Frâncio

Frâncio

O frâncio foi descoberto em 1939 por Margueritte Perey, do Instituto Curie em Paris, que descobriu um radioisótopo com vida média de 21 minutos, e com propriedades de um alcali pesado, nos produtos de decaimento do actínio. Mlle. Perey isolou este produto, determinou as suas propriedades radioquímicas e nucleares, e provou que era resultante da desintegração radioactiva do actínio. Propôs inicialmente o nome de "actínio K", de acordo com o sistema de nomenclatura para as fontes radioactivas naturais. Mais tarde, propôs o nome de "frâncio", em honra do sue país natal, a França. Aparte alguns transuranianos, é o elemento mais instável que se conhece. A sua química tem sido pouco estudada, mas tudo leva a crer que se assemelha à dos restantes membros da familia, em particular à dos elementos mais pesados, como o rubídioe o césio.

 

O frâncio é um elemento químico cujo símbolo é Fr e seu número atômico é 87. Sua eletronegatividade é a mais baixa conhecida e é o segundo elemento menos abundante na natureza com 30 gramas presentes na terra naturalmente. O frâncio é um metal alcalino altamente radioativo.

PS: O frâncio também é o maior e o mais reativo átomo conhecido pelo homem.

Símbolo: Fr

Ponto de fusão: 27 °C

Número atômico: 87

Ponto de ebulição: 676,8 °C

Massa atômica: 223 

Tabela periodica dos elementos químicos

Tabela Periódica dos Elementos

Atualmente, são conhecidos 118 elementos (naturais e artificiais):
90 naturais e 28 artificiais.
Na Tabela Periódica os elementos formam:

18 colunas verticais - GRUPOS

7 linhas horizontais - PERÍODOS

Os grupos são constituídos por elementos com propriedades químicas semelhantes, os quais formam famílias de elementos. Alguns grupos têm designação própria:

• Grupo 1 - grupo dos metais alcalinos
• Grupo 2 - grupo dos metais alcalino-terrosos 
• Grupo 17 - grupo dos halogéneos
• Grupo 18 - grupo dos gases nobres

O número das unidades de cada grupo = nº de eletrões de valência do elemento.

O nº do período = nº de níveis de energia que o elemento tem.

Reatividade dos Átomos

À medida que a nuvem electrónica aumenta, os electrões de valência encontram-se mais afastados do núcleo, diminuindo a atração do núcleo fica mais fácil "sair" do átomo, por isso são mais reactivos.

Tamanho dos átomos:

Ao longo do grupo o tamanho dos átomos aumenta, porque aumenta o número de níveis de energia.

Ao longo do período o tamanho diminui, porque o nº de electrões aumenta no mesmo nível de energia, o que provoca uma contracção da nuvem electrónica.

Tamanho dos átomos na tabela periódica

Modelos atómicos

Modelos atómicos

Evolução do Modelo Atómico

   O primeiro modelo atómico foi criado por John Dalton, em 1803, quando este retomou a ideia do filósofo grego Leucipo e do seu discípulo Demócrito de que os átomos eram os constituintes básicos da matéria, sendo estas partículas pequenas, indivisíveis e indestrutíveis. Segundo Dalton cada elemento químico é constituído por um tipo de átomos iguais entre si, e que quando combinados com outros elementos químicos, estes formariam compostos novos.

John Dalton

Modelo de Dalton
Átomo pequeno, indivisível e indestrutível

   Mais tarde, em 1897, Joseph John Thomson provou que os átomos não eram indivisíveis como John Dalton dizia no seu modelo, ao descobrir partículas muito mais pequenas que o átomo com carga negativa - os eletrões. Segundo o modelo de Thomson, os átomos são uma esfera de carga positiva com suficientes eletrões dispersos para a carga do átomo fique nula.

J. J. Thomson

Modelo de Thomson

   Em 1911, Ernest Rutherford demonstrou que o átomo, na sua maioria, era vazio. Segundo Rutherford, a carga positiva estaria no núcleo do átomo e que os eletrões giravam à volta deste. Rutherford também descobriu os protões, as cargas positivas que se encontram no núcleo.

Ernest Rutherford

Modelo de Rutherford

   Niels Bohr, em 1913, apresentou alguma mudanças no modelo de Rutherford: os eletrões só podem ocupar níveis de energia definidos e os eletrões giram em volta do núcleo a velocidades diferentes conforme a sua distância do núcleo. Por exemplo, se um eletrão estiver mais afastado, a sua energia será maior, no entanto, estes tendem a ter a menor energia possível.

