Optica

A óptica (AO 1990: óptica ou ótica)é um ramo da Física que estuda a luz ou, mais amplamente, a radiação eletromagnética, visível ou não. A óptica explica os fenômenos de reflexão, refração e difração, a interação entre a luz e o meio, entre outras coisas.

Geralmente, a disciplina estuda fenômenos envolvendo a luz visível, infravermelha, e ultravioleta; entretanto, uma vez que a luz é uma onda electromagnética, fenômenos análogos acontecem com os raios X, microondas, ondas de rádio, e outras formas de radiação electromagnética. A óptica, nesse caso, pode se enquadrar como uma subdisciplina do eletromagnetismo. Alguns fenômenos ópticos dependem da natureza da luz e, nesse caso, a óptica se relaciona com amecânica quântica.

Segundo o modelo para a luz utilizada, distingue-se entre os seguintes ramos, por ordem crescente de precisão (cada ramo utiliza um modelo simplificado do empregado pela seguinte):

• Óptica geométrica: Trata a luz como um conjunto de raios que cumprem o princípio de Fermat. Utiliza-se no estudo da transmissão da luz por meios homogêneos (lentes, espelhos), a reflexão e a refração.

• Óptica ondulatória: Considera a luz como uma onda plana, tendo em conta sua frequência e comprimento de onda. Utiliza-se para o estudo da difração einterferência.

• Óptica eletromagnética: Considera a luz como uma onda eletromagnética, explicando assim a reflexão e transmissão, e os fenômenos de polarização eanisotrópicos.

• Óptica quântica ou óptica física: Estudo quântico da interação entre as ondas eletromagnéticas e a matéria, no que a dualidade onda-corpúsculo joga um papel crucial.

RAUL BARRETO 1002 

LIGAÇÕES QUÍMICAS

As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade desubstâncias químicas.

Ligações Iônicas ou Eletrovalentes

Ver artigo principal: Ligação iônica

Configuração Eletrônica de lítio e fluor. O Lítio tem um elétron em sua camada de valência, mantido com dificuldade porque suaenergia de ionização é baixa. O Fluor possui 7 elétrons em sua camada de valência. Quando um elétron se move do lítio para o fluor, cada íon adquire a configuração de gás nobre. A energia de ligação proveniente daatração eletrostática dos dois íons de cargas opostas tem valor negativo suficiente para que a ligação se torne estável.

Ligações Iônicas são um tipo de ligação química baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas. Na formação da ligação iônica, um metal tem uma grande tendência a perder elétron(s), formando um íon positivo ou cátion. Isso ocorre devido à baixa energia de ionizaçãode um metal, isto é, é necessária pouca energia para remover um elétron de um metal. Simultaneamente, o átomo de um ametal (não-metal) possui uma grande tendência a ganhar elétron(s), formando um íon de carga negativa ou ânion. Isso ocorre devido à sua grande afinidade eletrônica. Sendo assim, os dois íons formados, cátion e ânion, se atraem devido a forças eletrostáticas e formam a ligação iônica. Se estes processos estão interligados, ou seja, o(s) elétron(s) perdido(s) pelo metal é(são) ganho(s) pelo ametal, então, seria "como se fosse" que, na ligação iônica, houvesse a formação de íons devido à "transferência" de elétrons do metal para o ametal. Esta analogia simplista é muito utilizada no Ensino Médio, que destaca que a ligação iônica é a única em que ocorre a transferência de elétrons. A regra do octeto pode ser utilizada para explicar de forma simples o que ocorre na ligação iônica. Exemplo: Antes da formação da ligação iônica entre um átomo de sódio e cloro, as camadas eletrônicas se encontram da seguinte forma: ₁₁Na - K = 2; L = 8; M = 1
₁₇Cl - K = 2; L = 8; M = 7 O sódio possui 1 elétron na última camada (camada M). Bastaria perder este elétron para que ele fique "estável" com 8 elétrons na 2ª camada (camada L). O cloro possui 7 elétrons na sua última camada (camada M). É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável, sendo isto o que acontece. Sendo assim, é interessante ao sódio doar 1 elétron e ao cloro receber 1 elétron. No esquema abaixo, está representado este processo, onde é mostrado apenas a camada de valência de cada átomo. Seria como se fosse que os átomos se aproximam e ocorre a transferência de elétron do sódio para o cloro:

O resultado final da força de atração entre cátions e ânions é a formação de uma substância sólida, em condições ambientes (25 °C, 1 atm). Não existem moléculas nos sólidos iônicos. Em nível microscópico, a atração entre os íons acaba produzindo aglomerados com formas geométricas bem definidas, denominadas retículos cristalinos. No retículo cristalino cada cátion atrai simultaneamente vários ânions e vice-versa.

