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Resumo da Matéria Módulo 1 de Química 1.3. Átomo de Hidrogénio - Segundo o modelo de Bohr, o electrão do átomo de H descreve uma órbita circular em torno do núcleo. Os estados estacionários permitidos ao átomo de hidrogénio correspondem às orbitas que o electrão pode descrever. A energia do electrão do átomo está quantizada. - O estudo do átomo de hidrogénio permite conhecer a estrutura atómica. Teoria de Bohr para explicar a emissão de riscas do espectro do hidrogénio: a) Um átomo encontra-se num estado estacionário, ocupando o seu electrão um dado nível de energia. O átomo encontra-se no estado fundamental quando o electrão ocupa p nível de energia mais baixa. Quando o electrão ocupa níveis de energia mais elevados o átomo encontra-se num estado excitado. b) A cada nível de energia corresponde um valor fixo de energia permitido ao electrão do átomo. Entre dois níveis de energia existe um intervalo que não corresponde a qualquer energia permitida ao electrão. Diz-se que a energia do electrão está quantizada. c) O átomo pode transitar de um dado estado estacionário para outro. d) Quando um átomo absorve energia há excitação desse átomo; o electrão passa de um nível de energia para outro de energia superior. e) Quando um átomo emite energia há desexcitação desse átomo; o electrão passa de um nível de energia para outro de energia inferior. - Problema do Modelo do átomo de Bohr: Utilizando o método difracção verificou-se que o electrão não ocupa apenas determinadas órbitas mas toda uma zona à volta do núcleo (nuvem electrónica)

- O átomo de Hidrogénio, 1H é constituído, na grande maioria dos casos por 1 protão (que se encontra no núcleo) e um electrão que se movimenta à sua volta. O electrão do átomo de hidrogénio só pode ter determinados valores de energia dados pela expressão: - 2,179 x 10-18 En = ---------------------n2

(J)

Sendo n = 1, 2, 3 etc… o nível de energia onde se encontra

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O electrão do átomo de Hidrogénio encontra-se normalmente no Estado Fundamental, isto é, no nível de menor energia: o nível 1. - O electrão poderá passar para outro nível de energia (com energia superior à nível 1), chama-se transição electrónica para um nível superior ou Excitação, se absorver a energia de um fotão adequado que lhe permita passar para um nível superior: Ef = I ∆E I = I Efinal - EinicialI Onde:Ef é a energia do fotão absorvido Efinal é a energia do electrão no nível final Efinal é a energia do electrão no nível final

Nota: Neste caso ∆E > 0 - O nível de energia do nível 1 é considerado o Estado Fundamental e todos os os outros são estados excitados, sendo o nível 2 o 1º estado excitado, o nível 3 o 2º estado excitado etc …. - O electrão poderá também absorver qualquer fotão que tenha energia suficiente para provocar a ionização do átomo, isto é, que consiga arrancar o electrão ao átomo. O electrão passa então para o nível: n = ∞ e a sua energia é 0. (O que faz com a energia que pode “sobrar” será analisado mais tarde): Ef ≥ I ∆E I = I Efinal - EinicialI = I E∞ - E1I = 0 – E1 = - E1

Ef ≥ - E1

- O electrão de um átomo de Hidrogénio, depois de excitado, tem tendência para sofrer Dessexcitação, isto é, libertar energia sob a forma de radiação. O átomo de Hidrogénio emite fotões. O electrão só emite a radiação electromagnética que lhe permite transitar para um nível inferior possível. A fórmula que permite saber a energia de um fotão emitido é a mesma da do fotão absorvido: Ef = I ∆E I = I Efinal - EinicialI Onde: Ef é a energia do fotão absorvido Efinal é a energia do electrão no nível final Efinal é a energia do electrão no nível final

Nota: Neste caso ∆E < 0

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- A radiação emitida pelo hidrogénio gasoso dá origem a um espectro de riscas descontínuo, em que são visíveis 4 riscas: vermelha, azul, anil e violeta. Além destas radiações visíveis são emitidas também radiações não visíveis. - As transições electrónicas correspondem a diferentes séries espectrais: Correspondem a transições electrónicas de níveis de energia mais elevados (n) para um determinado nível inferior: a) Série de Lyman – Transição (n → 1) (estado fundamental) – Radiação emitida: Ultravioleta b) Série de Balmer – Transição (n → 2) – Radiação emitida: Visível c) Série de Pashen – Transição (n → 3) – Radiação emitida: Infravermelhos d) Série de Brackett – Transição (n → 4) – Radiação emitida: Infravermelhos e) Série de Pfund – Transição (n → 5) – Radiação emitida: Infravermelhos