Niels Bohr

Modelo de Bohr

   Atualmente, temos como modelo mais correto o modelo da nuvem eletrónica. Segundo este modelo, os eletrões giram em volta do núcleo do átomo, no qual se encontram os protões e os neutrões. Os eletrões ocupam um determinado nível de energia, sendo que o número de eletrões em cada nível de energia é expresso pela distribuição eletrónica. A Nuvem Eletrónica é a zona onde é provável encontrar os eletrões, sendo mais provável encontrá-los junto ao núcleo (zona azul da figura abaixo).

Modelo da Nuvem Eletrónica

Propriedades do átomo

Constituição do átomo:

O átomo é a mais pequena partícula de matéria, que ainda mantém as características dessa matéria.

O átomo é constituído por três partículas fundamentais: protões, neutrões electrões.

             
Modelo atómico actual - modelo da nuvem electrónica.

Nuvem electrónica

Núcleo

* O átomo é uma partícula electricamente neutra, pois o número de protões é igual ao número de electrões.

Os electrões distribuem-se em volta do núcleo, por camadas, às quais correspondem valores de energia bem quantificados para os electrões. A essas camadas podemos chamar níveis de energia.

Distribuição electrónica:

Os electrões distribuem-se por níveis de energia ou camadas, de acordo com as seguintes regras:

2n2 electrões

Regra 1- cada camada ou nível de energia, só pode conter um número              máximo de electrões.

Só cabem                            , onde n representa o nível de energia.

Nível	Nº máximo de electrões   por nível de energia	Designação da camada
n= 1	2n2 = 2x12  = 2e-	Camada K
n= 2	2n2 = 2x22  = 8e-	Camada L
n= 3	2n2 = 2x32  = 18e-	Camada M
n= 4	2n2 = 2x42  = 32e-	Camada N
(.....)	(……)	(……)

                  

Regra 2: O átomo é mais estável, quando tem 8 electrões na última camada ou 2 electrões se essa camada for a primeira.

-Os electrões que ocupam o último nível de energia designam-se porelectrões de valência.

Distribuição electrónica para os vários átomos:

PS: Não prestem atenção ao exemplo de K e de Ca

Princípio da Energia mínima: os electrões no átomo, distribuem-se preferencialmente pelos níveis de menor energia (+ próximos do núcleo) e só depois destes estarem totalmente preenchidos, passam para níveis de energia superiores.

Quando os electrões estão distribuídos desta forma, diz-se que o átomo se encontra no estado fundamental.

- Se o átomo receber energia do exterior, os electrões de valência (última camada a ser preenchida) passam para níveis de energia superiores. Nesse estado, diz-se que átomo está no estado excitado.

Número atómico e número de massa:

 Exemplo:

              

Formação de iões:

Iões são partículas que resultam do facto de os átomos captarem ou perderem electrões, por uma questão de estabilidade.

 Quando os átomos ganham electrões, transformam-se em iões negativos (aniões).

Se os átomos perderem electrões, transformam-se em iões positivos (catiões).

Na formação de iões, os electrões que entram ou saem do átomo, são normalmente os da camada de valência.

PS: Grande parte dos átomos pode ganhar ou perder três electrões dependendo do seu número atómico, formando iões monopositivos, dipositivos, tripositivos, mononegativos, dinegativos ou trinegativos

Exemplos:

  

  Isótopos:

Isótopos são átomos que possuem o mesmo número atómico, mas diferente número de massa.

Exemplo:

Isótopos do Hidrogénio:

                                                        

Massa atómica relativa:

Como a massa dos átomos é muito pequena, os químicos resolveram estabelecer antes uma comparação com a massa dos átomos de hidrogénio.

Assim, a massa do átomo de Hidrogénio passou a ser a massa padrão que serve como termo de comparação dos átomos dos outros elementos.

- A massa atómica relativa, apenas estabelece uma ordem de grandeza, relativamente à massa padrão. Por isso, não tem unidades.

  

Calcula-se a massa molecular relativa (M_r) das substâncias, atendendo às massas atómicas relativas dos elementos que constituem essas substâncias.

Exemplo:

Calcular massa molecular relativa da água: