Átomos, elementos e tabela periódica

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<p>Átomos, elementos e tabela periódica</p><p>Construção da ideia sobre os átomos e modelos atômicos. Conceitos sobre a distribuição eletrônica.</p><p>Organização da tabela periódica e identificação das propriedades dos elementos.</p><p>Prof.ª Layla Fernanda Alves Freire</p><p>1. Itens iniciais</p><p>Propósito</p><p>Compreender a evolução da ideia atômica, modelos atômicos e sobre como diferenciar os elementos químicos</p><p>de acordo com as suas características físico-químicas faz-se necessário para entender as atividades</p><p>cotidianas e as atividades industriais.</p><p>Preparação</p><p>Tenha em mãos uma tabela periódica atualizada.</p><p>Objetivos</p><p>Relacionar os fundamentos conceituais sobre estrutura atômica, modelo atômico atual e configuração</p><p>eletrônica dos elementos.</p><p>Identificar os fundamentos conceituais sobre configuração eletrônica dos elementos e organização</p><p>periódica dos elementos.</p><p>Reconhecer as propriedades periódicas dos elementos.</p><p>Introdução</p><p>Ao longo da história, vimos que a Química já era aplicada na sociedade antes mesmo de ser estabelecida</p><p>como ciência. Os filósofos gregos estabeleceram um conceito inicial sobre o átomo, o que possibilitou as</p><p>descobertas e invenções nos últimos séculos. Grupos de cientistas que seguiam e que questionavam a linha</p><p>de pensamento dos filósofos iniciavam a busca pelo conhecimento da estrutura do átomo.</p><p>A investigação por um conceito que explicasse a natureza do mundo em que vivemos caminhou para o</p><p>estabelecimento dos quatros principais modelos atômicos: modelo de Dalton, modelo de Thomson, modelo de</p><p>Rutherford e o modelo de Bohr. A evolução dos modelos atômicos estabeleceu o conceito de modelo atômico</p><p>atual que permite explicar desde as cores dos fogos de artifício até mecanismos de reações complexas</p><p>envolvendo metais no nosso organismo.</p><p>Estudaremos a evolução da teoria atômica até o estabelecimento do conceito do modelo atômico atual.</p><p>Veremos como os estudiosos dos elementos químicos organizaram a mais concisa enciclopédia criada pelo</p><p>ser humano, a tabela periódica. Também identificaremos como é possível observar as propriedades desses</p><p>elementos apenas com a análise da tabela periódica.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Modelo atômico de Dalton, 1803.</p><p>1. Modelos atômicos e a radiação eletromagnética</p><p>Modelos atômicos: Dalton e Thomson</p><p>Os antigos filósofos gregos acreditavam que a matéria era composta por quatro elementos: ar, fogo, água e</p><p>terra. Posteriormente, definiram que a matéria era composta por partículas fundamentais denominadas de</p><p>átomos. Estes correspondem ao ponto central da Química como ciência, pois todos os fenômenos químicos</p><p>podem ser explicados em termos das suas propriedades.</p><p>Os quatro elementos: ar, fogo, água e terra.</p><p>Em 1803, John Dalton (1766-1844), baseado na lei de conservação de massa e da composição definida,</p><p>ressuscitou a ideia de átomo e, após muitas observações, estabeleceu os seguintes postulados:</p><p>Toda a matéria é composta por átomos;</p><p>Os átomos são indivisíveis e não podem ser criados nem destruídos;</p><p>Os elementos são caracterizados por seus átomos e estes são idênticos em todos os aspectos</p><p>(átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades);</p><p>As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos;</p><p>Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.</p><p>Dalton explicou de forma consistente porque a massa é conservada nas reações químicas.</p><p>Ele observou que se as transformações</p><p>químicas consistem em uma combinação,</p><p>separação ou rearranjo de átomos, a massa</p><p>total dos átomos dos reagentes deve ser a</p><p>mesma que a dos átomos dos produtos.</p><p>A lei da composição definida foi explicada pela</p><p>observação de que os compostos químicos são</p><p>formados por átomos de dois ou mais</p><p>elementos em uma proporção, em massa, fixa e</p><p>bem definida.</p><p>Apesar de ter sido um marco na sua época, os</p><p>estudos de Dalton deixaram dúvidas em alguns</p><p>pontos, como a distinção entre um átomo e</p><p>uma molécula. No entanto, algumas de suas ideias são aceitas até hoje em dia. Estes fatos motivaram</p><p>diversos cientistas ao estudo da matéria. Outra lacuna deixada por Dalton é que suas observações não</p><p>evidenciavam a natureza elétrica da matéria.</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Durante o século XIX, muitos ensaios foram realizados em ampolas de vidro contendo gases em diferentes</p><p>pressões. O precursor desses experimentos foi o cientista inglês Michael Faraday. Estes estudos evidenciaram</p><p>a existência de partículas menores do que o próprio átomo. Dessa forma, o átomo não era indivisível. Em 1874,</p><p>G. J. Stoney propôs a existência de partículas de eletricidade, as quais chamou de elétrons.</p><p>Outros cientistas estudavam simultaneamente sobre a natureza elétrica da matéria, como:</p><p>Heinrich Geissler (1814-1879) William Crookes (1832- 1919)</p><p>Eugene Goldstein (1850-1930) Joseph John Thomson (1856-1940)</p><p>Os principais experimentos realizados foram denominados:</p><p>Raios catódicos</p><p>Consistiam em tubos de vidro hermeticamente fechados que continham</p><p>uma peça de metal (eletrodo) em cada uma de suas extremidades.</p><p>Quando era aplicada alta voltagem a partir dos eletrodos e remoção do</p><p>ar, observava-se a formação de uma descarga elétrica e iluminação. Os</p><p>letreiros luminosos, por exemplo, são versões modernas dos tubos de</p><p>descarga em gases nos quais o neônio ou outros gases são usados em</p><p>vez do ar.</p><p>Ao colocar entre os eletrodos um anteparo recoberto com sulfeto de</p><p>zinco fluorescente, o lado que estava voltado para o polo negativo</p><p>(cátodo) brilhava. Isso demonstrava que a descarga se originava no</p><p>cátodo e fluía para o polo positivo (ânodo).</p><p>Estudos posteriores mostraram que os raios catódicos:</p><p>Normalmente caminhavam em linha reta e delineavam sombras.</p><p>Giravam um pequeno moinho colocado em seu caminho,</p><p>sugerindo que eles são formados por partículas.</p><p>Aqueciam uma folha metálica colocada entre os eletrodos.</p><p>Poderiam ser curvados por um campo elétrico ou magnético.</p><p>São sempre os mesmos, independentemente da natureza do</p><p>material que compõe os eletrodos ou da espécie de gás residual</p><p>do interior do tubo.</p><p>Raios canais</p><p>O experimento dos raios canais (ou raios anódicos) é muito semelhante</p><p>ao dos raios catódicos. A diferença entre os experimentos é que, no caso</p><p>dos raios canais, o cátodo possui alguns orifícios. Os raios canais são</p><p>formados por partículas positivas geradas pela fragmentação das</p><p>moléculas de gás que preenchem o tubo, ocasionada pelo impacto da</p><p>descarga elétrica sobre elas.</p><p>As partículas positivas, então, são atraídas pelo cátodo e, ao passarem</p><p>através dos orifícios presentes nele, promovem uma radiação diferente</p><p>daquela observada para os raios catódicos. Nesse experimento, pode-se</p><p>observar também que a massa dessas partículas denominadas prótons</p><p>era muito maior que a massa do elétron (1840 vezes maior).</p><p>Em 1897, os estudos publicados por J. J. Thomson, mostraram que as partículas em um raio catódico eram</p><p>carregadas negativamente e possuíam massa. Este artigo ficou conhecido como a "descoberta" do que</p><p>chamamos de elétron. Ele verificou que a natureza dos raios catódicos era a mesma independentemente da</p><p>identidade do material do cátodo, e que uma lâmina metálica exposta a raios catódicos adquiria carga elétrica</p><p>negativa.</p><p>Thomson adaptou uma tela fluorescente a um tubo de raios catódicos para conseguir medir de maneira</p><p>quantitativa a razão entre a massa e a carga de um elétron, . Essas medidas permitiram</p><p>calcular um valor de C/g. Tal experimento permitiu que Robert Millikan, em 1909, efetuasse o</p><p>cálculo da carga de um elétron em um experimento conhecido como "gota de óleo de Millikan". Vejamos uma</p><p>representação do experimento de Thomson:</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Tubos de raios catódicos com campos magnéticos e elétricos utilizados por</p><p>Thomson.</p><p>Millikan vaporizou gotas de óleo entre duas placas metálicas carregadas opostamente. Ele posicionou um</p><p>microscópio entre as duas placas e observou que as gotículas caiam sob a influência da gravidade. Diante</p><p>desse fato, irradiou o espaço entre as duas placas com raios que se chocaram com as moléculas do ar e</p><p>refletiram elétrons de</p><p>tais moléculas, sendo que alguns elétrons foram capturados pelas moléculas de óleo. Ao</p><p>observar este fenômeno, ele carregou a placa superior positivamente e a placa inferior negativamente e, com</p><p>ajuste de carga elétrica nas placas, conseguiu parar a queda de uma gota e determinou a carga de muitas</p><p>gotas de óleo. Mais tarde, descobriu que cada gota era carregada por múltiplo inteiro de e</p><p>concluiu que cada elétron possuía a mesma carga. Observe:</p><p>Instrumento de Millikan.</p><p>Com a razão carga/massa descoberta por Thomson, após calcular a carga do elétron, Millikan obteve a massa</p><p>do elétron.</p><p>Até aquele momento já se sabia que os elétrons estavam presentes em toda a matéria, que são constituintes</p><p>subatômicos e que são realmente idênticos. Em meio a todos os estudos, o físico alemão E. Goldstein foi</p><p>capaz de provar que o raio canal consistia em partículas carregadas positivamente, não sendo todas</p><p>semelhantes e com carga contrária ao elétron . Além disso, a massa das partículas positivas</p><p>não depende da identidade do gás do tubo de descarga, mas são muito maiores do que as dos elétrons.</p><p>Modelo "pudim de ameixa" do átomo de Thomson,</p><p>1897.</p><p>Depois desses estudos, ficou evidente que os átomos</p><p>consistiam em uma parte carregada positivamente e outra</p><p>negativamente.