Descrever a constituição de átomos com base no número atómico, no número de massa e na definição de isótopos.

Determinar a ordem de grandeza de um número relacionando tamanhos de diferentes estruturas na Natureza (por exemplo, célula, ser humano, Terra e Sol) numa escala de comprimentos.

Indicar que o valor de referência usado como padrão para a massa relativa dos átomos e das moléculas e 1/12 da massa do átomo de carbono-12.

Interpretar o significado de massa atómica relativa media e calcular o seu valor a partir de massas isotópicas, justificando a proximidade do seu valor com a massa do isótopo mais abundante.

Identificar a quantidade de matéria como uma das grandezas do Sistema Internacional (SI) de unidades e caracterizar a sua unidade, mole, com referência ao número de Avogadro de entidades.

Relacionar o número de entidades numa dada amostra com a quantidade de matéria nela presente, identificando a constante de Avogadro como constante de proporcionalidade.

Calcular massas molares a partir de tabelas de massas atómicas relativas (medias).

Relacionar a massa de uma amostra e a quantidade de matéria com a massa molar.

Determinar composições quantitativas em fração molar e em fração mássica, e relacionar estas duas grandezas.

Indicar que a luz (radiação eletromagnética ou onda eletromagnética) pode ser detetada como partículas de energia (fotões), sendo a energia de cada fotão proporcional a frequência dessa luz.

Identificar luz visível e não visível de diferentes frequências no espetro eletromagnético comparando as energias dos respetivos fotões.

Distinguir tipos de espetros: descontínuos e contínuos; de absorção e de emissão.

Interpretar o espetro de emissão do átomo de hidrogénio através da quantização da energia do eletrão, concluindo que esse espetro resulta de transições eletrónicas entre níveis energéticos.

Identificar a existência de níveis de energia bem definidos, e a ocorrência de transições de eletrões entre níveis por absorção ou emissão de energias bem definidas, como as duas ideias fundamentais do modelo atómico de Bohr que prevalecem no modelo atómico atual.

Associar a existência de níveis de energia a quantização da energia do eletrão no átomo de hidrogénio e concluir que esta quantização se verifica para todos os átomos.

Associar cada serie espetral do átomo de hidrogénio a transições eletrónicas com emissão de radiação nas zonas do ultravioleta, visível e infravermelho.

Relacionar, no caso do átomo de hidrogénio, a energia envolvida numa transição eletrónica com as energias dos níveis entre os quais essa transição se dá.

Comparar espetros de absorção e de emissão de elementos químicos, concluindo que são característicos de cada elemento.

 Identificar, a partir de informação selecionada, algumas aplicações da espetroscopia atómica (por exemplo, identificação de elementos químicos nas estrelas, determinação de quantidades vestigiais em química forense).

 Indicar que a energia dos eletrões nos átomos inclui o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo, por as suas cargas serem de sinais contrários, e das repulsões entre os eletrões, por as suas cargas serem do mesmo sinal.

 Associar a nuvem eletrónica a uma representação da densidade da distribuição de eletrões a volta do núcleo atómico, correspondendo as regiões mais densas a maior probabilidade de aí encontrar eletrões.

 Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidas por espetroscopia fotoeletrónica, que átomos de elementos diferentes tem valores diferentes da energia dos eletrões.

 Interpretar valores de energias de remoção eletrónica, obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, concluindo que os eletrões se podem distribuir por níveis de energia e subníveis de energia.

 Indicar que os eletrões possuem, alem de massa e carga, uma propriedade quantiada denominada spin que permite dois estados diferentes.

 Associar orbital atómica a função que representa a distribuição no espaço de um eletrão no modelo quântico do átomo.

 Identificar as orbitais atómicas s, p e d, com base em representações da densidade eletrónica que lhes esta associada e distingui-las quanto ao numero e a forma.

 Indicar que cada orbital pode estar associada, no máximo, a dois eletrões, com spin diferente, relacionando esse resultado com o princípio de Pauli.

 Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidas por espetroscopia fotoeletrónica, que orbitais de um mesmo subnível np, ou nd, tem a mesma energia.

Estabelecer as configurações eletrónicas dos átomos, utilizando a notação spd, para elementos ate Z = 23, atendendo ao Principio da Construção, ao Principio da Exclusão de Pauli e a maximização do número de eletrões desemparelhados em orbitais degeneradas.

Identificar marcos históricos relevantes no estabelecimento da Tabela Periódica atual.

Interpretar a organização da Tabela Periódica com base em períodos, grupos e blocos e relacionar a configuração eletrónica dos átomos dos elementos com a sua posição relativa na Tabela Periódica.

Identificar a energia de ionização e o raio atómico como propriedades periódicas dos elementos.

Distinguir entre propriedades de um elemento e propriedades da(s) substancia(s) elementar(es) correspondentes.

Comparar raios atómicos e energias de ionização de diferentes elementos químicos com base nas suas posições relativas na Tabela Periódica.

Interpretar a tendência geral para o aumento da energia de ionização e para a diminuição do raio atómico observados ao longo de um período da Tabela Periódica.

Interpretar a tendência geral para a diminuição da energia de ionização e para o aumento do raio atómico observados ao longo de um grupo da Tabela Periódica.

Explicar a formação dos iões mais estáveis de metais e de não-metais.

Justificar a baixa reatividade dos gases nobres.

Compreender que as propriedades das moléculas e materiais são determinadas pelo tipo de átomos, pela energia das ligações e pela geometria das moléculas.

Indicar que um sistema de dois ou mais átomos pode adquirir maior estabilidade através da formação de ligações químicas.

