Bromo

Foi descoberto em 1826 por Antoine Balard.

No estado líquido é perigoso para o tecido humano e os seus vapores irritam os olhos e a garganta.

É um não metal do grupo dos halogênios (17 ou VIIA) da Classificação Periódica dos Elementos.

O bromo molecular é utilizado na fabricação de uma grande variedade de compostos de bromo, usados na indústria e na agricultura. 

O bromo é  um dos cinco elementos da tabela periódica que se encontram em estado líquido à temperatura ambiente, sendo o único não metálico: os outros são mercúrio, gálio, césio e frâncio.

O líquido é avermelhado, instável, denso e volátil. Evapora facilmente a temperaturas e pressões padrões formando um vapor avermelhado (coloração parecida com a do dióxido de nitrogênio) que apresenta um forte e desagradável odor.

Este halogênio é semelhante quimicamente ao cloro, porém é menos reativo.

O bromo não é muito solúvel em água e dissolve-se melhor em solventes não polares como o dissulfeto de carbono, CS₂, ou o tetracloreto de carbono, CCl₄.

Reage facilmente com muitos elementos e tem um forte efeito branqueador.

O bromo é altamente reativo e é um forte agente oxidante em presença de água. Reage com  aminas,  alcenos  e  fenóis, assim como com  hidrocarbonetos  aromáticos e hidrocarbonetos alifáticos,  cetonas  e  ácidos carboxílicos .

O bromo seco reage vigorosamente com o alumínio, mercúrio, titânio, metais alcalinos e alcalino-terrosos.

O bromo molecular é utilizado na fabricação de uma ampla variedade de compostos de bromo, usados na indústria e na agricultura. 

Tradicionalmente, a maior aplicação do bromo tem sido para a produção de 1,2-dibromoetano, que é usado como aditivo nas gasolinas que tem como antidetonante o tetraetilchumbo.

O bromo é também utilizado na fabricação de produtos de pulverização, agentes não inflamáveis, produtos para a purificação de águas, corantes, desinfetantes, inseticidas e outros.

Substâncias Moleculares

Existem forças atrativas entre os eletrões de um átomo e o núcleo do outro, ao ponto de estes poderem partilhar eletrões. Nessa partilha existem zonas que podem ser mais eletronegativas ou ter eletronegatividade neutra. 

Assim, quando a densidade eletrônica é igual nos dois átomos, como acontece na molécula de H2, a molécula diz-se apolar, porque não existe uma zona onde haja uma diferença de cargas positivas ou negativas. 

Se a densidade eletrônica for diferente isto é se a nuvem eletrônica for maior num determinado átomo, então vai haver a criação de dipolos elétricos, um polo positivo (δ+) e um polo negativo (δ-) e assim a molécula designa-se por polar.

LIGAÇÃO QUÍMICA

Ligação covalente

A ligação covalente é um tipo de ligação química em que há partilha de eletrões por parte de dois ou mais átomos.

• Ligação covalente simples é quando há partilha de um par de eletrões ou seja dois eletrões, como acontece na molécula de F_2.

_ _

|F-F|

‾ ‾

• Ligação covalente dupla é quando há partilha de dois pares de eletrões ou seja quatro eletrões, como acontece na molécula de O₂.

O=O

• Ligação covalente tripla é quando há partilha de três pares de eletrões ou seja seis eletrões, como acontece na molécula de N₂.
  
  

|N≡N|

Ligações iónicas

A ligação iónica é um tipo de ligação química em que há cedência ou captação de eletrões por parte dos átomos, formando-se catiões se houver cedência ou aniões se houver captação de eletrões.

Ligações metálicas

A ligação que ocorre entre os metais ocorre por forças atrativas existentes entre os elementos metálicos. Nos metais os eletrões encontram-se livres, designando-se a zona onde estes circulam por mar de eletrões. Estes ao circularem livremente são atraídos pelos núcleos dos átomos vizinhos, formando uma estrutura ordenada e compacta. 