</p><p>Em 1898, Thomson argumentou que, se os elétrons</p><p>compreendiam apenas uma pequena fração da massa de</p><p>um átomo, eles seriam responsáveis por uma fração</p><p>igualmente pequena do átomo e estariam distribuídos de</p><p>forma uniforme sobre a superfície esférica carregada</p><p>positivamente.</p><p>Este modelo ficou conhecido como "pudim de ameixa" ou</p><p>"pudim de passas".</p><p>Modelo atômico nuclear e radiação eletromagnética</p><p>Estudos com urânio, em 1896, realizados por Henri Becquerel relataram a emissão de radiação de alta energia.</p><p>Essa emissão de energia foi denominada de radioatividade. Posteriormente, Ernest Rutherford revelou a partir</p><p>de seus estudos três tipos de radiação, que são:</p><p>(Alfa)</p><p>As partículas alfa são carregadas positivamente</p><p>com cargas e massa atômica . Essas</p><p>partículas são idênticas aos núcleos de átomos</p><p>de hélio e são atraídas para a placa negativa.</p><p>(Beta)</p><p>As partículas beta são carregadas</p><p>negativamente, idênticas aos elétrons, .</p><p>Podem ser consideradas análogas</p><p>radioativamente dos raios catódicos e,</p><p>portanto, são atraídas para a placa positiva.</p><p>(Gama)</p><p>A radiação gama passa pelo campo elétrico</p><p>sem sofrer desvio, portanto, não possui carga,</p><p>.</p><p>Cada tipo de radiação difere uma da outra no campo elétrico.</p><p>Em 1910, Rutherford e seus colaboradores realizaram ensaios que contestavam os resultados obtidos por</p><p>Thomson. Eles estavam estudando os desvios das partículas alfa, oriundas de uma amostra contendo polônio,</p><p>que eram dispersas ao passarem por uma fina folha de ouro.</p><p>Neste estudo, foi observado que a maioria das partículas passava sem sofrer quase nenhum desvio, que uma</p><p>quantidade muito pequena de partículas sofria desvio superior a 90⁰ e um número mínimo de partículas</p><p>voltava na direção da trajetória original. Segue uma representação ilustrativa desse experimento:</p><p>Modelo de Rutherford.</p><p>Experimento sobre espalhamento de partículas alfa de Rutherford.</p><p>Modelo atômico nuclear</p><p>O experimento de Rutherford mostrou que a maioria da massa do átomo e sua carga positiva estava</p><p>concentrada em uma região muito pequena e densa, que ele denominou de núcleo. O núcleo seria rodeado</p><p>por uma região comparativamente maior com espaços vazios na qual estariam os elétrons em movimento de</p><p>translação ao redor do núcleo e de rotação em relação ao seu próprio eixo. Esse experimento mostrou que a</p><p>maioria das partículas alfa que passavam diretamente através da folha não encontrava o pequeno núcleo e</p><p>passava pelos espaços vazios do átomo. As poucas partículas que encontravam o núcleo sofriam repulsão. O</p><p>modelo de Rutherford ficou conhecido como sistema solar, com o núcleo ocupando o lugar do sol e os</p><p>elétrons, dos planetas.</p><p>Aproximadamente nove anos depois, Rutherford descobriu</p><p>que as partículas positivas do núcleo eram os prótons e que</p><p>existia evidência da presença de outra partícula com massa</p><p>semelhante à massa dos prótons, mas sem carga elétrica.</p><p>Essas partículas tinham a função de diminuir a repulsão</p><p>entre os prótons, permitindo que o núcleo ficasse estável.</p><p>Em 1923, os nêutrons foram descobertos pelo cientista</p><p>James Chadwick.</p><p>Vimos que alguns cientistas estudaram sobre a radiação</p><p>eletromagnética. Tais estudos foram importantes para</p><p>explicar a estrutura de um átomo. Agora, estudaremos as</p><p>características da radiação eletromagnética que</p><p>possibilitaram os estudos. A resposta que os cientistas</p><p>buscavam em seus estudos era como os elétrons se arranjavam em volta do núcleo. A compreensão sobre a</p><p>estrutura interna de objetos somente foi possível a partir do estudo da propriedade da luz que é emitida</p><p>quando estes objetos são estimulados por calor ou por uma descarga elétrica.</p><p>Radiação eletromagnética</p><p>A luz é uma forma de radiação eletromagnética, que consiste em campos elétricos e magnéticos oscilantes</p><p>com velocidade no vácuo de .</p><p>Esta velocidade é denominada de velocidade da luz (c). São exemplos de ondas eletromagnéticas: a luz</p><p>visível, as ondas de rádio, as micro-ondas e os raios x. Todas transferem energia de uma região do espaço</p><p>para outra. Acompanhe:</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ver mais detalhes da imagem</p><p>abaixo.</p><p>Espectro eletromagnético.</p><p>Ao encontrar um elétron, o campo elétrico de um feixe de luz o empurra em uma direção e na direção oposta</p><p>periodicamente, ou seja, o campo oscila em direção e intensidade. O número de ciclos desta oscilação por</p><p>segundo é chamado de frequência, v. A unidade de frequência 1 hertz é definida como 1 ciclo por segundo</p><p>. A onda eletromagnética se caracteriza pela amplitude e pelo comprimento de onda, conforme</p><p>pode ser visto a seguir:</p><p>Campo elétrico e a radiação eletromagnética.