- Se um fotão incide sobre um electrão do átomo de H pode ocorrer o seguinte: a) Ef < Eionização e Ef = I ∆E I O electrão absorve a energia do fotão e transita para um nível superior de energia ficando dentro do átomo. b) Ef < Eionização e Ef ≠ I ∆E I O electrão não absorve a energia do fotão ficando dentro do átomo com a mesma energia. c) Ef ≥ Eionização O electrão absorve a energia do fotão mas é extraído do átomo (o átomo fica ionizado), parte da energia absorvida é utilizada para a ionização e a outra parte (se sobrar) é transferida para energia cinética. Neste caso a experiência chama-se: Efeito foteléctrico e Ef = Eionização + EC Sendo: Ef é a energia de cada fotão incidente Eionização (para o átomo de H é igual à energia de remoção) é a energia mínima necessária para arrancar um electrão ao átomo. É o valor simétrico da energia do electrão: Eionização = − Ee− = − E1 EC é a energia de cada electrão ejectado ou extraído do átomo. Está relacionada com a velocidade do electrão ejectado pela fórmula: EC = ½ m v2 sendo v a velocidade de cada electrão em m/s e m é a massa do electrão (9,1 x 10-31 kg)

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1.4. Estrutura atómica e Tabela Periódica - Segundo o Modelo Quântico, para o átomo de qualquer elemento químico, os electrões só podem ocupar determinados níveis de energia no átomo. Existe uma zona, em torno do núcleo, onde há grande probabilidade de encontrar um electrão com uma dada energia e uma certa distribuição espacial, que se chama orbital. - A forma mais vulgar de representar uma orbital é através da nuvem electrónica. - As orbitais atómicas são caracterizadas por 3 números quânticos, (n, l, ml), em termos de energia (n), forma (l) e orientação espacial (ml) . - Cada electrão de um átomo é descrito por 4 números quânticos: (n, l, ml, ms), os 3 números quânticos da orbital que ocupa, mais o número quântico ms, que só diz respeito ao electrão. a) O número quântico principal, n, indica o valor da energia das orbitais e o tamanho dessas orbitais. Pode tomar valores inteiros, n = 1, 2, 3 …. b) Número quântico de momento angular, ou secundário, ou azimutal, l, indica a forma e a energia das orbitais. Pode tomar valores inteiros, l = 0, 1,2 …(n-1) Se l = 0 as orbitais têm a forma esférica, e designam-se por orbitais tipo s

Se l = 1 as orbitais têm a forma haltere ou lóbulos, e designam-se por orbitais tipo p

Se l = 2 as orbitais têm várias formas diferentes, e designam-se por orbitais tipo d

Se l = 3 as orbitais têm várias formas diferentes, e designam-se por orbitais tipo f

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c) O número quântico magnético, ml, indica a orientação das orbitais em relação aos 3 eixos coordenados. Pode tomar valores inteiros, -l ≤ ml ≤ + l d) O número quântico de spin, ms, caracteriza os dois estados possíveis, com igual energia, do electrão numa orbital. Este número não dos valores dos noutros números quânticos. Pode tomar os valores, + ½ e – ½ Está relacionado com o movimento de rotação do electrão; Este número apresenta apenas 2 valores; Nº relacionado com o electrão e não com a orbital.

Assim para cada nível de energia as orbitais possíveis são: n

l

ml

1

0 (s)

0

0 (s)

0

1 (p)

-1, 0, 1

0 (s)

0

1 (p)

-1, 0, 1

2 (d)

-2, -1, 0, +1, +2

0 (s)

0

1 (p)

-1, 0, 1

2 (d)

-2, -1, 0, +1, +2

3 (f)

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

2

3

4

Números quânticos das orbitais / Designação (n, l, ml) (1, 0, 0)

Outra designação das orbitais

(2, 0, 0) (2, 1, -1) ou 2px (2, 1, 0) ou 2py (2, 1, +1) ou 2pz

2s

(3, 0, 0) (3, 1, -1) ou 3px (3, 1, 0) ou 3py (3, 1, +1) ou 3pz (3, 2, -2) (3, 2, -1) (3, 2, 0) (3, 2, +1) (3, 2, +2) (4, 0, 0) (4, 1, -1) ou 4px (4, 1, 0) ou 4py (4, 1, +1) ou 4pz (4, 2, -2) (4, 2, -1) (4, 2, 0) (4, 2, +1) (4, 2, +2) (4, 3, -3) (4, 3, -2) (4, 3, -1) (4, 3, 0) (4, 3, +1) (4, 3, +2) (4, 3, +3)

1s

2p 3s 3p

3d

4s 4p

4d

4f

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Energias associadas a orbitais: a) Quanto maior for n maior é o valor da energia da orbital. b) Para átomos polielectrónicos, para um dado n, quanto maior for l maior é a energia da orbital. (Como H é monoelectrónico l = 0 ou l = 1 a energia é a mesma: E (2s) = E (2p)) c) Para igual n e l, as orbitais têm a mesma energia por isso aparecem agrupadas. d) Em átomos diferentes, a energia do mesmo tipo de orbital (n e l) é diferente. Tem maior energia a orbital do átomo com menor carga nuclear (menor número atómico). - Podemos verificar que para cada nível n existem n2 orbitais possíveis (para n = 1, existe 1 orbital; para n = 2, existem 4 orbitais; para n = 3, existem 9 orbitais etc …) - Dois electrões não podem ser caracterizados pelos mesmos 4 números quânticos. Assim como existem 2 valores possíveis para ms, cada orbital só poderá ter no máximo 2 electrões. (Os 3 primeiros números quânticos caracterizam a orbital) - Existem por nível (para n > 1) 3 orbitais p. Estas têm todas a mesma energia, assim aparecem as 3 agrupadas e o conjunto das 3 orbitais p pode ter no máximo 6 electrões (2 por cada orbital) Pela mesma razão o conjunto das 5 orbitais d podem agrupar 10 electrões e as 7 orbitais f podem agrupar 14 electrões. - Para a formalização do modelo quântico do átomo, aceite actualmente, contribuíram os trabalhos dos seguintes cientistas: Schrodinger, Pauli, Heisenberg e Dirac. - A configuração electrónica, de átomos polielectrónicos, consiste na distribuição dos electrões pelas várias orbitais e obedece às seguintes regras: a) Princípio de energia mínima – para um átomo no estado fundamental, os electrões ocupam as orbitais de menor energia b) Princípio de Exclusão de Pauli – cada orbital pode ser ocupada, no máximo, por 2 electrões c) Regra de Hund – no preenchimento das orbitais com igual energia, distribui-se primeiro um electrão por cada orbital, de modo a ficarem com o mesmo spin e depois completam-se as orbitais, ficando em cada orbital 2 electrões com spins opostos - A ordem do preenchimento das orbitais, dos átomos polielectrónicos no estado fundamental, com número atómico até 20 é: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s (ficando a 3d vazia) E

3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s Exemplo: A configuração electrónica do cálcio, Ca de nº atómico 20 é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 ou

[Ar] 4s2

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- Outra forma de representar a configuração electrónica é através de Diagrama de caixas: (cada orbital é representada por uma caixa e cada electrão por uma seta vertical com sentidos opstos que representam spins opostos: Exemplo: A configuração electrónica do Carbono, C de nº atómico 6 é: 1s2, 2s2, 2p2 ou [He] 2s2 2p2 ou pelo Diagrama das caixas:

1s

2s

2px

2py

2pz

- O cerne de um átomo é constituído pelo núcleo e os electrões mais internos (excluem-se os electrões de valência). Exemplo: No caso do Carbono, 6C o cerne é o núcleo mais os electrões internos: 1s2 ou [He] e os electrões de valência são os que ocupam as orbitais: 2s2 2p2 - A ordem do preenchimento das orbitais, dos átomos polielectrónicos no estado fundamental, com número atómico superior a 20 é: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d Mas a representação da configuração electrónica é: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s Isto é, preenche-se primeiro a orbital 4s (de maior energia) e só depois a orbital 3d (de menor energia) Exemplo: A configuração electrónica do Vanádio, V de nº atómico 23 é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d3, 4s2 ou [Ar] 3d3, 4s2 - Estrutura da actual Tabela Periódica: a) Os elementos estão distribuídos por 4 blocos: s, p, d ou f, consoante a localização dos electrões de valência (que correspondem às orbitais de maior energia) ou o último electrão a ser colocado (blocos d e f) b) Para elementos com número atómico inferior ou igual a 20: Os elementos representativos que pertencem ao bloco s estão localizados nos grupos 1 e 2 (um e dois electrões de valência); os do bloco p pertencem aos grupos 13 a 18 (de 3 a 8 electrões de valência). São excepções o H (bloco s mas não tem grupo) e He (bloco s, 2 electrões de valência mas grupo 18) Para elementos com número atómico superior a 20 e inferior ou igual a 23: Estes elementos pertencem ao bloco d, somam-se os electrões das orbitais 3d e 4s para obter o grupo a que pertencem. (Para estes átomos não faz grande sentido falar em electrões de valência) c) Os elementos de transição pertencem aos blocos d e f e grupos 3 a 12. d) Nos elementos do mesmo período as orbitais de valência têm o mesmo n (número quântico principal) que é igual ao número do período. e) Os elementos representativos do mesmo grupo têm igual número de electrões de valência e o mesmo tipo de orbitais de valência, mas nível de energia diferente. Os elementos do mesmo grupo têm reacções químicas semelhantes. f) Existem 4 grupos que têm um nome de família:

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Família dos metais alcalinos (Grupo 1) – Li, Na, K, etc … - São metais - A sua combustão origina óxidos que em solução formam soluções básicas. - Oxidam-se facilmente e formam iões monopositivos - São muito reactivos com a água, aumentando a violência da reacção com o número atómico - Apresentam valores de energias de ionização baixos Família dos metais alcalino-terrosos (Grupo 2) – Be, Mg, Ca, etc … - São metais - A sua combustão origina óxidos que em solução formam soluções básicas. - Oxidam-se facilmente e formam iões dipositivos - Apresentam valores de energias de ionização relativamente baixos - Não são tão reactivos com a água mas são muito reactivos em ácidos Família dos halogéneos (Grupo 17) – F, Cl, Br, I, etc … - São não-metais - Têm grande tendência para receber um electrão por partilha (formando ligações covalentes) ou por cedência de outro elemento (formando iões mononegativos) - Encontram-se em diferentes estados físicos e a sua reactividade aumenta com o número atómico - Apresentam valores de energias de ionização relativamente elevados Família dos gases raros, nobres ou inertes (Grupo 18) – He, Ne, Ar, Kr, etc … - São não-metais - São gases monoatómicos - São muito estáveis - Não têm tendência para receber ou ceder electrões - Possuem valores elevados de energia de ionização