Características dos compostos iônicos

• Apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes;
• Possuem altos ponto de fusão e ponto de ebulição;
• Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos.

OBS.: O hidrogênio faz ligação iônica com metais também. Embora possua um elétron, não é metal, logo, não tende a perder esse elétron. Na verdade, o hidrogênio tende a receber um elétron ficando com configuração eletrônica igual à do gás hélio.

Ligações Covalentes ou Moleculares

Ligação covalente ou molecular é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável. Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras, como o exemplo abaixo, do oxigênio. Ele necessita de dois elétrons para ficar estável e o H irá compartilhar seu elétron com o O. Sendo assim o O ainda necessita de um elétron para se estabilizar, então é preciso de mais um H e esse H compartilha seu elétron com o O, estabilizando-o. Sendo assim é formado uma molécula o H₂O.

OBS.: Ao compartilharem elétrons, os átomos podem originar uma ou mais substâncias simples diferentes. Esse fenômeno é denominado alotropia. Essa substâncias são chamadas de variedades alotrópicas. As variedades podem diferir entre si pelo número de átomos no retículo cristalino. Ex.: Carbono, Oxigênio, Enxofre, Fósforo.

Características dos compostos moleculares

• Podem ser encontrados nos três estados físicos;
• Apresentam ponto de fusão e ponto de ebulição menores que os compostos iônicos;
• Quando puros, não conduzem eletricidade;
• Quando no estado sólido, podem apresentar dois tipos de retículos cristalinos (R. C. Moleculares, R. C. Covalente).

Ligações Covalentes Dativa ou Coordenada

Este tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência. Sendo assim eles compartilham seus elétrons disponíveis, como se fosse um empréstimo para satisfazer a necessidade de oito elétrons do elemento com o qual está se ligando.

Ligação metálica

A ligação metálica ocorre entre metais, isto é, átomos de alta eletropositividade (tendência a doar elétrons).

Num sólido, os átomos estão dispostos de maneira variada, mas sempre próximos uns aos outros, compondo um retículo cristalino. Enquanto certos corpos apresentam os elétrons bem presos aos átomos, em outros, algumas dessas partículas permanecem com certa liberdade de se movimentarem no cristal. É o que diferencia, em termos de condutibilidade elétrica, os corpos condutores dos isolantes. Nos corpos condutores, muitos dos elétrons se movimentam livremente no cristal, de forma desordenada, isto é, em todas as direções. E, justamente por ser caótico, esse movimento não resulta em qualquer deslocamento de carga de um lado a outro do cristal.

Aquecendo-se a ponta de uma barra de metal, coloca-se em agitação os átomos que a formam e os que lhe estão próximos. Os elétrons aumentam suas oscilações e a energia se propaga aos átomos mais internos. Neste tipo de cristal os elétrons livres servem de meio de propagação do calor - chocam-se com os átomos mais velozes, aceleram-se e vão aumentar a oscilação dos mais lentos. A possibilidade de melhor condutividade térmica, portanto, depende da presença de elétrons livres no cristal. Estudando-se o fenômeno da condutibilidade elétrica, nota-se que, quando é aplicada uma diferença de potencial, por meio de uma fonte elétrica às paredes de um cristal metálico, os elétrons livres adquirem um movimento ordenado: passam a mover-se do pólo negativo para o pólo positivo, formando um fluxo eletrônico orientado na superfície do metal, pois como se trabalha com cargas de mesmo sinal, estas procuram a maior distância possível entre elas. Quanto mais elétrons livres no condutor, melhor a condução se dá.

