Química Geral - Aula 1

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<p>QUÍMICA GERAL</p><p>AULA 1</p><p>Prof. Marcos Baroncini Proença</p><p>2</p><p>CONVERSA INICIAL</p><p>Nos anos em que venho ensinando Química, cada vez mais fica</p><p>evidenciada sua importância, pois, sem ela, não existiriam novos materiais,</p><p>como o grafeno, responsável por um salto evolutivo na transmissão e</p><p>processamento de dados, os motores elétricos e a combustão com materiais</p><p>cada vez mais leves e eficientes, novos combustíveis para geração de energia,</p><p>alimentos, medicamentos, produtos de higiene e limpeza, processos industriais,</p><p>sustentabilidade... Enfim, tudo o que nos cerca no mundo moderno depende de</p><p>uma boa dose de entendimento da química. Para compreendermos as</p><p>propriedades dos materiais de engenharia e de substâncias com as quais</p><p>entramos em contato no nosso dia a dia, é fundamental que conheçamos como</p><p>são as estruturas atômicas dos elementos que se ligam para os constituírem.</p><p>Assim, é necessário compreender a estrutura atômica e saber representá-la para</p><p>que, em função disso, seja possível prever algumas propriedades periódicas que</p><p>certamente serão incorporadas aos materiais ou às substâncias geradas por</p><p>suas ligações.</p><p>TEMA 1 – O ÁTOMO</p><p>1.1 Primeira teoria sobre o átomo</p><p>Podemos atribuir a primeira teoria sobre o átomo ao filósofo Leucipo de</p><p>Mileto, na Grécia do século V a.C., ou seja, mais de 2.400 anos atrás. Mas quem</p><p>desenvolveu esta teoria dentro de observações materialistas e do raciocínio</p><p>lógico foi seu discípulo Demócrito de Abdera, em suas obras literárias.</p><p>Figura 1 – Dracma grego com a imagem de Demócrito</p><p>Fonte: Andrey Lobachev/Shutterstock.</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>eders</p><p>Caixa de texto</p><p>Antes de Cristo já se falava sobre o átomo.</p><p>3</p><p>Como membro da filosofia materialista de Mileto, Demócrito acreditava</p><p>que tudo é resultado das leis naturais e, portanto, pode ser explicado por</p><p>interações entre elementos físicos, regidos por estas leis. Como efeito de sua</p><p>posição materialista, e seguindo a teoria de Leucipo, Demócrito defendia, acerca</p><p>da natureza das coisas, que</p><p>na origem de todas as coisas estão os átomos e o vazio (tudo o mais</p><p>não passa de suposição). Os mundos são ilimitados, engendrados e</p><p>perecíveis. Nada nasce do nada e nada volta ao nada. Os átomos são</p><p>ilimitados em grandeza e número, e são arrastados com o todo em um</p><p>turbilhão. Assim nascem todos os compostos: o fogo, o ar, a água, a</p><p>terra. Pois são conjuntos de átomos, incorruptíveis e fixos devido à sua</p><p>firmeza. (Conforme texto doxográfico da obra de Diógenes Laércio do</p><p>século II d.C., denominado Vidas e Doutrinas dos Filósofos Ilustres)</p><p>Assim, tudo consistia em um número infinito de partículas extremamente</p><p>pequenas, completamente cheias e sem espaço vazio; indivisíveis, indestrutíveis</p><p>e eternas, que ele e seu mestre chamaram de “átomos” (do grego, a =</p><p>negação/tomos = divisível, ou seja, não divisíveis). Esta posição foi</p><p>revolucionária em sua época, entrando em confronto com o que pregava</p><p>Parêmides de Eleia, da escola de Eleia, que era mais antiga, e cujos postulados</p><p>eram defendidos por ilustres filósofos, como Aristóteles e Platão, com quem em</p><p>diversas oportunidades Demócrito confrontou suas teorias. O ponto principal da</p><p>discussão era a continuidade ou descontinuidade da matéria, ou seja, a presença</p><p>ou não de vazios na natureza das coisas.</p><p>Demócrito utilizou os sentidos humanos para oferecer analogias que nos</p><p>possibilitassem ter uma imagem dos átomos. Ele empregou como exemplo a</p><p>maçã, que pode ser cortada em minúsculos pedaços, o pote cerâmico, que se</p><p>quebra em pequenos pedaços que podem ser transformados em pó por</p><p>trituração, e a decomposição de frutas e animais. Seguindo também a escola</p><p>pitagórica, distinguiu os átomos de acordo com formas, tamanhos e a maneira</p><p>como se agrupam. Esta variedade de átomos seria importante para explicar a</p><p>diferença de solidez dos objetos no mundo.</p><p>Estes mesmos sentidos humanos eram usados por Platão e Aristóteles</p><p>para postular que o vazio não existia, sendo todas as coisas totalmente</p><p>preenchidas. Como nenhum dos lados possuía ferramentas para comprovar</p><p>tacitamente suas teorias, a discussão permaneceu ao longo dos anos. Mais de</p><p>um século se passou e Epicuro, ainda defendendo a teoria da existência do</p><p>átomo e do vazio, acrescentou o conceito de que átomos de materiais diferentes</p><p>teriam pesos diferentes, constituindo a primeira Teoria da Massa Atômica.</p><p>4</p><p>Assim, entre os séculos V a.C. e II a.C., tivemos a primeira definição do</p><p>que seria o átomo e a massa atômica.</p><p>1.2 Leis fundamentais da composição da matéria e a teoria atômica de Dalton</p><p>Contribuições significativas para a compreensão de questões como a da</p><p>estrutura da matéria só começaram a surgir a partir de 1620, quando Francis</p><p>Bacon propôs uma metodologia de investigação dos problemas científicos</p><p>baseada na observação e na coleta de dados.</p><p>No final do século XVIII, pesquisadores conseguiram identificar algumas</p><p>substâncias como elementos e outras como compostos. Começavam a ser</p><p>estabelecidas, experimentalmente, várias leis relativas à composição da matéria</p><p>e às reações químicas.</p><p>A lei mais fundamental relacionada à composição da matéria é a Lei da</p><p>Conservação das Massas, publicada pela primeira vez em 1760, em um ensaio</p><p>do químico russo Mikhail Lomonosov. No entanto, foi o químico francês Antoine</p><p>Laurent Lavoisier que tornou esta lei mundialmente conhecida (hoje, fala-se</p><p>também “Lei de Lavoisier”). Por volta de 1774, usando balanças precisas como</p><p>instrumentos de análise quantitativa, ele postulou que “A soma das massas das</p><p>substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação”,</p><p>como resultado da análise de diversos ensaios de combustão e calcinação de</p><p>substâncias em recipientes fechados.