Propriedades dos elementos e propriedades das substancias elementares - As propriedades físicas e químicas dos elementos dependem da sua configuração electrónica, nomeadamente dos electrões de valência. Assim, elementos do mesmo grupo dão origem a substâncias elementares com propriedades semelhantes. - Algumas propriedades dos elementos variam regularmente ao longo dos grupos e dos períodos da Tabela Periódica: Raio atómico – Distância entre o centro do átomo e o seu limite. (Medido em picnómetros, pm, 1 pm = 1 x 10-12 m) Raio atómico (pm) Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 (vertical) Período (horizontal) H He 1 53 31 Li Be B C N O F Ne 2 167 112 87 67 56 48 42 38 Na Mg Al Si P S Cl Ar 3 190 145 118 111 98 88 79 71 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 4 243 194 184 176 171 166 161 156 152 149 145 142 136 125 114 103 94 88 O Raio Atómico Diminui ao longo do Período e Aumenta ao longo do Grupo

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b) Primeira energia de ionização - é a energia mínima necessária para remover um electrão de um átomo isolado, no estado gasoso e no estado fundamental (J) Símbolo 1ª Energia de Ionização Símbolo 1ª Energia de Ionização Símbolo 1ª Energia de Ionização

Parte da Tabela Periódica com Símbolo 1ª Energia de ionização (kJ/mol);

H 313

He 56

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

124

215

191

260

336

314

402

497

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

119

176

138

188

254

239

300

363

A 1ª Energia de Ionização Aumenta ao longo do Período e Diminui ao longo do Grupo (existem algumas excepções entre os grupos 2 e 13 e também 15 e 16)

- Critérios para explicar como variam estas propriedades periódicas para elementos do mesmo grupo (1º, 2º e 3º) ou do mesmo período (2º e 3º): 1º Critério: n (Nº Quântico principal)

Raio Atómico Maior n ⇒ Maior nuvem electrónica ⇒ Raio Atómico maior

2º Critério: Carga Nuclear, Z

Maior carga nuclear ⇒ Maior atracção núcleo-electrões ⇒ Raio Atómico menor

3º Critério: Repulsão electrónica

Maior número de electrões ⇒ Maior repulsão entre electrões ⇒ Raio Atómico maior

Energia de Ionização Maior n ⇒ Electrões com mais energia ⇒ Mais fácil remover os electrões ⇒ Menor Energia de Ionização Maior carga nuclear ⇒ Maior atracção núcleo-electrões ⇒ Mais difícil remover os electrões ⇒ Maior Energia de Ionização Maior número de electrões ⇒ Maior repulsão entre electrões ⇒ Mais fácil remover os electrões ⇒ Menor Energia de Ionização

Comparação de Raios entre átomos e iões a) Comparação entre o raio atómico de um elemento r(X) e o raio iónico do seu ião estável positivo r(X+) r(X) > r(X+) - O raio do átomo é maior do que o raio do catião porque - As duas espécies têm a mesma carga nuclear (mesmo número atómico, os dois núcleos atraem os electrões de forma semelhante) - Quanto maior for o número de electrões, maior será a repulsão entre eles o que aumenta a nuvem electrónica e o raio da espécie química. Como o átomo tem mais electrões terá maior raio. Exemplo: r(Na) > r(Na+) Na: 11 protões (cargas positivas) e 11 electrões (cargas negativas) Na+: 11 protões (cargas positivas) e 10 electrões (cargas negativas)

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b)Comparação entre o raio atómico de um elemento r(X) e o raio iónico do seu ião estável negativo r(X-) r(X) < r(X-) - O raio do átomo é menor do que o raio do anião porque - As duas espécies têm a mesma carga nuclear (mesmo número atómico, os dois núcleos atraem os electrões de forma semelhante) - Quanto maior for o número de electrões, maior será a repulsão entre eles o que aumenta a nuvem electrónica e o raio da espécie química. Como o ião tem mais electrões terá maior raio. Exemplo: r(F) < r(F-) F: 9 protões (cargas positivas) e 9 electrões (cargas negativas) F-: 9 protões (cargas positivas) e 10 electrões (cargas negativas) c) Comparação dos raios de espécies químicas isoelectrónicas (mesmo número de electrões): Quanto maior for o número atómico da espécie menor será o seu raio porque -As espécies químicas têm o mesmo número de electrões logo terão repulsão electrónica semelhante - Quanto maior for o número atómico da espécie maior será a atracção exercida pelo núcleo sobre os electrões o que leva à contracção da nuvem electrónica e diminuição do raio Exemplo: r(Na+)< r(Ne) < r(F-) Na+: 11 protões (cargas positivas) e 10 electrões (cargas negativas) Ne: 10 protões (cargas positivas) e 10 electrões (cargas negativas) F-: 9 protões (cargas positivas) e 10 electrões (cargas negativas)

1.2. Espectros Radiações e Energia - As estrelas ao longo da sua vida apresentam várias temperaturas, (devido às reacções que aí ocorrem) e várias composições, o que se pode comprovar pelas cores que apresentam. Pode-se então dizer que as estrelas emitem diferentes radiações. Estas radiações designam-se por RADIAÇÃOES ELECTROMAGNÉTICAS e propagam-se no vazio a grandes velocidades (c = 3×108 m/s). São ondas transversais, que transferem energia. ENERGIA

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Características das radiações: a) Frequência (f) - nº de vibrações completas por unidade de tempo. Unidade S.I. (Hz ou s-1) b) Comprimento de onda (λ) - distância entre dois pontos sucessivos na mesma fase de vibrações. Unidade S.I. (m) - As diferentes radiações electromagnéticas têm energias diferentes. Tendo em consideração que estas radiações têm natureza ondulatória e natureza corpuscular pode-se concluir que a radiação é “formada” por corpúsculos – os fotões e são transportados por meio de ondas.