Os átomos de um metal têm grande tendência a perder elétrons da última camada e transformar-se em cátions. Esses elétrons, entretanto, são simultaneamente atraídos por outros íons, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominarem íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal são eletricamente neutros.

Os átomos mantêm-se no interior da rede não só por implicações geométricas, mas também por apresentarem um tipo peculiar de ligação química, denominada ligação metálica. A união dos átomos que ocupam os "nós" de uma rede cristalina dá-se por meio dos elétrons de valência que compartilham (os situados em camadas eletrônicas não são completamente cheias). A disposição resultante é a de uma malha formada por íons positivos e uma nuvem eletrônica.


ALUNO : RAUL BARRETO 1002

Chama-se óptica a parte da Física que estuda a luz e os fenômenos luminosos. A Óptica estuda as propriedades e efeitos de fontes de luz (como os raios laser), de transmissores de luz (como fibras óticas) e de fenômenos ( como o arco-íris) e instrumentos ópticos (como os microscópios ). Os espelhos, hologramas e o arco-íris são manifestações das propriedades da luz. A luz algumas vezes se comporta como uma partícula e às vezes como uma onda. Quando ela é emitida ou absorvida pelos átomos, se comporta como se fosse composta de partículas, ou pacotes de energia chamados fótons. Porém, quando ela viaja seu comportamento é o de uma onda eletromagnética.
A óptica geométrica é a parte da Física que descreve o comportamento da luz sem se preocupar em explicar esse comportamento.


    - Breve Histórico sobre a Öptica

295aC - Eucilhes publica estudos de óptica.

1648 - o holandês Villebrordus Snellius descobre a lei da refração da luz.

1671 - o alemão Wilhem Leibnitz propõe a existência do éter.

1676 - o dinamarquês Olaus Römer descobre que a velocidade da luz é finita.

1678 - Huygens descobre a polarização da luz.

1690 - Huygens formula a teoria ondulatória da luz.

1799: - o alemão Friedrich Herschel descobre a existência dos raios infravermelhos

1801: - o inglês Thomas Young descobre as interferências luminosas. * O alemão Carl Ritter descobre o raio ultravioleta.

1811: - o francês Augustin Fresnel faz pesquisas sobre a difração da luz.

1821: - Fresnel efetua as primeiras medições de comprimento de onda életrica.

1822: - Fresnel aperfeiçoa as lentes usadas em faróis.

1849: - o francês Armand Fizeau mede a velocidade da luz.

1852 - o inglês George Stokes formula a lei da fluorescência, observando o efeito da luz ultravioleta sobre o quartzo.

1859 - os alemães Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff desenvolvem a análise espectral, que fornece subsídios para químicos e astrônomos.

1887 -: os americanos Albert Michelson e Edward Williams Morley mostram a constância da velocidade da luz.

1901 -: o russo Piotr Liebedev prova experimentalmente a pressão da luz.
Postado por:Taina e Jamile 1002

                                   

A ligação covalente geralmente ocorre entre átomos de eletronegatividade similares e altas (nestes é muito difícil remover elétrons porque isso demandaria muita energia). É por isso que a ligação covalente ocorre entre os não-metais, podendo acontecer, ainda, entre um não-metal e o hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio.

Você deve saber que o hidrogênio só tem 1 elétron e que, portanto, não pode doar esse seu único elétron e ficar sem nada. É mais ou menos como ter apenas um rim, você não pode doar ele pra ninguém, a menos que queria abrir mão da sua vida. Imaginou a situação? Bom, então você já sabe como o hidrogênio se sente... Agora, você acha que será fácil tirar um elétron do átomo de hidrogênio? Mas nem se estivesse valendo o Prêmio Nobel do Altruísmo! Por outro lado, você deve saber que a água que você bebe e que corresponde a cerca de 75% dos constituintes do seu corpo (o cérebro é constituído de 85% de água, logo, vestibular sem água não dá, cara!) é formada por dois átomos de hidrogênio mais um átomo de oxigênio (H2O). Logo, se o oxigênio precisa ganhar dois elétrons e se os átomos de hidrogênio não vão ceder esses elétrons nem sob tortura, o jeito então é: compartilhar! Sim, os átomos da molécula de água são atraídos por meio da ligação covalente. 

