Rotina Semanal de 2° Série

 2° SÉRIE  2° BIMESTRE

11ª semana 16/04 a 20/04/2018

Orientação e revisão do 1 bimestre, a respeito do conteúdo. Auto avaliação do professor e aluno.

12ª semana 23/04 a 27/04/2018

Situação de Aprendizagem 6 – Tratamento da

Água – Uma questão de sobrevivência

CONTÉUDOS E TEMAS: Etapas de Tratamento da água.COMPETÊNCIA E HABILIDADES.Compreender a necessidade de tornar a água potável; conhecer procedimentos para seu tratamento, aplicando conceitos e processos como separação de sistema heterogêneos, solubilidade e transformação química; organizar e interpretar informações sobre o tratamento e consumo de água para refletir sobre o uso consciente da água e tomar suas decisões dentro dos limites, a esse respeito.

13ª semana 30/04 a 04/05/2018

Situação de Aprendizagem 7 – As quantidades em transformações que ocorrem em solução – Um cálculo importante no tratamento da água

CONTÉUDOS E TEMAS:Relações quantitativas de massa e de quantidade de matéria (mol) nas transformações químicas que ocorrem em soluções.COMPETÊNCIA E HABILIDADES.Construir e aplicar conceitos relativos ás proporções de reagentes e produtos numa reação em solução, compreendendo a importância desses cálculos na sociedade; interpretar a equações químicas em termos quantitativos.

14ª semana 07/05 a 11/05/2018

Situação de Aprendizagem 8 – Como o ser humano utiliza a água? Podemos interferir nos modos como a sociedade vem utilizando a água?CONTÉUDOS E TEMAS:Poluição ambiental; responsabilidades legais e pessoais; uso da água e sua preservação.

COMPETÊNCIA E HABILIDADES.Buscar dados e informações sobre poluição das águas; conhecer aspectos da legislação sobre a água e sobre seus usos, para compreender o problema e refletir sobre formas de atuação que auxiliam no enfretamento das situações cotidianas e na elaboração de propostas de intervenção em sua realidade.

15ª semana 14/05 a 18/05/2018

Situação de Aprendizagem 9 – Explicando o comportamento de materiais; modelos sobre a estrutura da matéria.CONTÉUDOS E TEMAS:

Natureza elétrica da matéria – condutividade elétrica dos materiais, isolantes e condutores.

COMPETÊNCIA E HABILIDADES.Classificação e estabelecimento de critérios; controle de variáveis; elaboração de modelo explicativos; ideias de Thomson, Rutheford e Bohr; Tabela periódica – estrutura e propriedades dos elementos.

16ª semana 21/05 a 25/05/2018

Situação de Aprendizagem 10 – Explicando o comportamento de materiais; as ligações entre átomos, íons e moléculas.CONTÉUDOS E TEMAS:Forças de atração e de repulsão elétrica; ligações químicas; localização dos metais e não metais na tabela periódica.

COMPETÊNCIA E HABILIDADES.Interpretar a ligação química em termos das atrações e repulsões entre elétrons e núcleos, relacionando as propriedades das substâncias de maneira a ampliar o entendimento do mundo físico; reconhecer a ideia de ligação química como modelo explicativo.

17ª semana 28/05 a 01/06/2018

Situação de Aprendizagem 11Transformações químicas; uma questão de quebra e formação de ligações.CONTÉUDOS E TEMAS:

Ligações químicas; modelo explicativo para transformação química; energia de ligação; modelo explicativo para transformações químicas exotérmicas e endotérmicas.

COMPETÊNCIA E HABILIDADES.

Empregar a linguagem química; interpretar a transformação química como a quebra e formação de ligações; compreender e identificar a energia envolvida na quebra e formação de ligações químicas, fazer previsões a respeito da energia envolvida numa transformação química.

18ª semana 04/06 a 08/06/2018

Situação de Aprendizagem 12 – Representando a energia envolvida nas transformações; o uso de diagramas de energia.CONTÉUDOS E TEMAS:Diagramas de energia; calor  de reação; reação exotérmicas e endotérmicas.

COMPETÊNCIA E HABILIDADES.

Fazer uso da linguagem química; compreender, utilizar e saber construir gráficos de energia.

