Neón

Neón

Símbolo Químico: Ne

Número Atómico: 10

Pertence aos gases nobres

Estado físico: gasoso

Localização na tabela periódica: grupo - 18 (8 eletrões de valência, ou seja tem o último nível de energia totalmente preenchido, tendo o máximo de estabilidade e por causa disso sem tendência para formar iões; período - 2 (tem 2 níveis de energia)

Distribuição electrónica: 2-8

Número de massa: 20 (número de eletrões + número de neutrões)

História: O Neón foi descoberto em 1898 pelos químicos ingleses William Ramsay e Morris Travers em Londres. Foi descoberto quando Ramsay via a refrigeração de uma amostra retirada da atmosfera até que se tornou um líquido, em seguida, o líquido foi aquecido e Ramsay capturou os gases quando era fervido. A cor vermelha brilhante, que é emitida pelo néon gasoso foi notado imediatamente, sendo que Travers escreveu mais tarde: "A chama da luz vermelha do tubo contou sua própria história".

 

Aplicações: O tom roxo-alaranjado da luz emitida pelos tubos de néon é usado para a fabricação de indicadores publicitários, leitores de códigos de barras em mercados, tubos de televisão.

Abundância: Néon é abundante em uma escala universal, sendo o quinto elemento químico mais abundante por massa no Universo, atrás do hidrogênio, hélio, oxigênio, e carbono.

Isótopos: Existem três isótopos estáveis, Ne-20 (90,48%), Ne-21 (0,27%) e Ne-22 (9,25%).

Tabela Periódica

Tabela Periódica

 

Todos os elementos (118 elementos, naturais e artificiais) estão dispostos na tabela periódica actual por ordem crescente do seu número atómico. O número atómico aumenta ao longo do período e grupo. Os grupos são constituídos por elementos com propriedades químicas semelhantes, os quais formam famílias de elementos: metais alcalinos, metais alcalino-terrosos, halogéneos e gases nobres. Os elementos localizados no lado esquerdo da tabela chamam-se elementos metálicos, e os da direita elementos não metálicos. Há ainda os semi-metálicos.

7 linhas = 7 períodos

18 colunas = 18 grupos 

Elementos representativos: grupo 1,2,13,14,15,16,17,18.

Elementos de transição: 3 ao 12.

(Através do número atómico) 

Número atómico = 14 indica qual a posição do elemento químico na T.P.

2 - 8 - 4 = 4 eletrões de valência = grupo 14 

Tem 3 níveis de energia preenchidos com eletrões = 3 período  

Conclusão: o período corresponde ao número de níveis de energia; o grupo corresponde ao número de eletrões de valência (algarismo das unidades)

(Tamanho dos átomos)

O raio atómico diminui ao longo do período e aumenta ao longo do grupo.

O tamanho do átomo diminui ao longo do período porque ao aumentar o número de protões ( e de eletrões no mesmo nível de energia) o poder de atração é maios sobre os eletrões fazendo com que a nuvem eletrônica contraia.

O tamanho do átomo aumenta ao longo do grupo porque aumenta o número de níveis de energia.     

 

(Metais Alcalinos e Alcalino Terrosos)

Alcalinos:

Pertencem ao grupo 1 (tem 1 electrão de valência, tem tendência a formar iões monopositivos)

Os elementos da mesma família tem comportamentos semelhantes

Alcalino terrosos:

Pertencem ao grupo 2 (tem 2 eletrões de valência, tem tendência a formar iões dipositivos)

Nos metais alcalino e alcalino terrosos, a reatividade aumenta ao longo do grupo porque é cada vez mais fácil para o átomo perder eletrões pois o raio atômico é maior e os eletrões ficam mais longe do núcleo e do seu poder de atração.

 

Reações Químicas

-Quando reagem com a água(H2O), formam dihidrogenio e hidróxido do metal.

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

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

-Quando ocorre a combustão do metal forma-se o óxido do metal

 

4 Na(s) + O2(g) - 2Na2O                                 Alcalino

2Mg(s) + O2(g) - 2MgO                                   Alcalino terroso

-Quando o óxido do metal reage com a água

Na2O(s) + H2O(l) - 2NaOH(aq)                    Alcalino

MgO(s) + H2O(l) - Mg(OH)2(aq)                   Alcalino terroso

Oxidou dos metais em solução dão origem a soluções básicas 

(Halogéneos)

Pertencem ao grupo 17 (tem 7 eletrões de valência, tem tendência a formar iões mononegativos), são não-metais.

Reatividade dos halogéneos ao longo do grupo diminui porque é mais fácil um átomo pequeno captar 1 eletrão, pois o poder de atração do núcleo é maior sobre os eletrões.

Os halogéneos reagem com os metais alcalino e alcalino terrosos formando os halogenetos.

(Gases Nobres)

Pertencem ao grupo 18 (tem 8 eletrões de valência, tendo o último nível de energia completamente preenchido ou seja tem máxima estabilidade. 

 

Evolução do modelo atómico

Evolução do modelo atómica

Modelo Atómica de Dalton

- John Dalton imaginava os átomos, no início do séc. XIX, como corpúsculos indivisíveis e indestrutíveis.

Modelo Atómico de Thomson

Nós finais do séc. XIX, o físico Joseph Thomson que os átomos tinham partículas com carga elétrica negativa, os electrões. Isto levou-o a imaginar que os átomos eram corpúsculos com carga positiva onde se encontravam dispersos os electrões, com carga negativa, em número suficiente para a carga global ser nula. Foi assim que surgiu o primeiro modelo de átomo divisível.

Modelo atómico de Rutherford

No início do séc. XX, Ernest Rutherford realizou uma experiência que o levou a concluir que: a maior parte do átomo seria espaço vazio e que no interior do átomo havia uma zona central muito pequena, com carga positiva, onde estaria concentrada toda a sua massa.
Isto levou o Rutherford a imaginar os átomos constituídos por um núcleo muito pequeno, com carga positiva onde se concentra toda a massa do átomo e que os electrões com carga negativa moviam-se em volta do núcleo. Surgiu assim o primeiro modelo planetário do átomo.

Modelo atómico de Bohr

Em 1913, Niels Bohr completou o modelo de Rutherford com as seguintes ideias: os electrões moviam-se à volta do núcleo em órbitas circulares, a cada órbita correspondia um determinado valor de energia e os electrões com mais energia moviam-se em órbitas mais afastadas do núcleo  e os com menos energia em órbitas mais próximas do núcleo.

Modelo da Nuvem Atómica 

Atualmente crê-se que os electrões movem-se livremente, formando uma nuvem que não é uniforme: a nuvem electrónica. Esta é mais densa próxima do núcleo, onde é mais provável encontrar electrões e menos densa longe do núcleo, onde é menos provável encontrar electrões.

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