</p><p>A amplitude corresponde à altura da onda em relação à linha central. A intensidade da radiação é o quadrado</p><p>da amplitude. O comprimento de onda, (λ), é a distância entre dois mínimos sucessivos. Comprimentos de</p><p>onda diferentes correspondem a diferentes regiões do espectro eletromagnético. Nossos olhos detectam a</p><p>radiação eletromagnética de comprimento de onda entre 700 nm e 400 nm.</p><p>O intervalo que podemos ver é chamado de luz visível, cuja cor é determinada pela frequência da luz.</p><p>Observe:</p><p>Espectro visível.</p><p>Ao se aproximar da sua velocidade real, a velocidade da luz, com o comprimento de onda muito pequeno, gera</p><p>um número muito grande de oscilações a cada segundo. Caso o comprimento de onda seja grande, um</p><p>número muito menor de oscilações chega ao ponto a cada segundo. Vejamos a equação a ser feita:</p><p>Por exemplo, vamos calcular o comprimento de onda de uma luz azul com frequência de 5,9 x 1014Hz.</p><p>A cor da luz dependerá da sua frequência ou comprimento de onda. Quanto maior o comprimento de onda,</p><p>menor será a frequência e vice-versa.</p><p>Quando passamos uma corrente elétrica em uma amostra de hidrogênio em baixa pressão ocorre a emissão</p><p>de luz. Essa corrente elétrica quebra a molécula do gás hidrogênio, excitando os átomos de hidrogênio para</p><p>energias mais altas. Ao retornar ao seu estado fundamental, esses átomos liberam a energia através da</p><p>emissão de radiação eletromagnética. Se passarmos a luz emitida pelos átomos excitados de hidrogênio em</p><p>um prisma, verificamos um número discreto de componentes, ou seja, de linhas espectrais na seguinte</p><p>imagem:</p><p>Linhas espectrais do hidrogênio.</p><p>A linha mais brilhante dos átomos excitados é a vermelha, em 656 nm. Ocorre também a emissão de radiação</p><p>ultravioleta e infravermelha que não podem ser vistas a olho nu. O pioneiro no estudo das linhas espectrais foi</p><p>o professor suíço Johann Balmer e, pouco tempo depois, o espectroscopista sueco Johannes Rydberg, que</p><p>sugeriu que todos os comprimentos das linhas seguem a equação:</p><p>A forma moderna da expressão geral pode ser escrita em termos da frequência ν = c/λ como:</p><p>Em que R corresponde a uma constante empírica, determinada experimentalmente,</p><p>conhecida como</p><p>constante de Rydberg. Seu valor é de 3,29 x 1015 Hz.</p><p>Em um átomo de hidrogênio, um elétron só pode existir com determinadas energias e a linha do espectro de</p><p>emissão provém de uma transição entre duas das energias permitidas. A presença de linhas espectrais, com</p><p>frequências determinadas, em um átomo sugere que a energia de um elétron de um átomo está restrita a uma</p><p>série de valores discretos denominados de níveis de energia.</p><p>Um pouco de teoria quântica</p><p>Entenda sobre teoria quântica e como ela explica o que sabemos sobre os átomos.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Rutherford e o modelo atômico nuclear</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Radiação eletromagnética</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>(Petrobras, 2010). A caracterização dos elétrons como parte da matéria se deu através dos tubos de raios</p><p>catódicos, que consistiam em um tubo selado com um gás e eletrodos metálicos conectados aos polos de</p><p>uma fonte. Thomson é o mais famoso cientista dentre os que trabalharam com os tubos de raios catódicos.</p><p>Sua experiência baseou-se na interação dos raios catódicos com campos magnético e elétrico conhecidos</p><p>para determinar a razão carga/massa dessas partículas. Além dos raios catódicos, também foram observados</p><p>os chamados raios canais, de carga positiva, que eram os íons dos gases presentes nas ampolas. Analise as</p><p>afirmações a seguir sobre as experiências com tubos de raios catódicos e raios canais.</p><p>I - Os raios catódicos são atraídos por uma chapa metálica ligada ao polo positivo de uma bateria.</p><p>II - A mudança dos gases no interior dos tubos não afeta a razão carga/massa dos raios catódicos.</p><p>III - A razão carga/massa dos raios canais é dependente do gás presente no interior das ampolas.</p><p>IV - Ao inverter a ligação dos polos da fonte com os eletrodos das ampolas, os raios catódicos se transformam</p><p>em prótons.</p><p>Estão corretas APENAS as afirmativas:</p><p>A</p><p>I e IV.</p><p>B</p><p>II e IV.</p><p>C</p><p>II e III.</p><p>D</p><p>I, II e III.</p><p>E</p><p>I, III e IV.</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>Somente a afirmativa IV está incorreta. I. Em uma bateria, o cátodo é o polo positivo e os elétrons fluem</p><p>para ele fazendo com que a placa metálica adquira carga positiva. Os raios catódicos que são formados por</p><p>cargas negativas são então atraídos para a chapa que está positiva. II. A razão carga/massa dos raios</p><p>catódicos é a razão carga/massa dos elétrons, e essa razão é constante independente do material pois o</p><p>elétron não muda de um material para o outro. III. Os raios canais são provenientes da ionização do gás que</p><p>está presente no interior do tubo. Quando o gás é o hidrogênio, a razão carga massa é igual a de 1 próton,</p><p>já que há apenas 1 próton em seu núcleo.