</p><p>Em 1797, o também químico e francês Joseph Louis Proust elaborou a</p><p>Lei das Proporções Constantes, ou Lei das Proporções Definidas, conhecida</p><p>também como Lei de Proust. Ele realizou experimentos com substâncias puras</p><p>e concluiu que, independentemente do processo usado para obtê-las, a</p><p>composição em massa dessas substâncias era constante. Assim, postulou que</p><p>“as massas dos reagentes e produtos participantes de uma reação mantêm uma</p><p>proporção constante”.</p><p>Em 1803, o químico inglês John Dalton, tomando como base a Lei das</p><p>Proporções Definidas de Proust, postulou a Lei das Proporções Múltiplas, uma</p><p>das leis fundamentais da estequiometria. Esta lei estabelece que, sempre que</p><p>elementos químicos se combinam para formar um ou mais de um composto, o</p><p>fazem numa razão de pequenos números inteiros.</p><p>Uma vez postuladas, houve a necessidade de explicar o porquê de as</p><p>substâncias e materiais da natureza obedecerem a estas leis.</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/1797</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>5</p><p>Novamente, o químico e cientista John Dalton, que desde 1793 lecionava</p><p>matemática, física e química no New College, em Manchester, explicou o porquê</p><p>de as substâncias e materiais da natureza obedecerem a estas leis, elaborando</p><p>e postulando a primeira teoria atômica moderna.</p><p>Figura 2 – Sir John Dalton</p><p>Fonte: Georgios Kollidas/Adobe Stock.</p><p>Dalton desenvolveu sua teoria atômica numa série de conferências que</p><p>proferiu em Londres, nos anos de 1804 e 1805, quando expôs suas conclusões</p><p>de ensaios com gases. Temos abaixo alguns postulados desta teoria:</p><p>• Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas e</p><p>indivisíveis, chamadas de átomos.</p><p>• Os átomos são maciços e apresentam forma esférica semelhante a uma</p><p>bola de bilhar.</p><p>• Os átomos são indivisíveis.</p><p>• Os átomos são indestrutíveis.</p><p>• Os átomos de um elemento têm sempre a mesma massa média e as</p><p>mesmas propriedades. Os átomos de elementos diferentes teriam, por</p><p>consequência, massas diferentes e diferentes propriedades.</p><p>• Os compostos são formados pelas combinações de átomos e elementos</p><p>diferentes.</p><p>6</p><p>• Os átomos de dois ou mais elementos podem se combinar em mais de</p><p>uma proporção, formando mais de um composto.</p><p>A Teoria Atômica de Dalton explicava as leis fundamentais da composição</p><p>da matéria da seguinte forma: a Lei da Conservação da Massa foi explicada,</p><p>pois, se as mudanças químicas efetuam só um rearranjo dos átomos em várias</p><p>combinações, é claro que a massa total do material envolvido na transformação</p><p>química deve permanecer inalterada.</p><p>A Lei da Composição Constante foi entendida nos seguintes termos: se</p><p>os compostos são formados pela combinação de números definidos de átomos</p><p>de elementos diferentes, a massa relativa de cada componente no composto</p><p>deve ser a mesma. Assim, os elementos devem sempre guardar as mesmas</p><p>proporções de massa em todas as substâncias puras do mesmo composto.</p><p>A Lei da Proporções Múltiplas também foi esclarecida, pois, em vista dos</p><p>átomos manterem sua massa característica, a combinação de um ou mais</p><p>átomos de um elemento com outro leva a uma variação de peso numa relação</p><p>múltipla simples.</p><p>Como resultado da Teoria Atômica de Dalton, os cientistas ficaram</p><p>estimulados para obter explicações de outros fatos observados. Logo</p><p>descobriram que o peso de um átomo era uma de suas propriedades</p><p>fundamentais. E, porque este peso fornecia o melhor meio quantitativo de</p><p>distinguir os átomos dos diferentes elementos, concentraram-se na descoberta</p><p>de valores exatos para os pesos relativos de vários átomos. Esses pesos vieram</p><p>a ser conhecidos como “pesos equivalentes”.</p><p>Trabalhando com esses pesos equivalentes dos elementos e, mais tarde,</p><p>com o conhecimento do número de átomos envolvidos em cada combinação, os</p><p>cientistas puderam deduzir pesos relativos para átomos de vários elementos.</p><p>Esses pesos relativos são chamados de “pesos atômicos”, e são a base da</p><p>construção da Tabela Periódica.</p><p>TEMA 2 – ESTRUTURA ATÔMICA</p><p>A Teoria Atômica de Dalton preconizava que os átomos dos elementos</p><p>eram indivisíveis, e que não existiam partículas menores que os átomos. Novos</p><p>fatos, com o aperfeiçoamento da tecnologia aplicada para este tipo de estudo,</p><p>levaram a modificações e extensões desta teoria, orientando o estudo da</p><p>estrutura atômica.</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>7</p><p>2.1 Descoberta dos componentes do átomo</p><p>2.1.1 Elétrons</p><p>A descoberta e a comprovação da existência do elétron remetem à última</p><p>metade do século XIX, quando Michael Faraday iniciou uma pesquisa sobre as</p><p>descargas elétricas em gases submetidos a baixas pressões. A pesquisa</p><p>alcançou maior desenvolvimento quando o alemão Heinrich Geissler conseguiu</p><p>construir tubos de vidro selados que continham eletrodos de metal. Com esses</p><p>tubos, o físico alemão Julius Plücker observou que, próximo ao catodo, formava-</p><p>se uma luminescência de cor verde; o físico alemão Eugen Goldstein</p><p>demonstrou que esta luminescência era provocada por raios que partiam do</p><p>catodo e atravessavam o tubo em linha reta, chamando estes raios de “raios</p><p>catódicos”.</p><p>O grande passo para o uso destes conhecimentos na descoberta e</p><p>comprovação da existência do elétron foi dado por volta de 1886, quando Sir</p><p>William Crookes projetou um tubo em que esses raios poderiam ser mais bem</p><p>estudados. Construiu um tubo curvo, produziu vácuo em seu interior e aplicou</p><p>altas voltagens em suas extremidades, onde se localizavam as placas metálicas.</p><p>De seus experimentos, concluiu que os raios catódicos são formados de feixes</p><p>de partículas com carga negativa, emitidas do catodo com velocidade muito alta.</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>8</p><p>Figura 3 – Sir William Crookes</p><p>Crédito: George Charles Beresford - CC/PD.</p><p>Figura 4 – Experimento de Crookes</p><p>Crédito: Sergey Merkulov/Shutterstock.</p><p>Em 1897, Sir Joseph John Thomson, professor de física de Cambridge,</p><p>realizou novas experiências que o levaram a concluir que os raios catódicos</p><p>9</p><p>eram formados por partículas que possuem carga negativa. Tempos mais tarde,</p><p>Thomson provou que esses raios eram desviados mediante a aplicação de</p><p>campo elétrico, chamando a isso de “elétrons”. Thomson procurou determinar</p><p>algumas propriedades dos elétrons, como, por exemplo, o valor da carga e a</p><p>massa destas partículas. Com os recursos da época, não foi possível obter</p><p>experimentalmente o valor dessas grandezas. O que ele conseguiu foi medir a</p><p>razão entre a carga e a massa do elétron.</p><p>Figura 5 – Sir Joseph John Thomson</p><p>Crédito: Natata/Shutterstock.</p><p>2.1.2 Prótons</p><p>O primeiro passo para a descoberta e a comprovação da existência dos</p><p>prótons foi dado em 1886 quando Eugen Goldstein introduziu uma nova variante</p><p>na experiência de Crookes e perfurou o cátodo da ampola. Ele percebeu um</p><p>feixe de raios de luz na direção oposta ao feixe dos raios catódicos. Se os raios</p><p>catódicos eram negativos, este novo raio deveria ter um caráter positivo.</p><p>10</p><p>Figura 6 – Eugen Goldstein</p><p>Crédito: Smile Ilustras.</p><p>Em 1898, Wilhelm Wien refez os experimentos de Goldstein, mas com um</p><p>diferencial: submeter o raio a um campo eletrostático muito mais intenso que o</p><p>do experimento antecessor. Com seus experimentos, Wien concluiu que os raios</p><p>eram compostos por Hidrogênio ionizado.</p><p>Pouco antes, em 1896, a presença de partículas carregadas</p><p>positivamente no átomo foi verificada por Antoine Henri Becquerel, cientista</p><p>francês, nos primeiros estudos sobre radioatividade. Ele notou que certos</p><p>elementos, notadamente o urânio, emitiam, espontaneamente, partículas</p><p>carregadas positivamente, o que ele chamou de “partículas alfa”, e partículas</p><p>carregadas negativamente, o que ele chamou de “partículas beta”.</p><p>https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/hidrogenio/</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>11</p><p>Figura 7 – Antoine Henri Becquerel</p><p>Crédito: Paul Nadar - CC/PD.</p><p>No entanto, somente 20 anos depois, em 1919, Ernest Rutherford publica</p><p>seus estudos acerca da desintegração artificial e, consequentemente, a</p><p>conclusão inequívoca acerca da descoberta do próton. O experimento de</p><p>Rutherford será abordado com mais detalhes no Tema 3, quando falaremos da</p><p>estrutura atômica.</p><p>Figura 8 – Ernest Rutherford</p><p>Crédito: Prachaya Roekdeethaweesab/Shutterstock.</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>12</p><p>2.1.3 Nêutrons</p><p>Quando Ernerst Rutherford publicou os resultados de seus experimentos</p><p>e lançou sua teoria sobre a estrutura atômica, muitas controvérsias surgiram,</p><p>sendo a principal referente ao postulado de que o átomo teria um núcleo</p><p>composto de partículas positivas chamadas “prótons”. Como já era amplamente</p><p>conhecido o conceito de atração e repulsão de cargas, concluiu-se que este</p><p>fenômeno comprometeria a estabilidade do núcleo, porque os prótons, sendo</p><p>partículas positivas, sofreriam uma força de repulsão entre si e o núcleo se</p><p>desfaria. Diante disso, Rutherford admitiu que deveriam existir no núcleo outras</p><p>partículas semelhantes aos prótons, porém, sem carga elétrica. Isto explicaria a</p><p>estabilidade do núcleo, pois tais partículas neutras evitariam que houvesse</p><p>proximidade suficiente entre os prótons para que a repulsão pudesse ameaçar a</p><p>estabilidade do núcleo.</p><p>Só em 1932 o físico inglês Sir James Chadwik conseguiu comprovar este</p><p>conceito. Em seu experimento, Sir Chadwik bombardeou o elemento berílio com</p><p>o feixe de partículas alfa, provocando a colisão destas partículas com o</p><p>elemento. Utilizando o conceito da Conservação da Quantidade de Movimento,</p><p>verificou em seus cálculos que o núcleo do berílio estava emitindo partículas sem</p><p>carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons, as quais chamou de</p><p>nêutrons.</p><p>Figura 9 – Sir James Chadwick</p><p>Crédito: Romanvs Moses/Shutterstock.</p><p>13</p><p>2.1.4 Léptons e Quarks</p><p>Em 1964, o professor emérito de física teórica do Instituto de Tecnologia</p><p>da Califórnia e um dos fundadores do Instituto Santa Fé, Murray Gell-Mann,</p><p>propôs, independentemente e concomitantemente com o físico russo-americano</p><p>George Zweig,</p><p>que na época era pesquisador no Laboratório Nacional Los</p><p>Alamos e no Massachusetts Institute of Technology – MIT, a existência dos</p><p>quarks, que seriam as menores partículas componentes na matéria. Na época,</p><p>a proposição era ousada e pouca gente a levou a sério.</p><p>A evidência experimental dos quarks foi considerada convincente apenas</p><p>na década de 1970, a chamada década de ouro da física de partículas, através</p><p>de reações de altas energias em aceleradores/colisores de partículas, como o</p><p>acelerador Linear de Stanford.</p><p>Hoje é aceito pela comunidade científica que os quarks, assim como os</p><p>léptons, são as partículas verdadeiramente elementares da matéria, sendo o</p><p>elétron um tipo de lépton e o próton, e o nêutron constituídos de quarks.</p><p>2.2 Estrutura atômica</p><p>Desde que o homem conjecturou a existência do átomo, ele busca</p><p>desvendar como é essa estrutura. Considerando o mesmo raciocínio materialista</p><p>de Mileto e da escola pitagórica que Leucipo e Demócrito usaram para definir o</p><p>átomo, a primeira proposta estrutural da era moderna deve ser atribuída a Sir</p><p>John Dalton, o qual propôs que o átomo possuía uma forma esférica, tal qual</p><p>uma bola de bilhar.</p><p>Porém, ponderando que o átomo seja constituído de partículas menores,</p><p>Sir Joseph John Thomson foi o primeiro a fazer uma proposta de estrutura</p><p>atômica. Após seus experimentos, que resultaram na comprovação da existência</p><p>do elétron, Sir Thomson propôs que o átomo era formado por elétrons imersos</p><p>em uma base estrutural de carga positiva, tal qual ameixas em um pudim, motivo</p><p>pelo qual este modelo também ficou conhecido como “Modelo do pudim de</p><p>ameixas”. É interessante observar que Sir Thomson afirmou que a carga do</p><p>átomo seria nula, pois a carga dos elétrons anularia a carga positiva.