A ligação covalente pode ser demonstrada por meio da representação eletrônica de Lewis ou pela representação estrutural. Exemplos:

Representação de Lewis (eletrônica)

Representação estrutural

• Tipos de ligação covalente entre dois átomos:

Como você já deve ter notado nos exemplos dados acima, os átomos podem estar ligados por meio de uma, duas ou três ligações covalentes (o carbono pode fazer até quatro ligações covalentes, mas, com o mesmo átomo, somente três). De acordo com o número dessas ligações entre os átomos, dizemos que a ligação covalente é simples (1 ligação), dupla (2 ligações) ou tripla (3 ligações).

• Polaridade na ligação covalente:

Molécula apolar: quando a ligação covalente ocorre entre dois átomos iguais (O2, H2, N2, etc.), dizemos que ela é apolar, pois esses átomos terão a mesma eletronegatividade e as pequenas diferenças de carga, que ocorrem porque os elétrons se movimentam mais em uma zona espacial do que na outra, anulam-se, fazendo com que a ligação entre os átomos seja simétrica. A animação abaixo demonstra como isso ocorre:

Molécula polar: quando a ligação covalente ocorre entre átomos diferentes, haverá entre eles uma diferença de eletronegatividade. O átomo mais eletronegativo atrairá mais fortemente para si o elétron compartilhado, gerando uma diferença de carga que deixará a ligação entre os átomos assimétrica, ou seja, com uma polaridade. 

 

POR :JOYNGLE OLIVEIRA E LEANDRA MARTINS

Câmera escura - HISTÓRIA

É possivel que se originou atraves de principios a partir do seculo 5 aC na China, e teve principios também vistos por Aristóteles na Grecia no seculo 4 aC. Com a otica de Euclides pressupõe a câmara escura como uma demonstração de que a luz viaja em linha reta. A primeira camera escura foi construida em meados do seculo 6, em experimentos de Antêmio de Trales. No século 11, durante a Dinastia Song, foi usado para aplicar atributos geométricos e quantitativos.
Por volta do século 18, os desenvolvimentos seguintes por Robert Boyle e o criador do microscópio Robert Hooke, mais facilmente modelos portáteis se tornaram disponíveis, estes foram amplamente utilizados por artistas amadores. Alem disso, ingleses do seculo 13 fizeram uso de uma câmara escura para a observação segura de eclipse solar. Tais câmeras foram mais tarde adaptadas para criar as primeiras fotografias.
Algumas câmeras escuras foram construídas como atrações turísticas, embora poucas existam ainda hoje. Exemplos podem ser encontrados em Grahamstown na África do Sul, Bristol na Inglaterra, Kirriemuir, Dumfries e Edinburgh, Escócia, Santa Monica e São Francisco, Califórnia. Existe uma grande e bem montada câmera escura no Museu da Vida da Fundação Oswaldo Cruz no Rio de Janeiro. Em Lisboa, no Castelo de São Jorge, existe uma câmara escura com periscópio gigante, através do qual é possível observar imagens da cidade em movimento.^{[carec 
e de fontes?] POR : RENAN BRAGA}

optica

                                                 Ligações Quimicas
As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias químicas.
Para exemplificar podemos citar o alfabeto em que podemos juntar as letras para formar as palavras. Os átomos, comparando, seriam as letras e, as moléculas seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos casa que já tem o seu significado. Assim como na escrita, a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia etc. As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos (ligação iônica). Como exemplo NaCl (cloreto de sódio). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado líquido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição. Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo H₂O (água).
Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.
Postado por:João Paulo

Ligaçãoes Químicas

Ligações químicas

É impossível se pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem se pensar em ligações químicas. Afinal, como podemos explicar que porções tão limitadas de matéria, quanto os átomos, possam formar os corpos com que nos deparamos no mundo macroscópico do dia-a-dia. Também é impossível se falar em ligações químicas sem falarmos em elétrons. Afinal, se átomos vão se unir uns aos outros para originar corpos maiores, nada mais sensato do que pensar que estes átomos entrarão em contato entre si. Quando dois átomos entram em contato, o fazem a través das fronteiras das suas eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a que determina as condições de formação das ligações químicas. 