</p><p>Questão 2</p><p>(SES-PR, 2016) A constituição da matéria está presente no vocabulário científico desde a Grécia antiga, mas</p><p>sem comprovação científica, apenas filosófica. Como conhecimento científico, os modelos atômicos foram</p><p>formulados a partir de 1808 e à medida que novos e melhores métodos de investigação foram sendo</p><p>desenvolvidos, evoluídos. A seguir, temos as representações gráficas de alguns modelos atômicos:</p><p>Julgue os itens a seguir:</p><p>Dalton, figura I, tomou como base para o desenvolvimento de seu modelo atômico análises de</p><p>conservação e proporcionalidade da massa em uma reação, originárias de Lavoisier e Proust.</p><p>O modelo atômico de Thomson, figura II, apresenta a ideia de descontinuidade pela primeira vez e</p><p>também a primeira subpartícula atômica encontrada: o elétron.</p><p>A figura III representa o modelo atômico de Rutherford, destacando o surgimento da ideia de núcleo</p><p>positivo, sem os nêutrons que só seriam descobertos por Sommerfeld em 1932.</p><p>A figura IV representa o átomo de Chadwick, organizando os níveis de energia eletrônicos pela primeira</p><p>vez.</p><p>Assinale a alternativa que contém a análise correta em verdadeiro (V) e falso (F) para os itens apresentados.</p><p>A</p><p>V, V, V, V</p><p>B</p><p>V, V, F, F</p><p>C</p><p>F, V, F, V</p><p>D</p><p>V, F, V, F</p><p>E</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>F, F, F, F</p><p>A alternativa B está correta.</p><p>A afirmativa III está errada pois foi o físico James Chadwick que descobriu o nêutron em 1932. E a</p><p>afirmativa IV está errada pois a figura IV representa o átomo de Bohr.</p><p>2. Átomos e elementos químicos: principais características</p><p>Modelo atômico atual</p><p>Os estudos realizados até os tempos de</p><p>Rutherford nos mostraram a composição</p><p>detalhada do núcleo do átomo. Ao longo das</p><p>pesquisas, saímos de uma esfera maciça para</p><p>um átomo composto por um pequeno núcleo e</p><p>três partículas subatômicas, prótons, nêutrons</p><p>e elétrons.</p><p>O elétron possui carga -1, o próton +1 e o</p><p>nêutron não possui carga, sendo eletricamente</p><p>neutro. Os átomos possuem um número igual</p><p>de elétrons e prótons, ou seja, possuem carga</p><p>elétrica neutra.</p><p>Como proposto por Rutherford, os prótons e nêutrons compõem o núcleo dos átomos. Os elétrons constituem</p><p>o espaço de maior volume ao redor do núcleo. A massa do átomo é expressa por unidade de massa atômica</p><p>(u), que corresponde a 1,66054 x 10-24 g. A massa dos prótons e nêutrons são praticamente iguais e maiores</p><p>do que a massa do elétron. A massa de um próton é igual a 1,0073 u, um nêutron tem massa igual a 1,0087 u e</p><p>um elétron possui apenas 5,486 x 10-4 u.</p><p>Por ser muito pequena, a soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em</p><p>comparação à massa dos prótons e nêutrons. Um átomo geralmente é identificado através de dois números</p><p>inteiros: o número atômico (Z) e o número de massa (A). O número atômico é igual ao número de prótons no</p><p>núcleo e o número de massa é o número total do núcleo (prótons + nêutron). A equação que relaciona o</p><p>número atômico e o número de massa é:</p><p>Um átomo é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico e o número de massa, . Assim,</p><p>para o átomo de carbono, temos: .</p><p>Todos os átomos do carbono possuem o mesmo número atômico, pois todos têm o mesmo número de prótons</p><p>no núcleo. O mesmo ocorre para os demais elementos existentes.</p><p>Os átomos de determinado elemento químico podem ter diferentes números de massa, isto é,</p><p>podem apresentar diferentes números de nêutrons em seu núcleo. Esses átomos são denominados</p><p>de isótopos.</p><p>Por exemplo, temos os seguintes isótopos do carbono 12C6, 13C6 e 14C6. Cada um deles com seis prótons no</p><p>núcleo. Porém, possuem seis, sete e oito nêutrons respectivamente.</p><p>Vimos que a massa atômica é expressa em unidade atômica, u, que é definida como sendo exatamente um</p><p>doze avos da massa de um átomo de carbono, 12C6, ou seja, o valor da massa do átomo de carbono é de 12 u</p><p>e a massa de todos os outros átomos são expressas relativamente à massa deste átomo.</p><p>Encontramos, na natureza, a maioria dos elementos como uma mistura de isótopos. As abundâncias dos</p><p>isótopos de um elemento em uma amostra irão variar de acordo com a sua origem, mas essas variações são</p><p>muito pequenas. O cálculo da massa atômica é determinado pela média ponderada. Por exemplo,</p><p>encontramos na natureza 19,9% de átomos de 10B5 e 80,1% de átomos de 11B5. Consequentemente, a massa</p><p>Niels Bohr.</p><p>do boro é de 10,8 u. Atualmente, determinamos as massas e abundâncias isotópicas com a técnica de</p><p>espectroscopia de massas.</p><p>Espectroscopia de massas</p><p>Instrumento de análise quantitativa descendente do dispositivo empregado por Thomson para</p><p>determinar a relação carga/massa do elétron.</p><p>Prosseguindo na evolução do modelo atômico, Niels Bohr</p><p>interpretou a estabilidade atômica usando a teoria proposta</p><p>por Max Planck, denominada quanta.</p><p>Esta teoria relaciona a propagação de energia luminosa.</p><p>Ao relacionar a teoria de Planck com os resultados obtidos</p><p>pela observação dos átomos submetidos ao calor ou à</p><p>eletricidade, Bohr propôs um modelo atômico</p><p>revolucionário.</p><p>No modelo proposto por Bohr, a seguir, os átomos possuem</p><p>orbitas circulares ao elétron com determinadas energias.</p><p>Átomo de</p><p>Bohr.</p><p>Um elétron localizado em uma dessas orbitas não pode perder ou ganhar energia espontaneamente e, por</p><p>isso, dizemos que estão no estado estacionário. Quando há variações de energia, o elétron salta de uma orbita</p><p>interna para uma mais externa. Neste caso, dizemos que o elétron atingiu o estado excitado.</p><p>Com os níveis de energia mais baixos livres, o elétron pode sair do nível mais alto de energia (E2) para o nível</p><p>mais baixo (E1). Quando isso ocorre, a energia liberada pelo átomo corresponde a E2 - E1, a diferença entre as</p><p>duas energias do elétron. Segundo Bohr, a energia é liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética.</p><p>Logo:</p><p>Em 1926, Werner Heisenberg mostrou que não se pode determinar com exatidão a probabilidade de posição</p><p>do elétron em um orbital. O princípio proposto afirma que é impossível determinar simultaneamente a posição</p><p>e a velocidade de um elétron em um átomo. Após o surgimento deste modelo, a proposta de um orbital</p><p>circular ou elíptico, ou seja, de forma definida, ficou inadequado por ser impossível a determinação da</p><p>trajetória dos elétrons.</p><p>Cada órbita foi denominada de nível ou camada de energia. Os elétrons estão distribuídos em sete camadas,</p><p>designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. Com o andamento nos estudos, descobriu-se que cada nível de</p><p>energia do modelo proposto por Bohr era constituído de subníveis com diferentes energias. Desta forma,</p><p>quando um elétron salta de um nível de energia para outro mais próximo do núcleo, pode ocorrer a emissão de</p><p>diferentes energias. Observe:</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ver mais detalhes da imagem</p><p>abaixo.</p><p>Orbitais atômicos: s, p, d e f.</p><p>Os orbitais de um átomo agrupados em uma subcamada possuem a mesma energia. Em átomos no seu</p><p>estado fundamental, quatro tipos de subníveis podem ser ocupados por elétrons (s, p, d e f), que consistem</p><p>em 1, 3, 5 e 7 orbitais, e suportam 2, 6, 10 e 14 elétrons respectivamente. Os subníveis possuem energia</p><p>diferentes entre si: s < p < d < f, por causa dos efeitos da penetração e da blindagem.</p><p>Confira a seguir cada nível com suas camadas e subcamadas:</p><p>Nível 1</p><p>Camada: K</p><p>Subcamada: 1s</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 2</p><p>Nível 2</p><p>Camada: L</p><p>Subcamada: 2s-2p</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 8</p><p>Nível 3</p><p>Camada: M</p><p>Subcamada: 3s - 3p - 3d</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 18</p><p>Nível 4</p><p>Camada: N</p><p>Subcamada: 4s - 4p - 4d - 4f</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 32</p><p>Nível 5</p><p>Camada: O</p><p>Subcamada: 5s - 5p - 5d - 5f</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 32</p><p>Nível 6</p><p>Camada: P</p><p>Subcamada: 6s - 6p - 6d</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 18</p><p>Nível 7</p><p>Camada: Q</p><p>Subcamada: 7s - 7p</p><p>Máximo de elétrons em cada subcamada: 8</p><p>Não há duas camadas de um mesmo átomo com o mesmo número de subcamadas. A camada K (n=1), por</p><p>exemplo, consiste em apenas uma subcamada chamada de 1s.</p><p>Configuração eletrônica dos elementos</p><p>A configuração eletrônica do estado fundamental de um átomo foi determinada através do princípio da</p><p>construção, do princípio da exclusão de Pauli e da regra de Hund. No estado fundamental de um átomo com</p><p>muitos elétrons, eles ocupam os orbitais atômicos disponíveis de modo a tornar a energia total do átomo a</p><p>menor possível.</p><p>Em 1925, o cientista Wolfgang Pauli descobriu uma regra geral sobre os orbitais e os elétrons chamada</p><p>princípio da exclusão de Pauli. Este princípio diz que dois elétrons, no máximo, podem ocupar determinado</p><p>orbital e, quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, os seus spins devem estar emparelhados.</p><p>Atenção</p><p>O princípio da construção é formado por duas regras. Para escrever a configuração eletrônica de um</p><p>átomo no estado fundamental, devemos adicionar elétrons, um após o outro, aos orbitais. Começando</p><p>pelo orbital de menor energia e sem ultrapassar a quantidade de dois elétrons por orbital. Se houver</p><p>mais de um orbital em uma subcamada, devemos primeiramente dispor os elétrons paralelamente aos</p><p>diferentes orbitais até completar a subcamada, antes de emparelhar os elétrons em um dos orbitais. Esta</p><p>regra também é conhecida como regra de Hund.</p><p>Por exemplo, vamos representar os orbitais por caixinhas e distribuir os elétrons do átomo de oxigênio 16O8,</p><p>veja:</p><p>Distribuição do átomo de oxigênio, 16O8.