Massa e Quantidade de Matéria

Praticamente toda a massa de um átomo está no seu núcleo, enquanto os eletrões têm massa desprezável. A massa atómica relativa (AR) indica quantas vezes a massa de um átomo é maior que a unidade de massa atómica, tomando como referência o carbono-12.

Quando um elemento tem isótopos, calculamos a massa atómica relativa média ponderando as massas isotópicas pelas suas abundâncias:

AR(x) = $x₁ × A₁ + x₂ × A₂$ / 100

O isótopo mais abundante influencia mais o valor final. Por exemplo, o lítio tem dois isótopos $Li-6 e Li-7$, sendo o Li-7 muito mais abundante (92,41%), o que faz com que a massa atómica relativa média (6,94) fique mais próxima da massa do Li-7.

💡 Dica prática: Para compreenderes a quantidade de matéria, pensa na constante de Avogadro $Na = 6,02 × 10²³ mol⁻¹$ como o "número mágico" da química. Um mol de qualquer substância contém sempre este número de entidades (átomos, moléculas ou iões).

Para calcular o número de entidades, usa a fórmula: N = Na × n onde n é a quantidade de matéria em moles.

Incertezas e Medições

Todas as medições científicas têm uma incerteza associada. É importante saber como determinar e expressar esta incerteza para cada tipo de instrumento:

• Em aparelhos com incerteza indicada (como pipetas volumétricas), o valor vem antecedido por ±
• Em aparelhos analógicos, a incerteza é metade da menor divisão da escala
• Em aparelhos digitais, a incerteza é o menor valor que pode ser lido no ecrã

Uma medição correta expressa-se como: valor mais provável ± incerteza (unidade). Por exemplo: V = (2,73 ± 0,05) ml.

🔍 Atenção! Numa medição, o valor mais provável e a incerteza devem ter o mesmo número de casas decimais e estar expressos na mesma unidade.

Os algarismos significativos são todos os algarismos de um número começando no primeiro diferente de zero. Por exemplo, 0,490 tem 3 algarismos significativos.

Nas medições indiretas (obtidas por cálculo), o resultado deve ter o mesmo número de algarismos significativos que a parcela com menor número deles, e o mesmo número de casas decimais que a parcela com menor número delas.

Radiação e Energia dos Eletrões

A luz é uma radiação eletromagnética que pode ser visível (detetada pelo olho humano) ou invisível (detetada apenas por instrumentos). O fotão é a partícula mais pequena de luz, e a sua energia é calculada pela equação:

E = h × v

onde h é a constante de Planck (6,63 × 10⁻³⁴ J·s) e v é a frequência em Hz. Quanto maior a frequência, maior é a energia do fotão.

O espetro eletromagnético inclui todas as radiações, desde as ondas de rádio (menor energia) até aos raios gama (maior energia). A luz visível é apenas uma pequena parte deste espetro.

🌈 Curiosidade: A luz visível é composta por várias cores, do vermelho ao violeta, cada uma com uma energia diferente. O violeta tem maior energia que o vermelho!

Os instrumentos para medição de volumes têm diferentes níveis de incerteza. Os de maior precisão (menor incerteza) são as pipetas volumétricas e as buretas, enquanto as provetas têm maior incerteza.

Espetros Atómicos e Níveis de Energia

Os espetros atómicos não são contínuos como o espetro da luz solar, mas apresentam riscas características:

• Espetro de emissão: riscas coloridas sobre fundo negro
• Espetro de absorção: riscas pretas sobre fundo colorido

Cada elemento químico produz um espetro único, o que permite identificá-lo.

Segundo o modelo de Bohr, os eletrões ocupam níveis de energia bem definidos (quantizados). Eles não se movem em órbitas circulares, mas existem em regiões com maior probabilidade de serem encontrados.

🔬 Ponto-chave: Os eletrões podem mudar de nível através de transições eletrónicas por absorção ou emissão de energia, mas nunca podem ter valores de energia entre os níveis permitidos.

Os níveis de energia vão de n=1 (estado fundamental, menor energia) até n=∞ (ionização, quando o átomo perde o eletrão). Quando um eletrão excitado liberta energia, passa para um nível de energia inferior, emitindo luz com uma frequência específica que corresponde a uma risca no espetro.

A luz emitida tem energia exatamente igual à diferença de energia entre os níveis: ΔE = E final - E inicial

Transições Eletrónicas e Espetroscopia

Quando os átomos de hidrogénio absorvem energia, os eletrões saltam para níveis superiores (excitação eletrónica). Ao voltar para níveis inferiores, libertam energia na forma de luz.

As riscas coloridas no espetro visível do hidrogénio resultam de transições de níveis superiores (n≥3) para n=2. Outras transições produzem radiação ultravioleta $para n=1$ ou infravermelha (para n≥3).

Uma transição eletrónica só ocorre se o eletrão absorver ou emitir energia correspondente a um fotão com energia exatamente igual à diferença entre os níveis.

🧪 Aplicação prática: A espetroscopia atómica é uma técnica que usa espetros para identificar elementos químicos numa amostra. Cada elemento produz um "código de barras" único!