Por :Renan Braga

Ligaçoes Quimicas e oticas

Ligaçoes Quimicas - Na natureza, os únicos elementos químicos formados por átomos isolados e estáveis são os gases nobres. Foi devido ao fato de esses gases, com exceção do hélio, possuírem oito elétrons na última camada, que surgiu a regra do octeto. Segundo Lewis e Kossel, os gases nobres seriam verdadeiros referenciais de estabilidade para os demais elementos químicos. Assim, os átomos participariam de ligações químicas com uma única meta: adquirir estabilidade semelhante à de um gás nobre. Para tanto, deveriam sofrer modificações em sua eletrosfera, de modo que ficassem com oito elétrons na última camada, como a maioria dos gases nobres. Atualmente, são conhecidas muitas exceções à regra do octeto. A maioria dos metais de transição, por exemplo, não adquire configuração de gás nobre em seus compostos. Por isso, a regra do octeto deve ser encarada como orientação geral, mas não pode ser considerada como lei natural.

Ligações iônicas
Uma atração eletrostática entre íons com cargas opostas, os cátions e ânions faz ligações iônicas. Envolvem geralmente metais e não metais como elementos ativos em ligações iônicas são em sua maioria de lados opostos da tabela periódica com uma diferença de eletronegatividade superior a 1,67. Sendo muito forte, ligações iônicas em compostos de aumentar pontos de fusão e tomar uma forma sólida em condições normais. Finalmente, um elétron em uma ligação iônica é transferido do átomo menos eletronegativo para o elemento mais eletronegativo. Um bom exemplo de uma molécula de ligação conteúdo iônico NaCl é o sal ou a tabela.



Ligações covalentes
Átomos podem compartilhar elétrons em vez de transferi-los de átomo para átomo, resultando em ligações covalentes. Mas a partilha é raramente igual devido à diferença de valor eletronegatividade de cada átomo. A única exceção é a ligação entre dois átomos do mesmo elemento. Ligações covalentes são ditas não-polar quando a diferença de eletronegatividade dos dois átomos varia de 0 a 0,4. Polar refere-se a diferença de eletronegatividade entre 0,4 e 1,67. Para ambos os títulos não-polar e polar covalente, eletronegatividade maior em um elemento resulta em uma atração mais forte do par de elétrons. Dióxido de carbono, moléculas de CO2 tem duas ligações que são ligações covalentes.




Iliesio 1002

Óptica: Espelho Plan

Representação do espelho plano:
As hachuras representam a parte opaca do espelho plano.


Reflexão da luz:

Na reflexão, o ângulo de incidência (ângulo entre o raio de incidência e a reta normal) é igual ao ângulo de reflexão (ângulo formado pelo raio refletido e a reta normal).

Formação de imagem no espelho plano:

Antes de iniciarmos o estudo das imagens no espelho plano, vamos pensar na seguinte situação: Você tem um espelho plano a sua frente, mais ou menos a uns 50 cm de você. Se você, observando sua imagem, aproxima lentamente uma caneta do espelho, o que acontece com a sua imagem e com a imagem da caneta? Você percebe que aproximando a caneta do espelho, a imagem da caneta também se aproxima do espelho? E a sua imagem continua no mesmo lugar? Pois é isso que acontece!

Percebemos, então, que na formação de imagens no espelho plano temos a noção de profundidade, logo, objetos mais próximos do espelho, terão imagens também mais próximas.
Com isso podemos fazer uma primeira representação de uma imagem no espelho plano.

Na figura acima, o lápis está o objeto está a 1 metro do espelho, logo, sua imagem também deve estar a 1 metro do espelho. Note também que a imagem tem as mesmas dimensões que o objeto.

Vamos observar mais uma representação.

Note que no espelho, a imagem tem sua posição invertida na horizontal. Faça um teste e escreva seu nome em uma folha de papel e fique de frente para um espelho plano.

No nosso dia-a-dia encontramos uma aplicação prática para esta propriedade dos espelhos. Nos carros de socorro (ambulância) o nome é escrito ao contrário. Isso para, refletido pelos espelhos retrovisores dos carros à frente, o nome ser lido com facilidade.