</p><p>A distribuição dos elétrons na eletrosfera de um átomo foi proposta por Linus Pauling e denominada</p><p>configuração eletrônica (princípio de Aufbau). Pauling determinou, em um diagrama, a ordem crescente de</p><p>energia dos subníveis para os elementos conhecidos, que apresentam até hoje, no máximo, sete níveis de</p><p>energia e quatro subníveis. Este diagrama, conhecido como diagrama de Pauling, permite escrever a</p><p>configuração eletrônica dos atuais elementos que compõem a tabela periódica.</p><p>Ao efetuarmos a distribuição eletrônica de um elemento químico utilizando o diagrama de Pauling, escrevemos</p><p>a quantidade de elétrons em cada subnível no seu lado direito superior. Lembrando que, para o subnível s,</p><p>podemos escrever, no máximo, 2 elétrons; para o subnível p, apenas 6 elétrons; para o subnível d, são 10</p><p>elétrons e, para o subnível f, colocamos, no máximo, 14 elétrons. Veja:</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ver mais detalhes da imagem</p><p>abaixo.</p><p>Diagrama de Pauling.</p><p>Por exemplo, vamos efetuar a distribuição eletrônica do elemento sódio utilizando o diagrama de Pauling.</p><p>Observamos que o átomo de sódio possui três níveis de energia, ou seja, três camadas. Sendo o nível 3</p><p>(camada M) o seu nível mais externo (camada de valência). A camada de valência é o nível mais afastado do</p><p>núcleo e que sempre corresponde ao maior valor de n, encontrado na distribuição eletrônica de um átomo ou</p><p>de um íon. O número de elétrons na camada de valência dos átomos indica não só o comportamento do</p><p>elemento numa ligação, mas também a sua localização na tabela periódica.</p><p>Podemos efetuar a distribuição eletrônica de íons (cátions e ânions). A perda ou o ganho de elétrons ocorre</p><p>sempre na camada de valência. Por exemplo, a formação de um cátion do elemento sódio ocorre pela perda</p><p>de um elétron na camada de valência desse átomo. Observe a seguir:</p><p>Distribuição eletrônica do íon sódio.</p><p>Entretanto, a formação de um ânion ocorre pelo ganho de elétrons. Por exemplo, quando efetuamos a</p><p>distribuição eletrônica de um ânion como o cloreto Cl -, adicionamos um elétron na sua camada de valência.</p><p>Acompanhe:</p><p>Distribuição eletrônica do íon cloreto.</p><p>Configuração eletrônica dos elementos</p><p>Saiba mais sobre números quânticos, diagrama de Pauling, regra de Hund, como fazer a distribuição eletrônica</p><p>de um elemento e quais são os números quânticos do elétron mais energético.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Organização da tabela periódica</p><p>Com a descoberta de novos elementos e avanço do conhecimento sobre a estrutura atômica, os cientistas</p><p>sentiram a necessidade de organizar as informações de uma forma mais prática e acessível. Dessa forma,</p><p>surge a tabela periódica.</p><p>No início do século XIX, um número considerável de elementos químicos já era conhecido e os cientistas já</p><p>haviam identificado semelhanças e tendências em suas propriedades. Veja:</p><p>1864</p><p>Publicação da tabela periódica</p><p>O alemão Lothar Meyer publicou uma tabela periódica.</p><p>1869</p><p>Expansão da tabela periódica</p><p>Ele expandiu sua tabela em mais de 50 elementos. Meyer demostrou propriedades periódicas como o</p><p>volume molar, o ponto de ebulição e a dureza, como função da massa atômica.</p><p>1971</p><p>Publicação de uma nova versão da tabela periódica</p><p>Em paralelo aos estudos de Meyer, estavam os estudos do russo Dimitri Mendeleev, que, em 1971,</p><p>publicou a sua versão da tabela periódica. Ambos listaram os elementos em ordem crescente de</p><p>massa atômica.</p><p>A seguir, vejamos a tabela de Dimitri de 1971:</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ver mais detalhes da imagem</p><p>abaixo.</p><p>Tabela periódica de Dimitri Mendeleev.</p><p>Os estudos realizados ao longo dos anos conduziram para o estabelecimento de uma poderosa generalização</p><p>pertinente às propriedades dos elementos, a lei periódica.</p><p>Esta lei estabelece que, quando os elementos são</p><p>listados, sequencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em</p><p>suas propriedades.</p><p>Por exemplo, o lítio, sódio e potássio possuem características de serem metais macios e reativos e vêm</p><p>imediatamente depois dos elementos denominados de gases inertes ou gases nobres - elementos pouco</p><p>ativos quimicamente - hélio, neônio e argônio. Os elementos anteriores aos gases nobres, exceto o hidrogênio,</p><p>são altamente reativos, semelhantes quimicamente aos não metais, e são chamados de halogênios. Observe:</p><p>Periodicidade dos elementos químicos.