NÚMERO ATÓMICO E NÚMERO DE MASSA

Cada elemento químico é constituído por um átomo característico, com determinada massa e número atómico.

Número atómico (Z) é caracterizado pelo número de protões existentes no núcleo do átomo de um determinado elemento químico, caracterizando também a carga nuclear.

O número de protões é igual ao número de eletrões, sendo por tal, o átomo eletricamente neutro.

Número de Massa (A) é a soma do número de protões e neutrões existentes no núcleo do átomo.

Partículas Fundamentais: O Bosão de Higgs

A Tabela (é mesmo) Periódica!

TABELA PERIÓDICA

A Tabela Periódica é uma forma de organizar os elementos químicos segundo as semelhanças das propriedades físicas e químicas. É constituída por sete linhas, os períodos que correspondem ao número de níveis de energia, e dezoito colunas, os grupos que correspondem aos elementos que têm os mesmos eletrões de valência.

Nota: Os elementos do primeiro período pertencem ao 1º nível energético, correspondendo à camada K, os do segundo período pertencem ao 2º nível energético, correspondendo à camada L, e assim sucessivamente.

Os elementos do grupo 1 tem 1 eletrão de valência, o grupo 2 tem 2 eletrões de valência, passando para o grupo 13, que tem 3 eletrões de valência e sucessivamente até ao grupo 18, que fazem parte os elementos estáveis, designados por gases nobres. Do grupo 3 ao 11 temos os metais que têm um comportamento especial, não contando os eletrões de valência.

Estrutura da Tabela Periódica

De um modo geral a Tabela está dividida em dois grandes grupos, os metais e os não-metais.

Grupo 1- Metais de alcalinos

São elementos com carateristicas básicas ou alcalinas, pois reagem fortemente com a água. São dúcteis, de brilho metálico, bons condutores elétricos e térmicos e têm elevados pontos de fusão e ebulição. Têm um eletrão de valência, originando catiões, sendo estes iões monopositivos.

Grupo 2- Metais alcalino-terrosos

São elementos dúcteis e maleáveis, de brilho metálico, com pontos de fusão e ebulição relativamente altos, são bons condutores térmicos e elétricos, e oxidam-se facilmente. Têm dois eletrões de valência, originando iões dipositivos.

Grupo 17- Halogéneos

São elementos que não possuem propriedades metálicas, muito reativos, pouco solúveis na água e solúveis em solventes orgânicos, têm pontos de fusão e ebulição relativamente baixos. Têm sete eletrões de valência, originando iões mononegativos.

Grupo 18- Gases Nobres

São elementos que possuem a última camada completamente preenchida, sendo por isso muito estáveis. Têm pontos de fusão e ebulição muito baixos.

IÕES

O número máximo de eletrões de um nível é dado pela expressão

2n²

e estes níveis de energia são designados por camadas K, L, M, N. No entanto, a última camada a ser preenchida tem no máximo 8 eletrões e os eletrões desta designam-se de eletrões de valência. É nesta camada que ocorre a cedência ou a captação de eletrões formando os iões.

Catiões - são iões que se formam por perda de eletrões, ficando os protões em número superior e o "átomo" fica eletricamente positivo (A2+).

Aniões - são iões que se formam por captação de eletrões, ficando o número de protões em défice e o "átomo" fica eletricamente negativo (B-). 

ISÓTOPOS

Isótopos são átomos do mesmo elemento com o mesmo número atómico e diferente número de massa, porque têm diferente número de neutrões, como se observa na figura, relativamente ao átomo de hidrogénio.

Em alguns átomos o número de neutrões é tão diferente do número de protões que queria instabilidade no átomo, emitindo radiação nuclear para se tornarem mais estáveis. Essa radiação emitida é designada de radioatividade.

MODELOS ATÓMICOS

Versão Resumida

Antes de se ter aceite o Modelo da Nuvem Electrónica existiram outros que tiveram a sua importância na construção do modelo atual.

Modelo de Dalton- este modelo considerava o átomo como uma esfera indivisível, com uma massa característica que não se alterava durante uma reação química.