Os eletrões de valência (mais afastados do núcleo) são mais fáceis de remover e têm menor energia de remoção eletrónica. Os eletrões do cerne (mais próximos do núcleo) são mais difíceis de remover.

A energia de remoção eletrónica é igual ao simétrico da energia do eletrão no átomo, e varia de acordo com a posição dos eletrões e a atração nuclear.

Orbitais e Configuração Eletrónica

Os níveis de energia dividem-se em subníveis (s, p, d, f) com diferentes energias e formas. Cada subnível comporta um número específico de eletrões:

• Subnível s: 2 eletrões
• Subnível p: 6 eletrões (3 orbitais)
• Subnível d: 10 eletrões (5 orbitais)

As orbitais atómicas são regiões do espaço que indicam a distribuição de probabilidade de encontrar um eletrão. Orbitais do mesmo tipo e nível têm a mesma energia e chamam-se orbitais degeneradas.

🧠 Simplificando: Podes pensar nas orbitais como "apartamentos" onde os eletrões vivem. Cada orbital tem um formato específico (s é esférica, p tem forma de haltere) e pode acomodar no máximo 2 eletrões.

A configuração eletrónica representa como os eletrões estão distribuídos pelos níveis e subníveis. Segue três princípios:

1. Princípio de Exclusão de Pauli: cada orbital comporta no máximo dois eletrões com spins opostos
2. Princípio da Construção: preenche-se do nível de menor energia para o de maior energia
3. Regra de Hund: em orbitais com a mesma energia, os eletrões distribuem-se para maximizar o número de eletrões desemparelhados

Exemplo: Sódio (Na): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ (o último eletrão está desemparelhado)

Erros de Medição

Existem dois tipos principais de erros nas medições científicas:

Erros sistemáticos influenciam todas as medidas no mesmo sentido (por excesso ou por defeito). Podem ser corrigidos se a causa for eliminada. Exemplos comuns:

• Instrumentos mal calibrados
• Presença de bolhas em medições de volume
• Aparelhos calibrados para temperatura diferente da utilizada
• Material não seco completamente antes de ser pesado

Erros aleatórios resultam de fatores ocasionais que não podem ser controlados. Variam em tamanho e direção de forma imprevisível. Exemplos:

• Limitações da visão humana
• Flutuações de temperatura ou pressão
• Limitações dos aparelhos de medição

⚠️ Lembra-te: Quanto menor o erro, maior a exatidão da medida. Um erro percentual menor que 5% é geralmente considerado aceitável!

A exatidão indica a proximidade entre o valor medido e o valor verdadeiro. Calcula-se usando:

Erro percentual = |valor medido - valor verdadeiro| × 100 / valor verdadeiro

Tabela Periódica e Propriedades Periódicas

A tabela periódica organiza os elementos com propriedades semelhantes:

• Elementos do mesmo grupo: têm o mesmo número de eletrões de valência
• Elementos do mesmo bloco: têm o último subnível ocupado do mesmo tipo
• Elementos do mesmo período: têm eletrões distribuídos pelo mesmo número de níveis

As propriedades periódicas variam de forma previsível:

O raio atómico:

• Aumenta ao longo do grupo (mais níveis ocupados)
• Diminui ao longo do período (maior carga nuclear)

A energia de ionização (energia mínima para remover um eletrão):

• Diminui ao longo do grupo (eletrões mais afastados do núcleo)
• Aumenta ao longo do período (maior atração nuclear)

🔄 Relação inversa: O raio atómico e a energia de ionização têm comportamentos opostos na tabela periódica!

As substâncias elementares são formadas por um só elemento químico (ex: Ca, O₂, diamante, grafite). Elementos de um mesmo grupo formam substâncias com propriedades semelhantes porque têm configurações eletrónicas de valência semelhantes.

Grupos da Tabela Periódica

Os elementos de cada grupo têm comportamentos químicos semelhantes devido às suas configurações eletrónicas:

Metais alcalinos (Grupo 1):

• Elementos metálicos com 1 eletrão de valência
• Baixa energia de ionização, formam iões monopositivos (Li⁺, Na⁺, K⁺)
• Bons condutores de calor e eletricidade
• Reagem facilmente com a água, formando soluções alcalinas

Metais alcalinoterrosos (Grupo 2):

• Elementos metálicos com 2 eletrões de valência
• Baixa energia de ionização, formam iões dipositivos (Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺)
• Oxidam-se facilmente, não existindo livres na natureza

💫 Regra de ouro: Os elementos tendem a formar iões estáveis com configuração eletrónica igual à do gás nobre mais próximo!

Halogénios (Grupo 17):

• Elementos não-metálicos com 7 eletrões de valência
• Elevada energia de ionização, formam iões mononegativos (F⁻, Cl⁻, Br⁻)
• Muito reativos, formam sais facilmente

Gases nobres (Grupo 18):

• 8 eletrões de valência e elevada energia de ionização
• Extremamente estáveis, raramente formam compostos
• Pontos de fusão e ebulição muito baixos
• Muito pouco reativos devido à sua configuração eletrónica completa