DISCIPLINA: QUÍMICA – 2° SÉRIE – 3° BIMESTRE.

19ª Aula

03 de agosto

Replanejamento do 3° Bimetre, revisão do conteúdo ministrado, retirado duvidas sobre as notas, orientação e auto avaliação do professor.

20ª Aula

10  de agosto

Falta Coletiva

21ª Aula

17  de agosto

Atividade 1 – O modelo de Rutherford-Bohr para explicar o comportamento da matéria Natureza elétrica da matéria – Condutibilidade elétrica: um critério para classificar os materiais

Atividade 2 – Do átomo de Dalton ao átomo de Rutherford-Bohr

Ideias de Thomson sobre o átomo

Ideias de Rutherford: modelo do átomo nuclear

Ampliando os conhecimentos sobre o átomo: novas ideias sobre o núcleo e a eletrosfera

O átomo de Bohr

21ª Aula

24  de agosto

Camada de valência

A camada de valência é a camada mais externa que um átomo pode apresentar, ou seja, é a camada mais distante do núcleo de um átomo,é a ultima camada a receber o elétron em um átomo. Uma das formas de determiná-la é por meio de distribuição eletrônica ou pela tabela periódica.

Camada de valência é a última camada a receber elétron em um átomo a partir de sua distribuição eletrônica. Através do Principio de Linus Pauling, os átomos podem possuir até sete camadas de distribuição eletrônica, denominadas de K, L, M, N, O, P e Q. Os elétrons que pertencem à camada de valência são os que participam de uma ligação química por estarem mais externos em relação aos outros, sendo possível, deste modo, interações do tipo covalente e iônica (ou eletrostática)

22ª Aula

07 setembro feriado nacional

14  de setembro 

Atividade Avaliativa

Diagrama de Linus Pauling

O diagrama de Linus Pauling serve para auxiliar no preenchimento de elétrons pelos subníveis de energia em determinado átomo. Nesse diagrama, os subníveis energéticos são denominados pelas letras s, p, d e f, cada qual com sua energia específica. Para entender o diagrama, usa-se o modelo atômico de Rutherford-Bohr, onde se admite que os elétrons girem ao redor do núcleo atômico em diferentes camadas energéticas:

Camadas eletrônicas, níveis e subníveis de energia com seus preenchimentos eletrônicos.

Observando a Tabela acima, vemos que o número de elétrons é a soma dos números sobrescritos na coluna de preenchimento eletrônico, o que quer dizer que a cada camada, há um número de elétrons que se distribuem pelos subníveis de energia denominados pelas letras s, p, d e f. O número máximo de elétrons por subnível está representado pelo número sobrescrito. Deste modo, a última coluna é chamada de Diagrama de Linus Pauling, que é preenchido e seguido de acordo com a figura abaixo:

Diagrama de Linus Pauling.

Notamos pelo diagrama acima que há uma seta contínua e pontos tracejados. Tais figuras servem para indicar o preenchimento de elétrons em um átomo e sua continuação após o fim da seta. Por exemplo: O cloro contém 17 elétrons, como se dá seu preenchimento pelo Diagrama de Linus Pauling? Qual será sua camada de valência? Bem, como o elemento nos dá 17 elétrons, é só seguir o diagrama somando o número máximo de elétrons que cada subnível pode comportar. Assim, o preenchimento será da forma:

1s² 2s² 2p⁶3s²3p⁵

Com o resultado acima, faremos algumas observações:
I) Observe o preenchimento do exemplo e siga a seta do diagrama, note que seguimos a cada linha contínua e tracejada;
II) Começamos preenchendo por 1s², depois de preencher este subnível, faltam ainda 15 elétrons para serem alocados. Como o subnível s comporta apenas 2 elétrons, passamos para o próximo, e assim sucessivamente, cada qual com seu subnível de número máximo de elétrons que pode comportar;
III) Note que em 3p⁵ há apenas 5 elétrons no subnível p, tendo em vista que neste subnível cabe 6 elétrons. Um subnível pode estar completo com seu número máximo de elétrons ou pode faltar, mas nunca exceder. Exemplo, o subnível p não pode ter 7 elétrons, mas pode ter 6 ou menos elétrons.
IV) Observe que deixamos em negrito os níveis e subníveis 3s² 3p⁵. Esta é a camada de valência, a última camada do átomo de Cloro. De acordo com a Tabela acima, o número 3 representa o nível M, e a soma dos números sobrescritos é 5+2 = 7, logo há 7 elétrons na camada de valência do átomo de Cloro.