Modelo de Thomson- também designado Modelo do Pudim de Passas, neste modelo o átomo era uma massa esférica positiva, onde os eletrões se encontravam dispersos e em número suficiente para a carga total ser neutra.

Modelo Planetário- modelo criado por Rutherford que referia que o átomo era constituído por um pequeno núcleo de carga positiva, onde se encontrava toda a massa do átomo, circulando os eletrões a grande velocidade à sua volta como os planetas à volta do Sol.

Modelo dos Estados Estacionários- modelo proposto por Bohr onde os eletrões circulavam em orbitas com determinada energia, estando os mais energéticos longe núcleo e os menos energéticos próximos deste.

Modelo da Nuvem Eletrónica- é o atual modelo, proposto por Schrodingeron, onde se considera o átomo eletricamente neutro, pois o número de protões é igual ao número de eletrões. O núcleo é constituído por protões e neutrões, estando os eletrões em movimento à volta do núcleo, mas não ao acaso, existem zonas onde a probabilidade de encontrar um eletrão é maior. Os eletrões do último nível designam-se de eletrões de valência.

ÁTOMOS E MOLÉCULAS

A matéria surgiu a partir da grande explosão que pensa-se que ocorreu na formação do Universo, o Big Bang.

Esta matéria é então constituída por átomos, que por sua vez são formados por partículas subatómicas: os protões, de carga elétrica positiva (+1), os neutrões de carga neutra e os eletrões, de carga elétrica negativa (-1). Da junção destes formam-se os elementos químicos.

Átomo / Número Atómico / Número de Massa

Átomo– é a menor partícula que ainda detém todas as propriedades do elemento a que pertence.

Número atómico – Z :

É o número de protões ou de electrões de um átomo e que caracteriza cada um deles.

Este número representa-se à esquerda e em baixo do símbolo químico do elemento.

Exemplo:     

₁₃Al  -  representa um átomo de alumínio e indica que o nº atómico é: 

Z = 13

ou seja, que este átomo apresenta 13 protões e 13 electrões.

Número atómico (Z) :

Número de protões ou de electrões de um átomo (do elemento X)  _ZX  

Número de massa – A : 

É o número de nucleões, ou seja, é o número de protões e de neutrões que existem no núcleo de um átomo. Este número representa-se à esquerda e em cima do símbolo químico do elemento.

Número de massa (A) :

 Número de protões e de neutrões existentes no núcleo (nucleões)  ^AX 

A estrutura do átomo / Video

Documentário que aborda as estruturas do átomo bem como as aplicações da 

energia nuclear.

Fala também de isótopos e de radioatividade.

Evolução dos Modelos Atômicos

400 a.C.

A idéia de que a matéria é constituída por átomos foi concebida pela primeira vez há cerca de 2.400 anos pelos filósofos gregos Demócrito e Leucipo.

Demócrito dizia que, se quebrarmos uma amostra de matéria em pedaços cada vez menores, chegaremos a um ponto em que não será mais possível dividi-la.

Chegaremos ao átomo, ou seja, à partícula indivisível

350 a.C.

Ainda na Grécia antiga, surgiu a teoria dos quatro elementos, que foi apoiada por Aristóteles. Graças a isso, o atomismo de Demócrito e Leucipo perdeu força e o crédito durante muitos séculos.

Aristóteles tenta integrar os quatro elementos:

"Da terra passamos à água pelo frio.


  Da água passamos ao ar pela via húmida.

  Do ar passamos ao fogo pelo calor.


  Do fogo passamos à terra pela via seca."

Século XIX

A evolução do modelo atômico contou com a contribuição de quatro cientistas principais: Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr.

O modelo atômico serve para entendermos o funcionamento do átomo, suas propriedades e características. Mas, o modelo não é exatamente igual ao átomo.

Vejamos então os principais modelos atômicos:

1- Modelo de Dalton:

O inglês John Dalton revolucionou a Química estabelecendo os conceitos modernos para átomo e elemento.