</p><p>Este modelo, embora suscitasse diversas controvérsias, permaneceu</p><p>vigente até o ano de 1911, quando Ernest Rutherford apresentou sua proposta</p><p>de modelo de estrutura atômica, resultante da análise dos resultados de seu</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/Instituto_de_Tecnologia_da_Calif%C3%B3rnia</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/Instituto_de_Tecnologia_da_Calif%C3%B3rnia</p><p>https://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Instituto_Santa_F%C3%A9&action=edit&redlink=1</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/George_Zweig</p><p>https://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Laborat%C3%B3rio_Nacional_Los_Alamos&action=edit&redlink=1</p><p>https://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Laborat%C3%B3rio_Nacional_Los_Alamos&action=edit&redlink=1</p><p>http://web.mit.edu/</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/MIT</p><p>14</p><p>experimento de laboratório sobre a desintegração dos elementos e a química</p><p>das substâncias radioativas. Rutherford executou o seguinte experimento:</p><p>• Uma fonte de partículas α foi colocada na boca de um detector circular.</p><p>• As partículas α foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro.</p><p>• A maioria das partículas α passaram diretamente através da chapa, sem</p><p>desviar.</p><p>• Algumas partículas α foram desviadas com ângulos grandes.</p><p>Figura 10 – Experimento de Rutherford</p><p>Crédito: Drp8/Shutterstock.</p><p>Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de</p><p>Rutherford seria impossível. Rutherford concluiu que as partículas carregadas</p><p>positivamente ficavam concentradas num pequeno volume do átomo, que</p><p>conteria a maior parte de sua massa. A esse volume chamou de “núcleo”, o qual,</p><p>pela concentração de prótons, apresentaria carga positiva. Os elétrons estariam,</p><p>então, espalhados por todo o espaço de volume relativamente grande que</p><p>15</p><p>envolveria o núcleo, chamado de “nuvem eletrônica”. Vamos lembrar que, em</p><p>1919, Rutherford provou a existência do próton, dando mais força à sua teoria.</p><p>Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira:</p><p>• Supondo que o átomo seja esférico, a carga positiva deveria estar</p><p>localizada no centro, com uma carga negativa difusa em torno dele.</p><p>• O átomo, portanto, seria constituído de partículas neutras, positivas e</p><p>negativas.</p><p>• As partículas positivas e neutras estariam localizadas no núcleo do átomo,</p><p>que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deveria ao núcleo.</p><p>• Os elétrons estariam localizados fora do núcleo, espalhados na forma de</p><p>nuvem.</p><p>Assim, com estes estudos, até a descoberta do nêutron, algumas</p><p>partículas da estrutura atômica se tornaram claras. Então, o número de prótons</p><p>no núcleo de um átomo ficou conhecido como “número atômico”. Também ficou</p><p>estabelecido que o número de elétrons na nuvem eletrônica de um átomo é igual</p><p>ao número de prótons no núcleo. Posteriormente, o número de massa foi definido</p><p>como a soma do número de prótons e nêutrons presentes no núcleo.</p><p>Contudo havia uma grande controvérsia referente a esta proposta de</p><p>estrutura atômica. Tomando como base os conhecimentos da física clássica,</p><p>estes elétrons componentes da nuvem eletrônica descreveriam uma curva</p><p>espiralada até se chocarem com o núcleo.</p><p>Em 1913, o físico dinamarquês especialista em física atômica Niels Henry</p><p>David Bohr resolveu a controvérsia existente através do modelo da estrutura</p><p>atômica que propôs e que até hoje é usado. Vale como curiosidade apresentar</p><p>a trajetória que levou este brilhante cientista até seu modelo. No ano de 1911,</p><p>Niels Bohr viajou da Dinamarca para a Inglaterra e foi trabalhar com Sir Thomson</p><p>na Universidade de Cambridge, com o objetivo de desenvolver uma tese sobre</p><p>a teoria eletrônica dos metais. Trabalhou por um ano e, como lá não encontrou</p><p>respostas para suas indagações, em 1912 se mudou para Manchester, para</p><p>trabalhar como assistente de Rutherford, focando seu trabalho na resolução da</p><p>controvérsia a respeito do modelo proposto por este renomado cientista. Voltou</p><p>para a Dinamarca em 1916, tornando-se diretor do Instituto de Física Teórica na</p><p>Universidade de Copenhague, na qual havia se formado. Iniciou a elaboração de</p><p>seu modelo trocando inúmeras correspondências com Rutherford. Em uma</p><p>16</p><p>destas correspondências, enviou um memorando, no qual, ao final, formulou a</p><p>hipótese de que a estabilidade dos anéis eletrônicos do modelo atômico de</p><p>Rutherford decorreria da proporcionalidade entre a energia cinética e a</p><p>frequência de rotação dos elétrons dispostos em “anéis” ao redor do núcleo.</p><p>Começou seu trabalho usando a bagagem que obteve trabalhando com</p><p>Thomson e Rutherford, partindo do princípio de que um gás emitia luz quando</p><p>uma corrente elétrica passava por ele, porque os elétrons, em seus átomos,</p><p>absorveriam esta energia elétrica e depois a liberariam na forma de fóton. Sendo</p><p>assim, deduziu que deveria haver uma energia disponível para seus elétrons, a</p><p>qual poderia ser quantizada. Montou seus preceitos usando o princípio da</p><p>quantização da energia proposto por Planck, mas ainda sem sucesso, pois</p><p>lançava mão da mecânica estática como premissa de resolução. Só após uma</p><p>conversa com seu amigo, o espectroscopista Hans Hansen, que lhe questionou</p><p>como sua teoria explicaria as séries espectrais decorrentes da fórmula de</p><p>Balmer-Rydberg (utilizada em física atômica para determinar todo o espectro da</p><p>luz emitida pelo hidrogênio), foi que, ao estudar a dedução desta equação,</p><p>chegou à forma definitiva.</p><p>Figura 11 – Espectro de hidrogênio</p><p>Crédito: Emir Kaan/Shutterstock.</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica_at%C3%B4mica</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/Espectro_eletromagn%C3%A9tico</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio</p><p>17</p><p>Para isso, estabeleceu que:</p><p>• O equilíbrio dinâmico dos sistemas nos estados estacionários pode ser</p><p>discutido por meio da mecânica ordinária, enquanto a passagem dos</p><p>sistemas entre diferentes estados não pode ser tratada nessa base.</p><p>• Esta passagem é seguida pela emissão de uma radiação homogênea,</p><p>para a qual a relação entre a frequência e a quantidade de energia emitida</p><p>segue o princípio da quantização da energia proposto por Planck.</p><p>A partir desses pressupostos, Bohr chegou às relações para as energias</p><p>estacionárias e para as energias da radiação emitidas em consequência da</p><p>transição entre dois estados estacionários, fundamental para seu modelo, cuja</p><p>expressão é:</p><p>𝐸𝐸 = (−2,18 . 