Sódio

O sódio é um elemento químico, um metal,  representado pelas letras Na e de nº atómico 11 (pelo que concluímos que pertence ao 1º Grupo e 3º Período da Tabela Periódica). Por pertencer ao Grupo 1, faz parte da Família dos Metais Alcalinos.

Aparência: 

Este metal apresenta-se no estado sólido, à temperatura ambiente e possui uma cor entre o branco e o prateado. É muito maleável. Corta-se muito facilmente com uma faca e, ao fazermos um corte, podemos ver uma superfície metálica bastante brilhante. 
É muito abundante na Natureza, sendo que existem treze isótopos conhecidos deste elemento (dos quais apenas um é estável: o Sódio-23). Obtém-se, principalmente, pela eletrólise do cloreto de sódio (sal de cozinha).

Reatividade: 

Este metal faz parte de uma Família muito reativa e, apesar de ser o segundo com menos reatividade, é bastante reativo. Oxida quando em contacto com oxigénio (formando óxido de sódio) e reage de forma violenta quando em contacto com a água (formando, para além de dihidrogénio, hidróxido de sódio). É bastante corrosivo quando em contacto com a pele. 
O sódio deve ser conservado em líquidos inertes, de forma a não ter humidade, para evitar que reaja. 
Quando arde, forma uma chama de cor amarela.

— Hidróxido de sódio (também conhecido como soda cáustica) é o composto iónico, de caráter químico básico ou alcalino, formado por esta reação entre o sódio e a água. É altamente corrosivo, podendo provocar queimaduras químicas muitos graves.

Símbolo de corrosivo

Utilização:

- Os seus compostos são usados em várias industrias (nomeadamente, a de papel, vidro, têxteis e petróleo)

- Formação de ligas com outros metais

- Agente redutor, pois pode reduzir muitos óxidos de outros metais

...

Como reagem os metais com a água? 

A reação entre os metais (tanto alcalinos como alcalino-terrosos) e a água irá dar origem a um hidróxido do metal em questão, dissolvido em água, e a um gás: dihidrogénio (ou hidrogénio molecular). 
Por exemplo, no caso da reação do sódio (Na), pertencente aos metais alcalinos, com a água, iremos obter está equação química:

2 Na (s) + 2 H₂O (l) → 2 NaOH (aq) + H₂ (g)

Já no caso dos metais alcalino-terrosos, de que é 

exemplo o Cálcio (Cl) ao reagirem com a água, 

obtemos a seguinte equação química:




Ca _(s) + 2 H₂O _(l)→ Ca(OH)_{2 (aq)} + H_{2 (g)}

Tabela Periódica



A tabela periódica dos elementos organiza os vários elementos químicos consoante as suas características e propriedades. A tabela periódica organiza-se em 7 linhas e 18 colunas. Às linhas dá-se o nome de Períodos e às colunas o nome de Grupos. É construída por ordem crescente de nº atómico ao longo do período.

Vamos agora concentrar-nos nos Elementos Representativos, que correspondem aos elementos dos grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18.

Nestes grupos podemos verificar:

- Que o nº de eletrões de valência de um átomo (algarismo das unidades) corresponde ao seu Grupo. Exemplo:

Lítio (Li) - 3 eletrões : 2-1 — 1 eletrão de valência. O lítio encontra-se no Grupo 1.

Cloro (Cl) - 17 eletrões : 2-8-7 — 7 eletrões de valência. O cloro encontra-se no Grupo 17.

- Que o nº de níveis de energia de um átomo corresponde ao seu Período. Exemplo:

Enxofre (S) - 16 eletrões : 2-8-6 — 3 níveis de energia. O enxofre encontra-se no 3º Período.


Tamanho dos átomos na Tabela Periódica:

- o raio atómico diminui ao longo do Período e aumenta ao longo do Grupo

Aumenta no Grupo visto que aumenta o nº de níveis de energia e, portanto, aumenta o raio atómico, também. 

Diminui ao longo do Período pois, ao aumentar o nº de eletrões no mesmo nível de energia, a nuvem eletrónica contrai-se e o raio atómico é menor.

A Tabela Periódica divide-se em:

- Metais : a amarelo na imagem
- Não Metais : a roxo e azul na imagem
- Semi-Metais (ou metalóides) : a rosa na imagem

Para além disso, ainda podemos definir "famílias" dentro da tabela periódica:

Família dos Metais Alcalinos : corresponde ao Grupo 1

Família dos Metais Alcalino-Terrosos : corresponde ao Grupo 2

Família dos Halogénios : corresponde ao Grupo 17

Família dos Gases Nobres : corresponde ao Grupo 18

Massa Atómica Relativa 

A massa atómica relativa de um elemento químico (tendo em conta todos os isótopos naturais e estáveis para aquele elemento químico), é o valor da massa desse átomo, em relação ao padrão (o padrão corresponde a 1/12 do Carbono-12 e vale 1).

Para calcular a massa atómica relativa de um átomo fazemos uma média ponderada que tem em conta  a massa dos isótopos naturais e a sua respetiva abundância na natureza, por exemplo:

Átomo:        Abundância na Natureza (em %):

  Enxofre-32 (32 neutrões) ————— 95%

  Enxofre-33 (33 neutrões) ————— 0,8%

  Enxofre-34 (34 neutrões) ————— 4,2%


Massa atómica relativa do enxofre = [(32x95) + (33x0,8) + (34x4,2)] : 100

Iões

Como se formam? 

Sabemos que os átomos atingem estabilidade máxima quando possuem 8 eletrões de valência. É por este motivo que se formam iões.

Vamos usar como exemplo um átomo de sódio.

Ao perder um eletrão, o átomo de sódio ficará com a distribuição eletrónica de 2-8 (estável) , dando origem a um ião monopositivo (com 11 protões e 10 eletrões).

• Os átomos podem ganhar ou perder até 3 eletrões, originando iões mono, di e trinegativos ou mono, di e tripositivos, respetivamente.

Distribuição Eletrónica 

Os eletrões distribuem-se por níveis de energia (n). Para calcular o nº máximo de eletrões que um nível de energia pode ter, usamos a expressão 2n ao quadrado. Assim, no nível 1 de energia, poderemos ter até 2 eletrões, no nível 2 até 8 eletrões, no nível 3 até 18 eletrões, ...
Mas precisamos de seguir algumas regras para fazer a distribuição dos eletrões pelos níveis de energia:

- A distribuição eletrónica começa no nível de energia mais baixo (no nível 1) e, quando este nível de energia estiver completo (preenchido com 2 eletrões portanto), passa-se para o nível seguinte de energia, e assim sucessivamente.

- O último nível de energia (exceto no caso do nível 1) pode ter no máximo ou 8 eletrões ou o nº total de eletrões por nível de energia. Por exemplo, um átomo com 3 níveis de energia pode ter, no último nível ou até 8 eletrões ou 18 eletrões. Um átomo com 8 eletrões no seu último nível de energia terá estabilidade máxima. 

Distribuição eletrónica de alguns átomos:

Hidrogénio (1 eletrão) : 1

Hélio (2 eletrões) : 2

Lítio (3 eletrões) : 2-1

Néon (10 eletrões) : 2-8

Sódio (11 eletrões) : 2-8-1

Árgon (18 eletrões) : 2-8-8

Potássio (19 eletrões) : 2-8-8-1


• Aos eletrões situados no último nível de energia dá-se o nome de eletrões de valência. 

Por exemplo, um átomo de hidrogénio tem 1 eletrão de valência, assim como um átomo de Lítio, Sódio ou Potássio. Já um átomo de Árgon possui 8 eletrões de valência. 

Número Atómico e Número de Massa

O nº atómico de um certo átomo corresponde ao seu nº de protões. Por exemplo, num átomo com 16 protões, o nº atómico será 16 também.

O nº de massa corresponde ao nº total de partículas no núcleo (protões e neutrões). Por exemplo, num átomo com 13 protões e 20 neutrões, o nº de massa será 33.

O nº atómico representa-se com a letra Z e o nº de massa com a letra A, sendo que um átomo com um determinado nº atómico e nº de massa será representado da seguinte maneira:

Posto isto...

Isótopos são átomos do mesmo elemento químico (ou seja, têm o mesmo número atómico) mas com número de massa diferente entre eles. São exemplo os isótopos do Hidrogénio: Hidrogénio-1 (prótio) Hidrogénio-2 (deutério) e Hidrogénio-3 (trítio), como podemos ver a seguir:

Modelo Atómico Atual

Modelo da Nuvem Eletrónica 

Atualmente, é este o modelo atómico aceite pelos cientistas: um modelo com um núcleo, onde se encontram protões (carga positiva) e neutrões (carga nula), pelo que possui carga elétrica positiva e uma nuvem eletrónica (não uniforme) com eletrões(carga negativa) que nela se movem a grande velocidade  e de modo desconhecido.
Esta nuvem eletrónica é mais densa perto do núcleo e menos densa longe do núcleo. É mais provável encontrar eletrões na zona perto do núcleo. 

Modelo atómico da nuvem eletrónica 

Matéria de 9º ano

Evolução do Modelo Atómico

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

Modelo de Dalton 

Para o cientista John Dalton (início do século XIX), os átomos seriam pequenas partículas esféricas, indivisíveis e indestrutíveis, como durante muitos séculos se havia pensado. 

                  Modelo atómico de Dalton

      

Modelo de Thomson 

Nos finais do século XIX, o físico Joseph Thomson, após várias experiências realizadas com tubos de descarga, imaginou o átomo como um corpúsculo de carga positiva, onde se encontrariam, dispersos, alguns eletrões (carga negativa), o que levaria a uma partícula com carga elétrica nula.

Este foi o primeiro modelo atómico divisível a surgir.

                     Modelo atómico de Thomson

Modelo 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, com carga positiva e onde se concentraria toda a sua massa.

Segundo o cientista, os átomos seriam constituídos por um núcleo com carga positiva, de pequenas dimensões e onde se concentraria a sua massa e por eletrões (carga negativa), que se moveriam em torno do núcleo, numa órbita elíptica.

            Modelo atómico de Rutherford

Modelo de Bohr

Em 1913, o modelo de Rutherford foi completado por Niels Bohr, com as seguintes alterações: os eletrões mover-se-iam, em torno do núcleo em órbitas circulares e a cada uma dessas órbitas corresponderia um nivel diferente de energia. Para além disso, os eletrões localizados nas órbitas mais afastadas do núcleo possuiriam mais energia e os eletrões localizados nas órbitas mais próximas do núcleo menos energia.

     

Modelo atómico de Bohr