Também é importante lembrar que os espelhos planos formam apenas imagens virtuais, ou seja, imagens que não podem ser projetadas e sua representação está sempre atrás do espelho.

Nota: Imagem real é toda imagem que pode ser projetada (em uma tela ou parede) e sua representação é feita na frente do espelho.

Para entender melhor, veja um exercício resolvido sobre espelho plano, e sobre relexão da luz.

ALUNA: Rebeka Consuelo

Ligações iônicas

A Ligação iônica dá origem ao sal de cozinha.

Quando ocorrem ligações entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions) denominamos de Ligações Iônicas. Essa ligação é a única em que a transferência de elétrons é definitiva. Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Íons são átomos em desequilíbrio elétrico e apresentam carga positiva ou negativa.

Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a receber elétrons. Os átomos que apresentam facilidade em perder elétrons, são em geral os metais das famílias IA, IIA e IIIA, e os que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA.

Os compostos iônicos, em geral, apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos, duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares.

Formação do composto iônico

Arranjos entre compostos iônicos formam substâncias iônicas. Tudo começa quando os íons unem-se devido às forças de atração eletrostática. Se observarmos por um microscópico, perceberemos a formação de retículos cristalinos, que são aglomerados de íons de forma geométrica bem definida.

Os sais e outros grupos de minerais possuem íons que formam compostos iônicos e, conseqüentemente, substâncias iônicas. O cloreto de sódio (o sal de cozinha) é um exemplo de substância iônica, formada de inúmeros aglomerados iônicos. O arranjo entre os cátions sódio (Na⁺) e os ânions cloreto (Cl ^-), que se atraem fortemente por terem cargas contrárias, forma a substância cloreto de sódio.    ALUNA; Rebeka Consuelo

Ligações Químicas

Somente no início do séc. XX, surgiram os primeiros modelos consistentes de ligações químicas, quando o químico norte-americano Lewis e o químico alemão Kossel propuseram, respectivamente, as teorias da ligação covalente e da ligação iônica. Alguns pontos comuns podem ser destacados entre essas teorias: 

a) Só participavam das ligações os elétrons da última camada, posteriormente chamados de elétrons de valência. 

b) Os átomos ligavam-se obedecendo a uma mesma norma geral: a regra do octeto. 

Na natureza, os únicos elementos químicos formados por átomos isolados e estáveis são os gases nobres. Foi devido ao fato de esses gases, com exceção do hélio, possuírem oito elétrons na última camada, que surgiu a regra do octeto. Segundo Lewis e Kossel, os gases nobres seriam verdadeiros referenciais de estabilidade para os demais elementos químicos. Assim, os átomos participariam de ligações químicas com uma única meta: adquirir estabilidade semelhante à de um gás nobre. Para tanto, deveriam sofrer modificações em sua eletrosfera, de modo que ficassem com oito elétrons na última camada, como a maioria dos gases nobres. Atualmente, são conhecidas muitas exceções à regra do octeto. A maioria dos metais de transição, por exemplo, não adquire configuração de gás nobre em seus compostos. Por isso, a regra do octeto deve ser encarada como orientação geral, mas não pode ser considerada como lei natural. 

Conhecendo esse fato, podemos classificar os elementos assim: 

1) Metais – São aqueles que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência. A tendência dos metais é perder esses elétrons. 

Exemplos: 

a) ₁₉K: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ ₁₉K1+: ¹s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 

b) ₂₀Ca: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 

₂₀Ca²+: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 

2) Ametais – São aqueles que possuem 4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência. A tendência dos ametais é receber elétrons. 

Exemplos: 

a) ₁₆S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ 

₁₆S 2–: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 

b) ₉F: 1s² 2s² 2p⁵ 

₉F-: 1s² 2s² 2p⁶ 

Apesar de estar na família 1A, o hidrogênio não é um metal, ou seja, não possui tendência de perder o seu único elétron. Na verdade, o átomo de hidrogênio tende a receber um elétron, ficando, assim, com configuração eletrônica igual à do gás nobre hélio. Como a perda de um elétron originaria um sistema sem elétrons, o íon H⁺ não é estável no estado isolado.

aluna: Rebeka Consuelo