23ª Aula

21 setembro

Recuperação da aprendizagem

Camada de Valência e Tabela Periódica dos Elementos

A representação dos elementos por meio do preenchimento eletrônico nos permite deduzir a localização deste na Tabela Periódica em termos de seus respectivos Grupos (ou Famílias). Se um elemento possui 7 elétrons em sua camada de valência, este deve estar localizado no Grupo 7 (ou Família 7A), da mesma forma se um elemento possuir apenas 1 elétron em sua camada de valência, este deve estar localizado no Grupo 1 (ou Família 1A).

Camada de Valência e Ligação Química

A maioria dos elementos químicos que estão listados na Tabela Periódica dos Elementos não possuem sua camada de valência completa, apenas os Gases Nobres do Grupo 8 (ou Família 8A), que possuem 8 elétrons em sua camada mais externa. Sendo assim, a maioria dos elementos químicos seguem a regra do octeto, que preconiza a estabilidade química com a quantidade de 8 elétrons em sua camada de valência. Logo, os elementos podem fazer ligações do tipo iônicas ou covalentes para preencherem sua camada mais externa e assim ficarem com estabilidade semelhante a de um gás nobre, com oito elétrons.

Distribuição eletrônica de elementos neutros, cátions e ânions e suas camadas de valência

Na natureza, os elementos químicos podem ser encontrados em um estado neutro, em forma de cátions (ou seja, carregados positivamente) ou em forma de ânions (carregados negativamente). Para entender uma ligação química, é necessário saber como é a camada de valência do elemento em análise. A distribuição eletrônica é a mesma que fizemos no exemplo com o átomo de cloro, mas com algumas particularidades.

Átomos neutros

Em átomos neutros não há presença de carga, logo a sua distribuição eletrônica por meio do Diagrama de Linus Pauling segue-o na íntegra, como foi feito com o exemplo anterior usando o átomo de cloro.

Átomos carregados negativamente (ânions)

Em ânions há a presença de carga negativa, se um átomo for da forma X^–, significa que há uma carga negativa; X^-2, há duas cargas negativas; X^-3, três cargas negativas; e assim por diante. O elétron possui carga negativa, logo, um ânion há excesso de elétrons em relação a seu átomo neutro. Desse modo, um átomo X^-2 possui 2 elétrons a mais em relação a seu átomo na forma X, neutra. Assim, o preenchimento eletrônico de átomos carregados negativamente deve ser feito adicionando elétrons junto ao subnível que está incompleto.

Exemplo: o átomo de Cloro pode apresentar-se na forma Cl^-1, deste modo, o preenchimento pelo Diagrama de Pauling para o íon cloreto será 1s² 2s² 2p⁶3s²3p⁶.

Átomos carregados positivamente (cátions)

Em cátions, há a presença de carga positiva, ou seja, há deficiência de elétrons nesse tipo de átomo. Logo, um átomo que apresente a forma X⁺² possui deficiência de dois elétrons em relação a seu átomo neutro. O mesmo raciocínio se aplica ao item anterior que usamos para ânions, sendo dessa vez realçado o déficit de elétrons para formar a carga positiva. Assim, o preenchimento eletrônico seguindo o Diagrama de Linus Pauling deve ser feito subtraindo elétrons de seu átomo neutro. Essa subtração é feita no(s) último(s) níveis e subnível(eis).

Exemplo: o átomo de Ferro em seu estado neutro possui 26 elétrons e a seguinte distribuição eletrônica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶4s² 3d⁶. Notamos que sua camada de valência possui 2 elétrons, representada por 4s².

O Ferro pode ser encontrado na natureza na forma Fe⁺², mais conhecido como Ferro(II). Sendo assim, sua distribuição eletrônica fica da forma 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶, com a ausência de dois elétrons que estavam na camada N = 4s².

Referências

BROWN, T., LEMAY, E., Quimica – Ciência central. 9ed. Prentice-Hall, 2005.

 TESTE SEU CONHECIMENTO

1. Faça a distribuição eletrônica para o átomo de Sr+2 e indique o nível e subnível da camada de valência.
2. [UDESC/2009]Os elementos X e Y possuem as seguintes configurações eletrônicas 1s²2s² 2p⁶ 3s²3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p³ e 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ respectivamente. O período e a família em que se encontram estes elementos são:                                                                                                                           a) Os elementos X e Y pertencem ao quarto período, sendo que o elemento X pertence á família 5A e o elemento Y pertence à família 1A.
   b) Os elementos X e Y pertencem ao quarto período, sendo que o elemento X pertence á família 3A e o elemento Y pertence à família 1A.
   c) Os elementos X e Y pertencem a mesma família e ao mesmo período.
   d) Os elementos X e Y pertencem ao terceiro e primeiro período respectivamente. Quanto à família os dois elementos pertencem à família 4A.
   e) O elemento X é um alcalino e o elemento Y é um halogênio.

• RESPOSTAS

Linus Pauling e a representação do seu Diagrama para a distribuição dos elétrons

Segundo o cientista Schrödinger, cada elétron da eletrosfera de um átomo possui uma determinada quantidade de energia. Assim, cada elétron só permanece no nível e subnível de energia correspondente.A distribuição desses elétrons em seus níveis e subníveis de energia é feita de forma crescente de energia. E sua representação gráfica é dada pelo Diagrama de Pauling, criado pelo químico Linus Pauling (1901-1994), que recebeu dois prêmios Nobel, um de Química (1954) e o outro da Paz (1962).O diagrama de Pauling representa os níveis, que são as camadas eletrônicas do átomo. São sete níveis, enumerados de forma crescente do mais próximo ao núcleo para fora (1, 2, 3… 7) e, denominados, respectivamente, pelas letras K, L, M, N, O, P e Q.Existem no máximo quatro subníveis, que são: s, p, d, f.A quantidade de subníveis existentes em cada nível está esboçada abaixo:

 

A quantidade máxima de elétrons que pode ser distribuída em cada nível e subnível está evidenciada a seguir:

Visto que, para um mesmo nível, os subníveis têm energias diferentes, nem sempre o subnível energético é o mais afastado do núcleo. Por isso, é importante seguir a ordem crescente de energia dos subníveis no momento de fazer a distribuição dos elétrons. Essa ordem é dada pelas setas indicadoras no Diagrama de Pauling:

 

Portanto, veja exemplos de distribuição dos elétrons de dois elementos químicos:Exemplo 1: Magnésio (₁₂Mg)Ordem energética da distribuição eletrônica do ₁₂Mg: 1s², 2s², 2p⁶ e 3s².

 

Exemplo 2: Vanádio (₂₃V):

Ordem energética da distribuição eletrônica do ₂₃V: 1s², 2s², 2p⁶,3s², 3p⁶, 4s² e 3d³.

Observe que, nesse exemplo, no último subnível preenchido (3d) cabiam 10 elétrons;  porém, apenas 3 foram necessários para completar o número atômico.

Como podemos observar no diagrama de Linus Pauling acima, um átomo apresenta sete níveis de energia (1 a 7). Quando realizamos a distribuição eletrônica, a camada de valência será sempre a última. Veja os exemplos a seguir:

Exemplo 1: Átomo de sódio (₁₁Na)Analisando a distribuição eletrônica acima, é possível constatar que a camada de valência (o nível mais afastado do núcleo) é o terceiro nível e apresenta um elétron (no subnível s).Exemplo 2: Átomo de germânio (₃₂Ge)Analisando a distribuição acima, é possível constatar que a camada de valência (nível mais afastado do núcleo) é o quarto nível e possui quatro elétrons (nos subníveis s e p).Exemplo 3: Átomo de urânio (₉₂U)Analisando a distribuição eletrônica do urânio, é possível constatar que a camada de valência é o sétimo nível e apresenta dois elétrons (no subnível s).

24ª Aula

28 setembro 

Recuperação de Aprendizagem

Os elétrons são representados pelo seu conteúdo de energia, indicado pelos números quânticos

Distribuição eletrônica do cobre no diagrama de Pauling 

Veja que o subnível mais energético é o último a ser preenchido, ou seja, o 3d⁹.