Quanto maior for a frequência mais energia transporta a radiação Efotão= h×f Efotão - Energia de um fotão h- constante de PlanK = 6,63×10-34 Js f- frequência da radiação

Quanto maior for o n (número de fotões) mais intensa é a radiação ERad = n× Efotão ERad - Energia da radiação n – Nº de fotões Formação do espectro visível da luz solar Radiações paralelas com a mesma velocidade

Radiações com velocidades diferentes

A luz branca é o resultado da mistura das várias cores do arco-íris (a luz branca é policromática constituída por várias radiações monocromáticas).

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TIPOS DE ESPECTROS Contínuos

As radiações que formam o espectro têm radiações muito próximas

Descontínuos ou de riscas

As radiações apresentam valores distintos de energia que permitem a sua identificação

Espectros Descontínuos A) Espectros descontínuos de emissão Num gás aquecido ou que sofreu uma descarga eléctrica

Espectro caracterizado por linhas brilhantes sobre um fundo escuro

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B) Espectros descontínuos de absorção O mesmo gás do diapositivo anterior, mas frio

Espectro caracterizado por linhas escuras no fundo do espectro contínuo

- Se compararmos os espectros dos dois últimos diapositivos, observamos que…..

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a) Espectro descontínuo de absorção b) Espectro descontínuo de emissão Conclusão: Se dado elemento X for atravessado por luz branca, o elemento absorve as mesmas radiações (mesma energia) que é capaz de emitir.

Os Espectros de Emissão Descontínuos e os Elementos

Já vimos que os espectros de emissão ou de absorção podem ser contínuos ou descontínuos e já vimos que para um elemento os seus espectros de emissão e de absorção estão relacionados. Agora vamos ver que, como mostra o gráfico, os espectros de emissão (e logo também os de absorção) são diferentes de elemento para elemento. Ao observar um determinado espectro de emissão de estrelas é possível determinar a presença dos elementos químicos. Exemplo: O espectro 1 é o espectro de emissão do Sol (contínuo). O espectro 2 é o espectro de emissão do Sol com um espectroscópio de alta resolução. Vêem-se agora algumas riscas (riscas de Fraunhofer, foi ele que as descobriu). Comparando-as com a dos elementos químicos é possível concluir que o sódio, hidrogénio e hélio existem na atmosfera Solar.

Aplicações tecnológicas da interacção radiação-matéria a) Um feixe de luz LASER concentra, numa pequena área, um feixe monocromático (fotões com energia igual) e muito intenso (elevado número de fotões), geralmente, de luz visível. São usados em cortes de precisão, em medicina, na indústria e em telecomunicações. Outra radiação visível é emitida pelo Sol, pelas lâmpadas de incandescência e fluorescentes, de gases raros e de poupança de energia. b) As microondas são utilizadas, essencialmente, em fornos para aquecer alimentos. São absorvidas pelas moléculas de água dos alimentos, provocando um aumento da energia interna, o que faz aumentar a temperatura dos alimentos. Também são usadas em aparelhos de radar. Estes aparelhos emitem essa radiação, que é reflectida pelos objectos em que incide e regressa ao local de emissão, onde é detectada e transformada em imagem. c) Os raios X, como são muito energéticas, atravessam facilmente a matéria e impressionam placas fotográficas. Estas propriedades são aproveitadas em medicina na obtenção de radiografias, TAC ou em radioscopia. d) As Ondas de Rádio são emitidas pelas estrelas, estações de rádio e de televisão.

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e) A radiação Ultravioleta bronzeia a pele seja emitida pelo Sol ou pelos solários. Também é utilizada para desinfectar a água ou verificar se as notas são falsas. f) A radiação Gama (γ) é penetrante na matéria e destoe células. É utilizada para a destruição de células cancerígenas. d) O efeito fotoeléctrico consiste na emissão de electrões, com energia cinética, por um metal sobre o qual incide radiação electromagnética de energia elevada.

1.1. Arquitectura do Universo A ORIGEM DO UNIVERSO - Até ao início do século XX, pensava-se que o Universo era imutável (estático), que tinha idade infinita (sempre existira). Esta ideia começou a ser questionada quando se descobriu que as estrela nascem, vivem e morrem, o que indica que os corpos celestes não são eternos. No início do século XX, alguns cientistas aplicando a Teoria da Relatividade (de Einstein), concluíram que o Universo está em expansão (a aumentar de volume). Esta teoria foi confirmada por Sliphere uns anos mais tarde por Hubble ao descobrirem que: - As galáxias na sua maioria afastam-se umas das outras; - Quanto mais distantes estão uma das outras, mais depressa se afastam. - Se recuarmos no tempo, veríamos as galáxias cada vez mais próximas, a densidade e a temperatura do Universo cada vez maior, chegar-se-ia a um “estado primordial”, a partir do qual o Universo terá entrado em expansão explosiva. A este estado os cientistas chamam Big Bang ,e foi a partir daí que se iniciou a contagem do tempo universal e nasceu o espaço, que se vem expandindo e arrefecendo. Tudo isto aconteceu há cerca de quinze biliões de anos.

Provas a favor do Big Bang

- A expansão do Universo ou Afastamento das galáxias A força da gravidade entre galáxias é atractiva mas estas, na sua grande maioria, estão a afastar-se umas das outras. Conclui-se que o Universo está em expansão a partir de uma prodigiosa concentração inicial de energia. - A descoberta da radiação cósmica de microondas (originada quando os electrões se juntaram ao núcleo formando os átomos) À medida que o universo expande a radiação vai enfraquecendo e chegou até nos como radiação de muito fraca energia; Esta radiação de fundo ou “fóssil” é igual a partir de qualquer direcção o que supõe que todo o Universo partiu do mesmo ponto. - A abundância dos elementos químicos leves no Universo (estão de acordo com os valores calculados a partir da teoria do Big Bang) As percentagens em massa de H e He, 75 % e 23 %, respectivamente, nas estrelas e poeiras interestrelares estão de acordo com a visão de estrelas como “fábricas” que convertem H em He.

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LIMITAÇÕES DA TEORIA DO BIG BANG - Permanecem ainda por desvendar inúmeros mistérios e, entre eles, os momentos iniciais do Universo, anteriores às primeiras estruturas agora observadas. - Por que ocorreu e como ocorreu? (Não é possível conhecer o comportamento da matéria e da energia a temperaturas tão elevadas como as que existiram logo após o Big Bang (Temperaturas superiores 1015K)) - O que existia antes do Big Bang? - Qual o destino do Universo?

OUTRAS TEORIAS DA FORMAÇÃO DO UNIVERSO

Apesar de todos os astrofísicos admitirem que o Universo está em expansão, alguns propõem diferentes teorias para explicar o fenómeno. - Teoria da Expansão Permanente : O Universo expandir-se-á para sempre, com as galáxias a afastarem-se continuamente umas das outras. - Teoria o Universo Pulsátil: Verificar-se-á um retardamento progressivo da expansão até à situação extrema de se inverter o sentido do movimento das galáxias, que passarão a aproximar-se. Iniciar-se-á uma contracção do Universo, que culminará com um novo Big Bang, recomeçando tudo de novo. - Teoria do Estádio Estacionário: defende que a expansão se produz porque se cria constantemente nova matéria, logo a densidade média do Universo mantém-se constante. Enquanto as galáxias se afastam umas das outras, fornam-se novas galáxias nos intervalos, a partir de nova matéria em formação contínua. Defendida por Hoyle, que ao ridicularizar em público a Teoria do Big Bang (Grande estrondo) lhe deu o nome. - Teoria do Big Crunch: Verificar-se-á um retardamento progressivo da expansão até à situação extrema de se inverter o sentido do movimento das galáxias, que passarão a aproximar-se. Iniciar-se-á uma contracção do Universo, que culminará de novo num só ponto: Big Crunch

Big Bang e o Tempo

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Resumo: Tempo 10-43 10-12 s 10-6 s

Temperatura ? 1015 K 1012 K

3 min

108 K

300 000 anos 1 milhão de anos

104 K 102 K

O que ocorre È impossível saber Ainda não se sabe Formação de “partículas” elementares: Neutrinos, Quarks e electrões Nucleossíntese primordial - Formação de Núcleos: 1 + 2 + 4 2+ 1H ; 1H ; 2He Formação de Átomos Formação de estrelas e galáxias

Reacções Nucleares Todos os elementos químicos conhecidos na Terra têm origem na evolução das estrelas, e formaram-se através de Reacções Nucleares que aí ocorrem, reacções estas de natureza muito diferente das estudadas até aqui. Assim podemos referir que nas: Reacções químicas - Os núcleos dos átomos não são alterados, apenas estão envolvidas as nuvens atómicas - Não há alterações dos elementos envolvidos, apenas se alteram as unidades estruturais - Podem ocorrer com libertação ou absorção de pequenas quantidades de energia - Há conservação da massa do sistema (verificase a Lei de Lavoisier)

Reacções nucleares - Os núcleos dos átomos são alterados

- Há transformação de elementos químicos noutros elementos diferentes - A energia libertada nestas reacções é cerca de dez milhões de vezes superior à libertada nas R. Químicas - A massa total dos reagentes é superior à massa total dos produtos, pois há transformação de - Os isótopos do mesmo elemento químico massa em energia. - Os isótopos de um mesmo elemento sofrem reagem do mesmo modo reacções nucleares diferentes C (s) + O2 (g) → CO2(g) + energia

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As reacções nucleares podem ser de FUSÃO: - Consiste na junção de dois núcleos pequenos (átomos leves) com obtenção de um núcleo maior, de menor massa que o conjunto dos núcleos iniciais, e consequentemente libertação de uma grande quantidade de energia. - Estas reacções exigem inicialmente uma grande quantidade de energia, para que os núcleos (ambos positivos), se possam unir, vencendo as repulsões eléctricas entre eles. Necessitam assim de grandes temperaturas (10 milhões ºC) e daí designarem-se reacções termonucleares. Exemplo: a reacção de fusão do hidrogénio com a formação do hélio, no coração das estrelas, cuja equação global se pode representar por:

FISSÃO: - Consiste na divisão (cisão) de um núcleo grande, instável em dois núcleos mais pequenos e mais estáveis com libertação de uma ou mais partículas subtatómicas. Esta cisão consiste na quebra de um núcleo pesado (A>200), quer por forças que se fazem sentir dentro do próprio núcleo, quer por choque de partículas que incidem nos núcleos. - Novamente existe uma diminuição de massa, e consequentemente libertação de uma grande quantidade de energia. - Neste tipo de reacção, há uma sequência de reacções de fissão auto – sustentadas (até se esgotar o combustível nuclear), uma vez que os neutrões formados podem induzir fissão noutros núcleos, dá-se assim uma reacção em cadeia, com libertação de uma grande quantidade de energia. Exemplo: a reacção de fissão Urânio-235. Este ao ser “bombardeado” por um neutrão dá origem ao urânio-236 instável, este novo núcleo sofre nova fissão com formação do Kripton-92 e bário-141, e libertação de neutrões e muita energia (como a bomba atómica), cuja equação global se pode representar por:

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FISSÃO NUCLEAR

FUSÃO NUCLEAR

VANTAGENS

- Liberta ainda mais energia que a fissão - Libertam-se grandes quantidades de energia

- Não produz resíduos radioactivos (é um

- Economia de combustíveis fósseis

processo limpo)

- Menos poluente que os combustíveis fósseis

- As matérias-primas (H, He) são praticamente inesgotáveis Não há risco de acidentes

DESVANTAGENS

- Armazenamento de resíduos radioactivos - Perigo de acidentes em centrais nucleares (reacção incontrolável) - Aplicação para fins bélicos

- Não é possível de realizar em larga

- Urânio é um recurso limitado

escala

- Doenças

(requer elevadas temperaturas)

- Poluição térmica

ACERTO DE EQUAÇÕES DE REACÇÕES NUCLEARES - Conservação do número de nucleões: A soma dos números de massa deve ser igual nos dois membros da equação. - Conservação da carga total: A soma dos números atómicos deve ser igual nos dois membros da equação. Exemplo: b 4 a X + 2 He b +4=16 logo a=12 a+2 = 8 logo a= 6

16 8 O+γ X=C

O que é a Radioactividade Natural? É a designação espontânea de um núcleo instável de um átomo, com emissão de radiações ou partículas (alfa (α), beta (β) e gama (γ)), até se tornar estável. A estes núcleos instáveis chamam-se radionuclidos ou radioisótopos. As radiações ou partículas emitidas podem ser usada: - Medicina: diagnostico (raios X, TAC…); auxiliar terapêutica radioterapia, esterilização de equipamento. - Produção de energia: centrais termonucleares - Industria: Plastificação de materiais, aperfeiçoamento de fibras, síntese química…. - Agricultura: preservação de alimentos, alteração de características genéticas de plantas. Identificação de componentes radioactivos em adubos e terrenos. - Arqueologia: datação de objectos, fósseis, rochas…

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Origem dos Elementos Químicos NUCLEOSSÍNTESE

PRIMORDIAL

ESTELAR

INTERSTELAR

Nucleossíntese Primordial

(Núcleos formados a partir de reacções nucleares ocorridas logo a seguir ao Big Bang)

O Universo, nos primeiros instantes, era extremamente denso e quente. Com a expansão a temperatura diminuiu. O processo de formação dos primeiros núcleos atómicos a partir de neutrões e protões designa-se nucleossíntese primordial, tendo ocorrido 3 a 20 minutos após o Bing Bang. Os primeiros átomos estáveis de hidrogénio e hélio só se formaram 300 mil anos depois, já o Universo tinha arrefecido o suficiente para os núcleos poderem captar electrões. Reacções nucleares importantes: a) Formação do deutério (hidrogénio-2)

b) Formação do trítio (hidrogénio-3)

c) Formação do hélio-3

d) Formações a partir do deutério

e) Formação do hélio-4

f) Formação do lítio-7

g) Formação do Berílio-7

1 0n

+ 11p → 21H + γ

2 1H

+ 10n → 31H + γ

2 1H

+ 11p → 32He + γ

2 1H

+ 21H → 31H + 11p

2 1H

+ 21H → 32He+ 10n

3 1H

+ 11p → 42He + γ

3 2He

+ 10n → 42He + γ

4 2He

+ 31H → 73Li + γ

4 2He

+ 32He → 74Be + γ

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- Nucleossíntese Estelar

O interior da estrela onde ocorre a fusão do hidrogénio é o núcleo ou coração da estrela, que se encontra a uma temperatura muito elevada (10 a 15 milhões de ºC), à sua volta, a temperatura é mais baixa, logo não ocorrem reacções nucleares. As quantidades colossais de energia, libertadas na reacção de fusão do hidrogénio, propagam-se até à zona exterior: a estrela começa a brilhar.