10−18𝐽𝐽) . � 1</p><p>𝑛𝑛2</p><p>�.</p><p>A variável de número inteiro n desta expressão foi chamada de “número</p><p>quântico”, podendo assumir valores de 1 a infinito. Para cada raio atômico haverá</p><p>um número quântico proporcional. O menor estado de energia se encontra no</p><p>n=1, aumentando com o valor de n. Aplicando esta expressão ao átomo de</p><p>hidrogênio, Bohr observou que havia um bom acordo entre seu modelo e alguns</p><p>resultados experimentais conhecidos. Postulou, desse modo, seu modelo de</p><p>estrutura atômica, no qual:</p><p>• Apenas órbitas circulares de certos raios a partir do núcleo,</p><p>correspondentes a níveis de energias bem definidos, são permitidos para</p><p>os elétrons em um átomo.</p><p>• Os elétrons nestas órbitas permitidas não irradiarão energia e, portanto,</p><p>não se moverão em uma espiral na direção do núcleo, sendo estas órbitas</p><p>de energia estacionária.</p><p>• A energia só é irradiada ou absorvida pelos elétrons quando mudarem de</p><p>um estado de energia permitido para outro, sendo a energia irradiada na</p><p>forma de fóton.</p><p>Assim nasceu o modelo que até hoje é o mais usado, no qual o átomo é</p><p>constituído por um núcleo contendo prótons e nêutrons e, ao redor dele, circulam</p><p>elétrons em órbitas circulares definidas.</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>18</p><p>Figura 12 – Representação do modelo de Bohr</p><p>Até o momento, foram observados sete níveis de energia referentes à</p><p>circulação dos elétrons ao redor do núcleo. Assim, teríamos n variando de 1 até</p><p>7. No modelo de Bohr, estes níveis também são representados com letras</p><p>maiúsculas, variando de K até Q. Especula-se que a representação por letras</p><p>comece com a letra K em homenagem a Copenhague, cidade Natal de Bohr (na</p><p>grafia nórdica, København). Este modelo atendia ao hidrogênio e a elementos</p><p>que seguiam seu comportamento, não atendendo a átomos mais complexos.</p><p>Coube ao seu assistente, o físico alemão Arnold Johannes Wilhelm</p><p>Sommerfeld, em 1915, estudando os espectros de emissão de átomos mais</p><p>complexos que o hidrogênio através da Teoria da Relatividade de Einstein e da</p><p>Teoria Quântica, complementar o modelo proposto, admitindo que em cada</p><p>camada eletrônica (n) havia uma órbita circular e n menos uma (n-1) órbitas</p><p>elípticas com diferentes excentricidades. Essas órbitas elípticas foram chamadas</p><p>de subníveis ou subcamadas, e caracterizadas por l, em que l varia de 0 até 3.</p><p>Assim, o modelo passou a ficar conhecido como “Modelo da Estrutura Atômica</p><p>de Bohr-Sommerfeld”.</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>19</p><p>Figura 13 – Da esquerda para a direita, Sommerfeld, Bohr e o modelo proposto</p><p>Crédito: Science Photo Library/ Fotoarena.</p><p>A Teoria de Bohr e Sommerfeld teve de ser abandonada quando</p><p>pesquisas mostraram que não seria correto admitir que os elétrons fossem, num</p><p>átomo, partículas discretas com posições e velocidades definidas.</p><p>Em 1924, Louis-Victor de Broglie, físico francês, estabeleceu o Princípio</p><p>da Dualidade Onda-Partícula, sugerindo que todas as partículas materiais</p><p>poderiam, eventualmente, manifestar propriedades ondulatórias. Em particular,</p><p>pequenas partículas como os elétrons, movendo-se com uma velocidade v,</p><p>teriam, por hipótese, um caráter ondulatório a eles associado, com comprimento</p><p>de onda ʎ, relacionado à sua massa m e à velocidade v, em função da constante</p><p>de Planck h, cuja expressão seria:</p><p>ʎ = h / (m.v)</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>20</p><p>Figura 14 – Louis de Broglie</p><p>Crédito: CBW / Alamy / Fotoarena.</p><p>Mais tarde, em 1926, o físico alemão Erwin Schrödinger propôs que todas</p><p>as partículas em movimento podiam ser descritas por uma equação de onda.</p><p>Este brilhante cientista havia desenvolvido uma equação que permitia encontrar</p><p>a função de onda de uma partícula a partir do conhecimento da energia potencial</p><p>à qual está submetida. Aplicada aos átomos, leva ao mesmo resultado de Bohr</p><p>para os níveis de energia do elétron no átomo de hidrogênio, além de explicar</p><p>corretamente as propriedades dos átomos mais complexos.</p><p>Figura 15 – Exemplo da aplicação da equação de Schrödinger para um elemento</p><p>mais complexo que o hidrogênio.</p><p>Fonte: elaborado com base em Brown; LeMay Jr.; Bursten; Burdge, 2005.</p><p>21</p><p>Figura 16 – Erwin Schrödinger</p><p>Crédito: Zenobillis/Shutterstock.</p><p>A equação de Schrödinger – 𝐻𝐻.�𝜓𝜓 = 𝐸𝐸.𝜓𝜓 –, quando resolvida, gera uma</p><p>série de funções de onda 𝜓𝜓 , cada uma delas associada a uma energia de ligação</p><p>E do elétron. Esta função de onda parte da premissa de que a posição do elétron,</p><p>como partícula discreta, não pode ser precisamente conhecida. Em lugar disso,</p><p>tem-se uma função de onda 𝜓𝜓, perfeitamente definida em cada campo do</p><p>espaço.</p><p>A função 𝜓𝜓 pode ser interpretada das seguintes maneiras:</p><p>• Sendo o elétron uma partícula discreta; o quadrado da função de onda, 𝜓𝜓,</p><p>dá a probabilidade relativa de ele estar num dado ponto.</p><p>• Como o elétron se espalha como uma distribuição de carga negativa, a</p><p>densidade de carga varia de ponto a ponto, com a grandeza 𝜓𝜓2.</p><p>Em 1927, o físico alemão Werner Heisenberg, que trabalhava no Instituto</p><p>de Niels Bohr, em Copenhague, acrescentou a este conceito o princípio da</p><p>incerteza. Heisenberg estava trabalhando com as implicações da Teoria</p><p>Quântica e descobriu um problema no modo como as propriedades físicas</p><p>básicas de uma partícula em um sistema quântico podiam ser medidas, o que</p><p>equacionou da seguinte forma:</p><p>http://www.nobelprize.org/nobel_prizes/physics/laureates/1922/bohr-bio.html</p><p>22</p><p>∆𝑥𝑥 .∆𝑝𝑝 ≥</p><p>ℎ</p><p>2</p><p>Esta equação representa o Princípio da Incerteza, pelo qual não podemos</p><p>medir a posição (x) e o momento (p) de uma partícula com precisão absoluta.</p><p>Quanto mais precisamente conhecemos um desses valores, menos sabemos</p><p>exatamente sobre o outro. A multiplicação dos erros nas medidas destes valores</p><p>(∆x .∆p) dará um número maior ou igual à metade da constante de Planck �ℎ</p><p>2</p><p>�.</p><p>Assim, segundo Werner Heisenberg, para encontrar a posição correta de</p><p>um elétron, a radiação deve ter um comprimento de onda na ordem da incerteza</p><p>com que se quer determinar esta posição. Quanto menor for o comprimento de</p><p>onda, menor será o erro da posição do elétron. Entretanto, conseguindo</p><p>estabelecer a posição provável, este elétron já não estará mais nesta posição.</p><p>Mas, afinal de contas, como fica então a estrutura atômica?</p><p>Reparem que avançamos em conceitos e tecnologia, e estamos</p><p>praticamente voltando a questões filosóficas da Grécia de Demócrito.</p><p>Se o comportamento de partículas aceleradas é de onda, ou seja, pura</p><p>energia, como explicar os aceleradores/colisores de partículas, como o</p><p>acelerador Linear de Stanford, cujo princípio é provocar um aumento de</p><p>velocidade em uma partícula carregada por meio de campos eletromagnéticos e</p><p>então causar o choque desta partícula contra um ponto específico, no qual</p><p>existem detectores que registram as bandas de energia geradas no choque?</p><p>Para ocorrer o choque tem de existir partícula.</p><p>Por outro lado, como explicar que o calor que vem do Sol e é transmitido</p><p>por elétrons esquenta os cômodos de uma casa ou ambiente de trabalho</p><p>atravessando paredes, telhado e janelas? Para isso, é preciso que seja energia</p><p>na forma de onda.</p><p>Como explicar nossa própria existência se as estruturas atômicas não</p><p>forem constituídas por partículas? Como explicar o calor que trocamos com o</p><p>ambiente se não isso não for constituído por energia na forma de onda?</p><p>Talvez a melhor resposta esteja no Princípio de Dualidade de Luis-Victor</p><p>de Broglie, o qual propôs que os elétrons apresentavam características tanto</p><p>23</p><p>ondulatórias como corpusculares, comportando-se de um ou outro modo,</p><p>dependendo do experimento específico.</p><p>Portanto, podemos afirmar que a estrutura atômica é composta de um</p><p>núcleo com prótons e nêutrons, circundado</p><p>por elétrons que se comportam ora</p><p>como partícula, ora como onda.</p><p>TEMA 3 – ORBITAIS</p><p>Como é sabido sobre a estrutura atômica, as funções de onda nos</p><p>fornecem a probabilidade relativa de um elétron estar numa dada posição ao</p><p>redor do núcleo. Considerando agora o conjunto de funções de onda do elétron</p><p>num átomo, temos os chamados orbitais. Assim, podemos definir os orbitais</p><p>como as regiões no espaço nas quais as funções de onda indicam a maior</p><p>probabilidade de haver elétrons para os diversos níveis e subníveis de energia.</p><p>Os subníveis são designados por letras minúsculas: s, p, d, f, g, h, i, sendo esses</p><p>3 últimos ausentes no diagrama convencional, pois, apesar de existirem na</p><p>teoria, não há átomo que possua tantos elétrons e que precise utilizar esses</p><p>subníveis. Assim, os orbitais conhecidos até hoje são os orbitais s, p, d, f. Vamos</p><p>conhecê-los.</p><p>3.1 Orbital s</p><p>O orbital s é denominado sharp (nítido), tendo sido o primeiro tipo de</p><p>orbital detectado, gerando as raias espectrais de elementos simples como o</p><p>hidrogênio. Está presente nos sete níveis principais de energia ao redor do</p><p>núcleo, havendo, então, os orbitais 1s, 2s, 3s, 4s, 5s, 6s, 7s. O orbital 1s é</p><p>sempre positivo e, a partir do 2s, existem regiões positivas e negativas.</p><p>Para este orbital, há a probabilidade de estarem presentes no máximo</p><p>dois elétrons.</p><p>O orbital s possui simetria esférica ao redor do núcleo. Assim, este orbital</p><p>é considerado como de representação espacial uniforme em função dos três</p><p>eixos de coordenadas. Na figura abaixo são mostradas duas alternativas para</p><p>representar a nuvem eletrônica de um orbital s, sendo que, da esquerda para a</p><p>direita:</p><p>eders</p><p>Realce</p><p>24</p><p>• Na primeira, a representação indica que a probabilidade de encontrar o</p><p>elétron (representada pela densidade de pontos) diminui à medida que se</p><p>afasta do núcleo.</p><p>• Na segunda, se apresenta o volume esférico no qual o elétron passa a</p><p>maior parte do tempo.</p><p>Devido à sua simplicidade, a segunda forma é mais empregada.</p><p>Figura 17 – Representações do orbital sharp(s)</p><p>Fonte: elaborado com base em Brown; LeMay Jr.; Bursten; Burdge, 2005.</p><p>3.2 Orbital p</p><p>O orbital p é denominado “principal”. Está presente do segundo nível de</p><p>energia principal até o sexto nível, existindo, então, os orbitais 2p, 3p, 4p, 5p e</p><p>6p. Tomando como referência os três eixos que compõem o espaço, existem</p><p>três tipos de orbitais p: um ao longo do eixo x (px), um ao longo do eixo y (py) e</p><p>um ao longo do eixo z (pz). Cada orbital p é constituído por uma região positiva</p><p>(ao longo da parte positiva do eixo cartesiano) e uma região negativa (ao longo</p><p>da parte negativa deste eixo). Em cada região há a probabilidade de existir no</p><p>máximo um elétron. Portanto, haverá a probabilidade de existir um máximo de</p><p>seis elétrons presentes neste orbital.</p><p>A forma geométrica dos orbitais p é a de duas esferas achatadas (par de</p><p>alteres) no sentido do núcleo atômico (ou centro do eixo) e orientada segundo</p><p>os eixos de coordenadas. De maneira análoga ao caso anterior, os orbitais p</p><p>25</p><p>apresentam n-2 nós radiais na densidade eletrônica, de modo que, à medida que</p><p>aumenta o valor do número quântico principal, a probabilidade de encontrar o</p><p>elétron diminui. Assim, este orbital é considerado de representação linear ao</p><p>longo de cada eixo de coordenadas.</p><p>Figura 18 – Representações do orbital principal (p)</p><p>Fonte: DLT, S.d.</p><p>3.3 Orbital d</p><p>O orbital d recebe o nome de diffuse (difuso). Está presente do terceiro</p><p>nível de energia principal até o sexto nível, existindo, então, os orbitais 3d, 4d,</p><p>5d e 6d. Tomando como referência os três eixos que compõem o espaço,</p><p>existem cinco tipos de orbitais d: dxy, dyz e dxz, dx2-y2 e dz2. São importantes as</p><p>seguintes características: os orbitais dxy, dyz e dxz são iguais, exceto por terem</p><p>amplitudes máximas nos planos xy, yz e xz, respectivamente; o orbital dx2-y2 tem</p><p>a mesma forma que o orbital dxy, mas está deslocado de 45o, de modo que seus</p><p>lobos estão ao longo dos eixos x e y; o orbital dz2 é simétrico em torno do eixo</p><p>z. Cada orbital d é constituído por uma região positiva (ao longo da parte positiva</p><p>do eixo cartesiano) e uma região negativa (ao longo da parte negativa deste</p><p>eixo). Em cada região há a probabilidade de existir no máximo um elétron. São</p><p>26</p><p>de representação planar. Portanto, haverá a probabilidade de existir um máximo</p><p>de dez elétrons presentes neste orbital.</p><p>Os orbitais d têm uma forma mais diversificada: quatro deles têm forma</p><p>de 4 lóbulos de sinais alternados (dois planos nodais, em diferentes orientações</p><p>espaciais), e o último é um duplo lóbulo rodeado por um anel (um duplo cone</p><p>nodal).</p><p>Figura 19 – Representações do orbital diffuse (d)</p><p>Fonte: Brown; LeMay Jr.; Bursten; Burdge, 2005.</p><p>3.4. Orbital f</p><p>O orbital f recebe o nome de fundamental. Está presente apenas no quarto</p><p>e no quinto níveis de energia, existindo, então, somente os orbitais 4f e 5f. Estes</p><p>orbitais têm pequeno papel nas ligações químicas. Possuem distribuição</p><p>espacial não uniforme. Haverá a probabilidade de existir um máximo de quatorze</p><p>elétrons presentes neste orbital. Os orbitais f apresentam formas ainda mais</p><p>exóticas que os orbitais d, que podem ser derivadas da adição de um plano nodal</p><p>às formas destes orbitais.</p><p>27</p><p>Figura 20 – Representação do orbital fundamental (f)</p><p>Fonte: Pierson Chemistry, S.d.</p><p>TEMA 4 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA</p><p>Paralelo ao desenvolvimento do conhecimento sobre a estrutura atômica</p><p>e do próprio conceito de orbitais, começaram a surgir proposições de como estes</p><p>elétrons se distribuiriam ao redor no núcleo para cada elemento químico. Vamos</p><p>tratar deste conceito neste tema.</p><p>4.1 Linus Pauling</p><p>O modelo aceito pela comunidade científica para predizer como os</p><p>elétrons se distribuem ao redor do núcleo é o proposto por Linus Carl Pauling.</p><p>Mas, antes de apresentar este modelo, é importante falar deste importante</p><p>cientista, e sobre como ele chegou a este modelo.</p><p>A contribuição de Linus Pauling para o desenvolvimento científico no</p><p>século XX é de tamanha importância, que a conceituada revista britânica New</p><p>Scientist o colocou, com Albert Einstein, na lista dos 20 maiores cientistas de</p><p>todos os tempos. Foi a única pessoa a ser agraciada duas vezes com o Prêmio</p><p>Nobel.</p><p>É interessante ressaltar que, embora seja reconhecido como um dos</p><p>maiores químicos do século XX, ele desenvolveu trabalhos em diversas áreas,</p><p>como mineralogia, química, biologia, medicina e até na área automotiva,</p><p>participando de estudos de desenvolvimento de carros elétricos na década de</p><p>1950. Também foi um dos pioneiros da química quântica e, por último, suas</p><p>28</p><p>crenças no consumo regular de vitamina C levaram ao início da medicina</p><p>ortomolecular.</p><p>Figura 21 – Linus Carl Pauling</p><p>Crédito: US-Gov., Biblioteca do Congresso - CC/PD.</p><p>A caminhada para o desenvolvimento de seu diagrama de distribuição</p><p>eletrônica começou quando ele ingressou na Universidade Agrícola do Oregon,</p><p>em 1917. No seu segundo ano de curso, tendo manifestado a necessidade de</p><p>conseguir um emprego para ajudar financeiramente sua mãe, recebeu a</p><p>proposta de assumir a cátedra da disciplina de química analítica quantitativa que</p><p>acabara de concluir com méritos. Assim, começou a ter maior contato com os</p><p>conhecimentos de química, em especial com o trabalho de Lewis e Langmuir</p><p>sobre a configuração eletrônica dos átomos, assim como a forma como estes se</p><p>ligavam para formar moléculas. Neste momento, decidiu aprofundar seus</p><p>estudos e investigações científicas focado na compreensão da relação da</p><p>estrutura atômica da matéria com as suas propriedades físicas e químicas.</p><p>Desenvolveu seus estudos até concluir seu doutorado no Instituto de Tecnologia</p><p>da Califórnia com a menção máxima, summa cum laude, em 1925. Em função</p><p>disso, ganhou uma bolsa da Fundação Guggenheim, que o permitiu se deslocar</p><p>para</p><p>a Europa e desenvolver estudos sob orientação de Sommerfield, Bohr e</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo</p><p>https://pt.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula</p><p>29</p><p>Schrödinger. Voltou aos Estados Unidos em 1927, ingressando como professor</p><p>assistente de química teórica no Instituto de Tecnologia da Califórnia, seguindo</p><p>sua carreira até o cargo de professor titular. Nesta instituição, investigou</p><p>profundamente a natureza das ligações químicas, o que o levou à edição de seu</p><p>famoso livro The Nature of the Chemical Bond, publicado em 1939. Este livro é</p><p>considerado um dos mais importantes trabalhos de química publicados, sendo</p><p>nele inseridos, como resultado de seus estudos, os conceitos de</p><p>eletronegatividade, de hibridação e seu modelo de distribuição eletrônica.</p><p>4.2 Diagrama de Linus Pauling</p><p>O Diagrama de Linus Pauling é elaborado para auxiliar na distribuição dos</p><p>elétrons pelos subníveis da eletrosfera. A eletrosfera é a região externa do átomo</p><p>onde se localizam os elétrons. Segundo Pauling, teoricamente, cada camada da</p><p>eletrosfera é dividida em subníveis.</p><p>A camada K é composta pelo subnível s. A camada L é composta pelos</p><p>subníveis s e p. A camada M é composta pelos subníveis s, p e d. A camada N</p><p>é composta pelos subníveis s, p, d e f. A camada O é composta pelos subníveis</p><p>s, p, d, f e g. A camada P é composta pelos subníveis s, p, d, f, g, e h. A camada</p><p>Q é composta pelos subníveis s, p, d, f, g, h e i.</p><p>Os subníveis suportam no máximo: s – 2 elétrons; p – 6 elétrons; d – 10</p><p>elétrons; f – 14 elétrons; g – 18 elétrons; h – 22 elétrons; i – 26 elétrons.</p><p>Assim, a camada K, que só possui o subnível s, apresenta no máximo 2</p><p>elétrons. Já a camada L, que possui os subníveis s e p, apresenta no máximo 8</p><p>elétrons (2 provenientes do subnível s, e 6 provenientes do subnível p), e assim</p><p>sucessivamente.</p><p>Linus Pauling elaborou, portanto, um dispositivo prático que permite</p><p>colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de</p><p>energia. É o processo das diagonais, denominado Diagrama de Pauling. A ordem</p><p>crescente de energia dos subníveis é a ordem na sequência das diagonais, em</p><p>que cada número corresponde a uma camada eletrônica:</p><p>1=K, 2=L, 3=M, 4=N, 5=O, 6=P, 7=Q</p><p>A representação deste diagrama segue abaixo:</p><p>30</p><p>Figura 25 – Diagrama de Linus Pauling</p><p>Fonte: CC BY-SA 3.0.