25ª Aula

05 de outubro 

A Teoria dos Octetos

A teoria de Bohr-Sommerfeld permitiu a Kossel e Lewis estabelecerem uma teoria para explicar a estabilidade dos átomos e também a maneira pela qual eles se ligam para formarem moléculas, esta teoria foi denominada “teoria dos octetos”.Ela se baseia em três princípios fundamentais:

Um átomo apenas se torna estável quando o seu último nível energético possuir 8 elétrons
Os elétrons preenchem primeiramente os níveis de menor energia
Um átomo não pode possuir mais do que 8 elétrons no seu último nível energético.

Estas três leis, explicam porque os átomos se ligam para formarem substâncias, pois somente possuindo 8 elétrons na sua ultima camada, o átomo adquire estabilidade, por exemplo: o Hidrogênio possui 1 elétron, e o Oxigênio possui 6 elétrons, então, dois átomos de Hidrogênio devem se unir a um átomo de Oxigênio para formar assim uma molécula de água (H2O). Veja que desta forma a molécula possuirá 8 elétrons no seu último nível energético, e estará estável… A partir destas teorias, Mendelev conseguiu elaborar a tabela periódica dos elementos, e relacionar as características das substâncias com as suas semelhanças atômicas.

Ligações Químicas

Basicamente, duas forças de naturezas distintas atuam no interior da matéria: são as forças intermoleculares, isto é, entre moléculas, e as forças intramoleculares, que agem no interior dessas moléculas, entre dois ou mais átomos.

As forças intermoleculares podem ser descritas, sucintamente, como Pontes de Hidrogênio ou Forças de Van der Waals.

As forças intramoleculares são as famosas ligações químicas, que podem ser do tipo iônico, covalente ou metálico. O propósito deste texto é abordar aspectos referentes às forças intramoleculares, isto é, referentes às ligações químicas.Sem nenhuma dúvida, ainda hoje as forças que atuam entre átomos representam um dos aspectos mais intrigantes de todo o estudo da química.

Destas forças, as mais fortes são as ligações químicas, responsáveis pela união estável de átomos, resultando na formação de moléculas, sendo estas as bases constituintes de toda matéria que conhecemos.As ligações químicas representam interações entre dois ou mais átomos, interações essas que podem ocorrer por doação de elétrons, compartilhamento de elétrons ou ainda deslocalização de elétrons.

Cada um desses processos é caracterizado por uma denominação de ligação química. É importante, entretanto, salientar que a grande maioria das ligações não ocorre de modo a pertencer 100% a um determinado grupo.

O que ocorre é determinada ligação apresentar propriedades intermediárias a um e a outro grupo. Mas esse aspecto intermediário raramente é abordado na literatura química, sendo utilizada a classificação predominante para a ligação química em questão.

De modo geral, como fora mencionado, pode ocorrer a doação e o recebimento de elétrons entre dois átomos, caracterizando uma ligação denominada de Ligação Iônica.

Nessa ligação, predominam as forças eletrostáticas que atraem os íons de cargas opostas.

A ligação iônica é a responsável pela formação de compostos iônicos, e ocorre entre um átomo metálico e um átomo não metálico, com doação de elétrons por parte do primeiro e recebimento de elétrons por parte do segundo.

Quando se combinam dois átomos que possuem um mesma tendência de ganhar e perder elétrons, ocorre então a formação de uma Ligação Covalente.

Sob essas condições, não ocorre uma transferência total de elétrons. Nesse processo, ocorre um compartilhamento de elétrons, aos pares. A ligação covalente,  sempre entre dois átomos não metálicos, forma os compostos de natureza molecular, de modo a constituir uma molécula de natureza polar (ligação entre dois átomos diferentes) ou apolar (entre dois átomos iguais).

Já a Ligação Metálica traz um processo distinto. Os elétrons distribuem-se sobre núcleos positivos de átomos metálicos, formando uma nuvem eletrônica sobre toda estrutura da matéria formada, sendo esta a responsável pelas propriedades metálicas da matéria constituída.

Referências:
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.
SARDELLA, Antônio; MATEUS, Edegar; Curso de Química: química geral, Ed. Ática, São Paulo/SP – 1995.SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 1