A vida de uma estrela depende do balanço entre: - A força da gravidade: devida à massa e que a tende a comprimir - A força radiativa: devida à libertação de energia (intensifica a agitação das partículas) na forma de radiação e que tende a expandi-la

- Formação de elementos químicos durante a vida estável das estrelas Quanto tempo dura a fase principal da vida de uma estrela? A duração da fase principal da vida de uma estrela depende da sua massa inicial.

Estrela de massa pequena: - Queima menos combustível (M<8 Mo) - Brilha menos - Duram mais tempo - Temperatura mais baixa Estrela de massa inicial grande - Queima mais combustível (M>8 Mo) - Brilha mais - Duram menos tempo - Temperatura mais alta

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Resumo esquemático da evolução dos vários tipos de estrelas:

Reacções Nucleares nas Estrelas a) Reacções nucleares do Sol ou de estrelas em fase estável: Ciclo do Hidrogénio

2 11p → 2 1H 3 2He

A reacção global é:

2 1H

+

0 +1β

+ 11p → 32He + γ

+ 32He → 42He + 2 11p

4 11p →

4 2He

+ 2 0+1β + 2 ν + γ

Quando houver pouco H, o Sol começará a arrefecer e a brilhar mais e dilatar-se-á tornando-se uma Gigante Vermelha ocorrendo as seguintes reacções nucleares: 3 42He → 126C + γ 12 6C

+

4 2He

→ 168O + γ

No fim o Sol transformou-se numa anã branca (estrela com massa actual do Sol, mas com um tamanho muito menor) constituída por carbono e talvez oxigénio. A sua luz diminuirá até ficar escura.

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b) Reacções nucleares em estrelas mais pesadas do que o Sol (como a força gravitacional é maior a estrela pode sustentar a formação de elementos mais pesados) Nas Supergigantes 12 6C 16 8O

4 2He

+

4 2He

+

→ 168O + γ

→ 2010Ne + γ

2 168O → 3115P + 11p 20 10Ne

4 2He

+

→ 2412Mg + γ

Além destes formam-se Si (Silício), S (enxofre) e Fe (Ferro) Nas Supernovas (Supergigantes em explosão) formam-se (além dos outros elementos) núcleos de elementos mais pesados do Ferro ao Urânio (U): 59 26Fe

+

1 0n

→ 6026Fe

60 26Fe

+

1 0n

→ 6126Fe

61 26Fe

→ 6127Co + 0-1β + ν

61 27Co

→ 6128Ni + 0-1β + ν

O interior de uma Supernova pode originar uma Estrela de Neutrões ou Pulsar (estrela contituída basicamente por neutrões) ou pode originar um Buraco Negro (se a massa da estrela for 25M) que é uma estrela com uma gravidade tão forte que de lá nada sai, incluindo a própria luz. - NUCLEOSSÍNTESE INTERSTELAR (Formação de elementos químicos depois da morte das estrelas) No espaço interestelar os núcleos de elementos leves formados após o Big Bang em conjunto com os protões e electrões resultantes da fase final das estrelas (explosão das supernovas…), desencadeiam reacções nucleares das quais resultam os núcleos de Li (lítio), Be (Berílio), e B (Boro). Os espectros de emissão e a Temperatura das Estrelas - A cor da luz emitida por um corpo depende da temperatura: Quanto Maior é a Temperatura Mais o máximo da intensidade da radiação foge para o azul.

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Escalas de tempo, comprimento e temperatura Unidades S.I. e outras de tempo, comprimento e temperatura - Escalas De Temperaturas: Escala de Celsius (ºC)

escala Fahrnheit (ºF)

Temperatura Absoluta – Kelvin (K) (SI)

T (K) = θ (ºC) + 273,15 θ (ºF) = 9/5 x θ (ºC) + 32 Temperatura mínima possível: T = 0 K = - 273,15 ºC = - 460 ºF Temperatura Ambiente: T = 25 ºC = 298,15 K = 77 ºF Condições p.T.N: T = 0 ºC = 273,15 K = 32 ºF Água a Ferver: T = 100 ºC = 373,15 K = 212 ºF - Escalas de comprimento: A unidade SI é o metro (m) Escala atómica: 1 pm (picómetro) = 1 x 10-12 m 1 A (pangstrom) = 1 x 10-10 m 1 nm (nanómetro) = 1 x 10-9 m Escala antropogénica: 1 m = 1 x 100 m 1 km = 1 x 103 m 1 milha marítima = 1,609 x 103 m Escala espacial: 1 U.A. (Unidade astronómica) = 1,496 x 1011 m 1 a.l. (Ano luz) = 9,5 x 1015 m 1 pc (parsec) = 3,086 x 1016 m - Escala do tempo: No SI a unidade é o segundo (s)

Outras unidades: min (minuto), h (hora), ano

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Módulo 1 de química