim, o primeiro modelo atómico divisível.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

No início do século XX, Ernest Rutherford demonstrou que a maior parte do átomo seria espaço vazio e teria uma zona central muito pequena, o NÚCLEO, com carga positiva e onde  toda a sua massa se concentraria. Em torno do núcleo iriam mover-se os eletrões (com carga negativa) em órbitas.

Surgiu assim, o primeiro modelo atómico planetário do átomo.

MODELO ATÓMICO DE BOHR

Niels Bohr, em 1913, fez umas pequenas alterações no modelo atómico de Rutherford:

• os eletrões deslocam-se em órbitas circulares, correspondendo a cada órbita um nível de energia;
• os eletrões que se moviam nas órbitas mais afastadas do núcleo teriam menos energia e os que se moviam nas órbitas mais próximas do núcleo teriam mais energia.

MODELO DA NUVEM ELETRÓNICA

Atualmente é este o modelo atómico válido. Há um núcleo, onde se encontram protões (carga positiva) e neutrões (sem carga) e, à sua volta, movem-se os eletrões (carga negativa), a uma velocidade elevadíssima e de maneira desconhecida, formando-se uma nuvem não uniforme- nuvem eletrónica

É mais provável se encontrarem eletrões perto do núcleo visto que a densidade da nuvem eletrónica é maior do que se for mais longe do mesmo, pois a densidade da nuvem eletrónica é menor.