Modelos atômicos, Propriedades Periódicas I e Outros fatores relacionados aos átomos

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por Marcel� Portell� Var�
o que eu marcar de o são pressupostos incorretos
● Dalton: apresentou o “modelo da bola de bilhar”, primeiro modelo atômico de
base experimental. O átomo seria uma partícula neutra, maciça e indivisível, que
não poderia ser criada ou destruída. Todos os átomos de um mesmo elemento
apresentariam as mesmas características. Em uma reação química, os átomos
não desapareceriam nem se transformariam, mas se rearranjariam para formar
outros compostos.
○ não explicava ideias anteriores de que alguns elementos tinham carga
elétrica positiva e outros negativa
● Thomson: apresentou o modelo “pudim de passas”, que consistia na hipótese de
que um átomo seria uma estrutura maciça de carga positiva que teria cargas
negativas aderidas. Os elétrons estariam presentes em uma quantidade
adequada para deixar a carga do átomo neutra, circulando entre as cargas
positivas, porém teria uma massa quase imperceptível em comparação com a
massa da estrutura.
Para Thomson, um átomo que perdesse um elétron teria carga positiva,
sendo denominado átomo eletropositivo. Caso o átomo ganhasse um elétron
seria denominado átomo eletronegativo, pois teria carga negativa.
Thomson considera o átomo divisível, já que é possível retirar e
acrescentar partículas para torná-lo positivo ou negativo. Esse desequilíbrio
explicaria os fenômenos elétricos, antes não explicados por Dalton.
Thomson mantém a ideia de Dalton que os átomos de um mesmo
elemento teriam massas iguais.
● Rutherford: jogando partículas em uma lâmina de ouro, Rutherford observaα
que elas atravessavam a lâmina com poucos desvios, porém, algumas poucas
vezes, as partículas acabavam voltando. Com essa observação, Rutherford
acredita que havia um pequeno erro no modelo de Thomson, pois os átomos
deveriam ter partes vazias, outras positivas e outras negativas.
O núcleo teria prótons (partículas de cargas positivas) e em sua
eletrosfera teria os elétrons (partículas de carga negativa), mas não sabia
explicar porque os elétrons não colidiriam no núcleo de prótons. Alguns anos
depois, outro cientista explicaria porque as partículas positivas não se repelem,
adicionando os nêutrons (partículas sem carga) ao núcleo
● Bohr: observando que cada elemento químico, quando em combustão, emitia
diferentes comprimentos de onda, Niels Bohr chegou à conclusão de que a
distância entre os elétrons e o núcleo não acontecia de maneira aleatória, já que
o espectro não era contínuo.
Ele, então, apresenta a teoria de que envolta nos núcleos teriam
diferentes órbitas circulares, chamadas de níveis de energia ou camadas
eletrônicas. Cada órbita apresentaria energia constante, diferente das outras
camadas, sendo as mais distantes do núcleo as mais energéticas.
Quando um elétron recebesse energia externa, ele saltaria para uma
camada mais energética (mais afastada do núcleo), fazendo assim um salto
quântico. Assim que ele retornasse para uma camada de menor energia, ele
emitiria energia térmica e/ou luminosa, sendo a cor de luz emitida característica
do elemento em combustão.
A existência das camadas energéticas explicaria porque os núcleos não se
colapsam com seus devidos elétrons, já que cada camada é estável e os elétrons
transitam apenas entre elas, e não livremente ao redor do núcleo.
Bohr estabelece então, matematicamente, que há 7 níveis energéticos,
que podem ser nomeados de K-Q ou de 1-7, sendo a camada K/1 a mais próxima
do núcleo. Não necessariamente um átomo tem as 7 camadas, isso depende de
a qual elemento químico ele pertence. Há também um número MÁXIMO de
elétrons em cada nível:
1. 2 elétrons
2. 8 elétrons
3. 18 elétrons
4. 32 elétrons
5. 32 elétrons
6. 18 elétrons
7. 8 elétrons
Dentro de cada nível energético há diferentes subníveis (diferentes
regiões de diferentes energias em uma mesma camada):
- subnível s tem no MÁXIMO 2 elétrons
- subnível p tem no MÁXIMO 6 elétrons
- subnível d tem no MÁXIMO 10 elétrons
- subnível f tem no MÁXIMO 14 elétrons
Na camada 1, por exemplo, há apenas o subnível s, já na 4 há todos os
subníveis.
A distribuição eletrônica não se dá pelo preenchimento das camadas
mais internas, mas sim de maneira diferenciada, representada pelo Diagrama de
Linus Pauling: (as setas indicam a ordem de ocupação)
➔ Isóbaros: átomos de mesma massa (A)
➔ Isótonos: átomos com o mesmo número de nêutrons
➔ Isótopos: átomos com o mesmo número de prótons
➔ Isoeletrônicos: átomos com o mesmo número de elétrons
➔ Camada de valência: última camada ocupada pelos elétrons de um átomo
➔ Elétrons de valência: elétrons que ocupam a camada de valência
➔ Raio atômico: distância entre o núcleo de um átomo e sua camada de valência
➔ Energia/Potencial de ionização (PI): energia necessária para retirar um elétron
da camada de valência
➔ Carga nuclear efetiva (CNE):
◆ só é utilizada quando os elementos analisados têm o mesmo número de
camadas ocupadas ou quando eles forem isoeletrônicos
Z - n° de elétrons que ocupam as camadas entre a
camada de valência e o núcleo
◆ quanto maior o número atômico, menor o raio atômico e maior é a
energia de ionização
◆ quanto maior a CNE, maior a atração dos elétrons pelo núcleo e menor é
o raio atômico
◆ ao comparar o raio atômico de um cátion com o raio de sua espécie
neutra, o raio do cátion é menor
◆ ao comparar o raio atômico de um ânion com o raio de sua espécie
neutra, o raio do ânion é maior
➔ Efeito de blindagem: elétrons da 1ª camada bloqueiam a atração dos elétrons de
valência pelo núcleo, porém quanto maior for o número atômico, menor será o
efeito de blindagem