Interpretar as interações entre átomos através das forcas de atracão entre núcleos e eletrões, forcas de repulsão entre eletrões e forcas de repulsão entre núcleos.

Interpretar gráficos da energia em função da distância internuclear durante a formação de uma molécula diatómica identificando o predomínio das repulsões a curta distancia e o predomínio das atrações a longas distâncias, sendo estas distancias respetivamente menores e maiores do que a distância de equilíbrio.

Indicar que os átomos podem partilhar eletrões formando ligações covalentes (partilha localizada de eletrões de valência), ligações iónicas (transferência de eletrões entre átomos originando estruturas com carater iónico) e ligações metálicas (partilha de eletrões de valência deslocalizados por todos os átomos).

Associar as ligações químicas em que não há partilha significativa de eletrões a ligações intermoleculares.

Interpretar a ocorrência de ligações covalentes simples, duplas ou triplas em H2, N2, O2 e F2, segundo o modelo de Lewis.

Representar, com base na regra do octeto, as fórmulas de estrutura de Lewis de moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2.

Relacionar o parâmetro angulo de ligação nas moléculas CH4, NH3, H2O e CO2 com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência.

Prever a geometria molecular, com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência, em moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2.

 Prever a relação entre as energias de ligação ou os comprimentos de ligação em moléculas semelhantes, com base na variação das propriedades periódicas dos elementos envolvidos nas ligações (por exemplo H2O e H2S ou HCl e HBr).

 Indicar que as moléculas diatómicas homonucleares são apolares e que as moléculas diatómicas heteronucleares são polares, interpretando essa polaridade com base na distribuição de carga elétrica entre os átomos.

 Identificar ligações polares e apolares com base no tipo de átomos envolvidos na ligação.

 Indicar alguns exemplos de moléculas polares (H2O, NH3) e apolares (CO2, CH4).

 Identificar hidrocarbonetos saturados, insaturados e haloalcanos e, no caso de hidrocarbonetos saturados de cadeia aberta até 6 átomos de carbono, representar a fórmula de estrutura a partir do nome ou escrever o nome a partir da fórmula de estrutura.

 Interpretar e relacionar os parâmetros de ligação, energia e comprimento, para a ligação CC nas moléculas etano, eteno e etino.

 Identificar grupos funcionais (álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos e aminas) em moléculas orgânicas, biomoléculas e fármacos, a partir das suas fórmulas de estrutura.

 Identificar ligações intermoleculares – de hidrogénio e de van der Waals – com base nas características das unidades estruturais.

 Relacionar a miscibilidade ou imiscibilidade de líquidos com as ligações intermoleculares que se estabelecem entre unidades estruturais.

Reconhecer que muitos materiais se apresentam na forma de dispersões que podem ser caracterizadas quanto a sua composição.

Definir volume molar e, a partir da Lei de Avogadro, concluir que tem o mesmo valor para todos os gases a mesma pressão e temperatura.

Relacionar a massa de uma amostra gasosa e a quantidade de matéria com o volume molar, definidas as condições de pressão e temperatura.

Relacionar a massa volúmica de uma substancia gasosa com a sua massa molar e volume molar.

Descrever a composição da troposfera terrestre, realçando N2 e O2 como os seus componentes mais abundantes.

Indicar poluentes gasosos na troposfera e identificar as respetivas fontes.

Distinguir solução, dispersão coloidal e suspensão com base na ordem de grandeza da dimensão das partículas constituintes.

Descrever a atmosfera terrestre como uma solução gasosa, na qual também se encontram coloides e suspensões de matéria particulada.

Determinar a composição quantitativa de soluções aquosas e gasosas (como, por exemplo, a atmosfera terrestre), em concentração, concentração em massa, fração molar, percentagem em massa e em volume e partes por milhão, e estabelecer correspondências adequadas.

Interpretar uma reação química como resultado de um processo em que ocorre rutura e formação de ligações químicas.

Interpretar a formação de ligações químicas como um processo exoenergético e a rutura como um processo endoenergético.

Classificar reações químicas em exotérmicas ou em endotérmicas como aquelas que, num sistema isolado, ocorrem, respetivamente, com aumento ou diminuição de temperatura.

Interpretar a energia da reação como o balanco energético entre a energia envolvida na rutura e na formação de ligações químicas, designá-la por variação de entalpia para transformações a pressão constante, e interpretar o seu sinal (positivo ou negativo).

Interpretar representações da energia envolvida numa reação química relacionando a energia dos reagentes e dos produtos e a variação de entalpia.

Determinar a variação de entalpia de uma reação química a partir das energias de ligação e a energia de ligação a partir da variação de entalpia e de outras energias de ligação.

Identificar transformações químicas desencadeadas pela luz, designando-as por reações fotoquímicas.

Distinguir fotodissociação de fotoionização e representar simbolicamente estes fenómenos.

Interpretar fenómenos de fotodissociação e fotoionização na atmosfera terrestre envolvendo O2, O3 e N2, relacionando-os com a energia da radiação envolvida e com a estabilidade destas moléculas.

 Identificar os radicais livres como espécies muito reativas por possuírem eletrões desemparelhados.

 Interpretar a formação e destruição do ozono estratosférico, com base na fotodissociação de O2 e de O3, por envolvimento de radiações ultravioletas UVB e UVC, concluindo que a camada de ozono atua como um filtro dessas radiações.

 Explicar a formação dos radicais livres a partir dos clorofluorcarbonetos (CFC) tirando conclusões sobre a sua estabilidade na troposfera e efeitos sobre o ozono estratosférico.

 Indicar que o ozono na troposfera atua como poluente em contraste com o seu papel protetor na estratosfera.