Constatou que a matéria é constituída por partículas muito pequenas e indivisíveis: os átomos.

Átomos do mesmo tipo têm propriedades e massa idênticas, e a junção de átomos do mesmo tipo forma um elemento químico.

As combinações de átomos formam as substâncias e, nessas combinações químicas, os átomos não são destruídos nem modificados, o que se altera são as ligações entre eles.

O átomo seria parecido com uma bola de bilhar, isto é, esférico, maciço e indivisível.

2 -  Modelo de Thomson:

Os cientistas começaram a conhecer melhor a eletricidade e foram descobertas as cargas elétricas positiva e negativa.


O cientista Joseph Thomson propôs uma teoria atômica para explicar os fenômenos elétricos.

Thomson modificou o modelo de Dalton, pois o átomo não seria maciço nem indivisível, e propôs o seguinte:

O átomo é uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça, incrustada de eletrões (partículas negativas), de modo que sua carga total seja nula.

Esse modelo foi comparado a um “pudim de passas”

Século XX

3 -  Modelo de Rutherford:

    

Em 1911, Ernest Rutherford  realizou uma experiência que levou a um novo modelo do átomo. Ele bombardeou uma fina lâmina com partículas radioativas alfa.

A experiência mostrou que a maioria das partículas atravessava a lâmina de ouro e só algumas eram refletidas ou desviadas.

Rutherford concluiu que o átomo é formado por imensos espaços vazios que permitem a passagem das partículas alfa e por uma região central onde se concentra a massa do átomo, capaz de refletir ou desviar essas partículas.

Rutherford chamou essa região de núcleo. Nela se concentram as cargas elétricas positivas. Em torno do núcleo, existe uma região, chamada eletrosfera, onde ficam as cargas elétricas negativas e pode ser até cem mil vezes maior que o núcleo.

 Assim, o modelo atômico de Rutherford defendeu o seguinte:

O átomo seria composto por um núcleo muito pequeno e de carga elétrica positiva, que seria equilibrado por eletrões (partículas negativas), que giravam à  volta do núcleo, numa região periférica denominada eletrosfera.

4 - Modelo de Rutherford-Bohr: 

Em 1913, o estudo dos espectros eletromagnéticos dos elementos, pelo físico Niels Böhr, adicionou algumas observações ao modelo de Rutherford, por isso, o seu modelo passou a ser conhecido como modelo atômico de Rutherford-Bohr.

Ele propôs a idéia de que as partículas negativas da eletrosfera giravam em volta do núcleo em órbitas definidas e que a eletrosfera era composta por camadas.


Esta teoria explica por que os elementos emitem radiações em faixas de frequência definidas. A partir de então, surgiu o conceito de camadas energéticas da eletrosfera.

Depois do modelo de Rutherford-Böhr, vários outros cientistas deram sua contribuição para aperfeiçoar a teoria atômica, até se chegar ao modelo atômico atual.

5 -  Modelo da Nuvem Electrónica 

O modelo atómico tido como o mais correto, com base nos conhecimentos que hoje temos, é o Modelo da Nuvem Electrónica.

Este modelo diz que:

a zona central do átomo, a que se dá o nome de núcleo, é constituida   por protões (partículas com carga positiva) e neutrões (partículas com carga neutra);

à volta do núcleo do átomo giram os electrões;

  

os electrões não têm órbitas bem definidas, possuem antes movimentos aleatórios em torno do núcleo do átomo;

na nuvem electrónica, há electrões que se encontram preferencialmente mais próximos do núcleo e outros que se encontram preferencialmente mais afastados;

o núcleo é muito pequeno quando comparado com o tamanho da nuvem electrónica. É possível por isso concluir que a maior parte do átomo é espaço vazio.

Atualmente, é sabido que os electrões não se movimentam em órbitas perfeitamente circulares, mas em regiões que podem apresentar uma forma muito variada, podendo ser até esféricas. A estas regiões onde é possível ou mais provável encontrar os electrões chamamos orbitais.