</p><p>TEMA 5 – FAZENDO A REPRESENTAÇÃO DA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA</p><p>Chegamos à parte final desta aula. Mostraremos, neste tema, como usar</p><p>os conhecimentos anteriores para fazer a representação da distribuição dos</p><p>elétrons ao redor do núcleo e, com isso, prever algumas características dos</p><p>elementos químicos.</p><p>5.1 Ferramentas úteis e representação</p><p>Vamos nos valer inicialmente de alguns conceitos já vistos:</p><p>• O primeiro conceito é o do número atômico e da equivalência do número</p><p>de prótons e de elétrons. Vimos que o número atômico é o número de</p><p>prótons no núcleo e que os átomos possuem o mesmo número de prótons</p><p>e de elétrons em sua estrutura. Acrescento a isso, como</p><p>complementação, o conceito de massa atômica, que é a soma do número</p><p>de prótons e nêutrons do núcleo. Antecipando o que veremos na aula 3,</p><p>quando abordaremos a Tabela Periódica, a representação do número</p><p>atômico (Z) e da massa atômica (A) nos elementos ocorre como abaixo:</p><p>AEZ</p><p>Digamos que um elemento tenha a seguinte representação: 9E4. Neste</p><p>caso, os valores do número atômico e da massa atômica seriam Z=4 e</p><p>A=9. O fato de ter Z=4 indica 4 prótons no núcleo. Como o número de</p><p>31</p><p>elétrons é igual ao número de prótons, ele terá 4 elétrons distribuídos em</p><p>níveis de energia ao redor do núcleo. Também podemos determinar a</p><p>quantidade de nêutrons que possui, pois a massa atômica é a soma do</p><p>número de prótons com o de nêutrons no núcleo. Como A=9 e Z=4, o</p><p>número de nêutrons será dado por 9-4=5, ou seja, 5 nêutrons no núcleo.</p><p>A propósito, o elemento que possui esta configuração é o berílio (Be).</p><p>• O segundo é o Diagrama de Linus Pauling. Usando como base a</p><p>representação do diagrama da figura 25, poderemos fazer a distribuição</p><p>dos elétrons do berílio por níveis de energia. Como vimos, ele tem 4</p><p>elétrons. Assim, usando o diagrama, sua distribuição será:</p><p>1s2, 2s2</p><p>Repare que foram alocados 2 elétrons na camada K e dois elétrons na</p><p>camada L.</p><p>• O terceiro é o Modelo de Bohr, segundo o qual o átomo é formado pelo</p><p>núcleo contendo prótons e nêutrons, circulando ao redor dele elétrons em</p><p>órbitas circulares bem definidas. Como já obtivemos o número de prótons,</p><p>o número de nêutrons e a distribuição dos elétrons, agora é só transcrever</p><p>para o modelo de Bohr: colocamos um núcleo contendo 4 prótons e 5</p><p>nêutrons e distribuímos os elétrons nas camadas ao redor do núcleo:</p><p>Repare que, no núcleo, foi indicada numericamente a quantidade de</p><p>prótons e de nêutrons presentes, e que estes foram alocados conforme a</p><p>distribuição eletrônica segundo o Diagrama de Linus Pauling – dois</p><p>32</p><p>elétrons na camada K (os dois alocados no seu orbital s) e dois elétrons</p><p>na camada L (os dois alocados no seu orbital s). Estes elétrons podem</p><p>ser alocados em qualquer posição dessas camadas, em função do</p><p>Princípio da Incerteza.de Heisenberg. Como ficaria, então, a</p><p>representação da distribuição eletrônica para o flúor?</p><p>35Cl17</p><p>No caso do Cl, teremos Z=17 e A=35. Assim, serão 17 prótons, 17 elétrons</p><p>e 18 nêutrons (35-17=18). Sua distribuição eletrônica será:</p><p>1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5</p><p>Repare que, no nível de energia mais alto, embora possam existir até 6</p><p>elétrons no orbital p, foram alocados 5, pois os outros 12 já haviam sido</p><p>alocados nos níveis de energia anteriores. Assim, ficará com 2 elétrons</p><p>na camada K (os dois do orbital s) e 8 elétrons na camada L (os dois do</p><p>orbital s mais os seis do orbital p) e 7 elétrons na camada M. Portanto,</p><p>sua representação será:</p><p>33</p><p>5.2 Predizendo algumas propriedades</p><p>Através da análise comparativa entre os elementos Be e Cl representados</p><p>anteriormente, podemos predizer algumas propriedades, até de forma intuitiva.</p><p>Levando em conta que o raio atômico é a distância entre o centro do</p><p>núcleo e a última camada de energia, comparativamente o Cl terá raio atômico</p><p>maior que o Be. Se levarmos em conta que os elétrons são atraídos pelas cargas</p><p>positivas do núcleo, podemos dizer que a camada mais externa – a “camada de</p><p>valência” – do Cl sofre maior atração para o núcleo que a camada mais externa</p><p>do Be. Esta atração se refletirá na eletronegatividade proposta por Linus Pauling,</p><p>e que veremos já na aula 2, quando abordaremos as ligações químicas. Mais</p><p>propriedades serão tratadas nas próximas aulas.</p><p>FINALIZANDO</p><p>Com os conhecimentos apresentados nesta aula, mostramos a</p><p>importância de compreender a estrutura atômica e de sabermos representá-la.</p><p>Agora, você está habilitado a usar estes conceitos como base para entender as</p><p>propriedades e, mais adiante, com os conhecimentos das aulas seguintes,</p><p>predizer os comportamentos dos elementos químicos e das substâncias e</p><p>materiais formados por eles.</p><p>34</p><p>REFERÊNCIAS</p><p>COTARDIERE, P. História das ciências: da antiguidade aos nossos dias. São</p><p>Paulo: Texto & Grafia, 2011. v. 1.</p><p>FARNDON, J. A história da ciência por seus grandes nomes. 6. ed. São</p><p>Paulo: Coquetel, 2015.</p><p>GOMPERZ, T. Pensadores da Grécia. História da filosofia antiga. São Paulo:</p><p>Ícone, 2011. Tomo I.</p><p>MAHAN, H.; BRUCE, M. & MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4. ed.</p><p>São Paulo: Edegard Blücher, 1995.</p><p>PAZ, M. L. de A. L. Grande enciclopédia do saber – física e química. São</p><p>Paulo: Editorial Amereida, 2010.</p><p>RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1994. v.</p><p>1 e 2.</p><p>THEODORE, l. B.; LEMAY, E. H. Jr. & BURSTEN, E. B. Química, a ciência</p><p>central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2005.</p><p>Conversa inicial</p><p>Nos anos em que venho ensinando Química, cada vez mais fica evidenciada sua importância, pois,</p><p>sem ela, não existiriam novos materiais, como o grafeno, responsável por um salto evolutivo na transmissão e processamento de dados, os motores elétricos e ...</p><p>TEMA 1 – O ÁTOMO</p><p>TEMA 2 – ESTRUTURA ATÔMICA</p><p>TEMA 3 – ORBITAIS</p><p>TEMA 4 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA</p><p>TEMA 5 – FAZENDO A REPRESENTAÇÃO DA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA</p><p>FINALIZANDO</p><p>REFERÊNCIAS</p>