</p><p>A periodicidade verificada na lei periódica é a base da nossa tabela periódica atual, na qual as famílias de</p><p>elementos com propriedades químicas semelhantes são distribuídas, em colunas verticais chamadas de</p><p>grupos. Confira os dois seguintes exemplos:</p><p>Exemplo 1</p><p>Mg12: 1s2 2s2 2p6 3s2</p><p>Camada de valência: 3s2</p><p>Total de elétrons: 2 → Família 2</p><p>Exemplo 2</p><p>Cl17: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5</p><p>Camada de valência: 3s2 3p5</p><p>Total de elétrons: 7 → Família 17</p><p>A tabela periódica possui 18 famílias ou grupos, cada uma agrupa elementos com propriedades químicas</p><p>semelhantes por apresentarem a mesma configuração eletrônica na sua camada de valência, e sete linhas nas</p><p>horizontais, que são chamadas de períodos. Vejamos um exemplo dessa tabela:</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ver mais detalhes da imagem</p><p>abaixo.</p><p>Tabela periódica.</p><p>As colunas mais altas (1, 2, 13-18) são denominadas de grupos (famílias) principais da tabela ou elementos</p><p>representativos. Essas famílias recebem nomes especiais que refletem as propriedades comuns dos</p><p>elementos daquele grupo. Vejamos:</p><p>Grupo 1 (antigo IA)</p><p>São chamados de metais alcalinos. São elementos metálicos, macios, brilhantes e fundem em baixas</p><p>temperaturas.</p><p>Grupo 2 (antigo IIA)</p><p>São chamados de metais alcalinos terrosos. Estes elementos possuem propriedades semelhantes aos</p><p>do grupo 1, porém suas reações são menos vigorosas.</p><p>Grupo 13 (antiga IIIA)</p><p>São chamados de elementos da família do boro.</p><p>Grupo 14 (antiga IVA)</p><p>São chamados de família do carbono.</p><p>Grupo 15 (antiga VA)</p><p>São chamados de família do nitrogênio.</p><p>Grupo 16 (antiga VIA)</p><p>A partir desse grupo, os nomes voltam a ser diferentes e temos, então, a família dos calcogênios.</p><p>Grupo 17 (antiga VIIA)</p><p>São chamados de halogênios.</p><p>Grupo 18 (antiga VIIIA)</p><p>São chamados de gases nobres.</p><p>O hidrogênio está localizado na família 1 por apresentar apenas um elétron no subnível s de sua camada de</p><p>valência, 1s1, mas esse elemento não pertence à família dos metais alcalinos terrosos por apresentar</p><p>propriedades químicas distintas. A tabela periódica apresenta na família dos gases nobres um elemento que</p><p>não possui oito elétrons na camada de valência, o hélio, que possui número atômico igual a 2 e sua</p><p>distribuição eletrônica é 1s2.</p><p>Os elementos que compõem as famílias de 3 a 12 (antiga família B) são conhecidos como elementos de</p><p>transição e apresentam os elétrons mais energéticos situados nos subníveis d ou f. São eles:</p><p>1</p><p>Elementos de transição externa</p><p>São aqueles que apresentam o nível d como o mais energético. São chamados também de metais</p><p>de transição.</p><p>Exemplo:</p><p>Camada de valência: 4s2</p><p>Nível mais energético: 3d6</p><p>2</p><p>Elementos de transição interna</p><p>São aqueles que apresentam seu elétron mais energético situado no subnível f. Constituem a série</p><p>dos lantanídeos e actinídeos e encontram-se deslocados do corpo central da tabela.</p><p>Exemplo:</p><p>Camada de valência: 6s2</p><p>Nível mais energético: 4f7</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>A partir da distribuição eletrônica de um elemento, podemos efetuar sua localização na tabela periódica, o</p><p>bloco ao qual ele pertence e sua classificação como elemento representativo ou de transição. Confira os</p><p>exemplos a seguir:</p><p>Exemplo 1</p><p>Br35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5</p><p>4 níveis ou camadas (K=1, L=2, M=3 e</p><p>N=4) → logo, está localizado no 4º</p><p>período.</p><p>Camada de valência: 4s2 4p5 .</p><p>Total de elétrons: 7 → Família 17</p><p>(halogênios).</p><p>Elétron de maior energia está localizado</p><p>no subnível 4p5 → bloco p → elemento</p><p>representativo.</p><p>Exemplo 2</p><p>Ni28: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8</p><p>4 níveis ou camadas (K=1, L=2, M=3 e</p><p>N=4) → logo, está localizado no 4º</p><p>período.</p><p>Camada de valência: -4s2 .</p><p>Total de elétrons: 8 + 2 = 10 → Família</p><p>10.</p><p>Elétron de maior energia está localizado</p><p>no subnível 3d8 → bloco d → elemento</p><p>de transição.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Modelo atômico atual</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Estrutura atômica; configuração eletrônica dos elementos</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Organização da tabela periódica</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>•</p><p>Questão 1</p><p>Um íon X2- é isoeletrônico (mesmo número de elétrons) de Y2+. Sabendo que o número atômico de X é igual a</p><p>26, qual será o número atômico de Y?</p><p>A</p><p>24</p><p>B</p><p>26</p><p>C</p><p>28</p><p>D</p><p>30</p><p>E</p><p>32</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>Se X (Z = 26) possui carga -2, isso significa que Z ≠ e - ganhou dois elétrons. Logo, o número de elétrons é:</p><p>26 + 2 elétrons = 28. Como X e Y têm o mesmo número de elétrons (isoelétricos), o número de elétrons de</p><p>Y é 28 e este perdeu dois elétrons (+2), significa que tinha anteriormente 30 elétrons, ou seja, número</p><p>atômico igual a 30 (Z = p = e-).</p><p>Questão 2</p><p>Assinale a alternativa que apresenta o período e o grupo do elemento com a configuração eletrônica igual a</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2.</p><p>A</p><p>Família 2 e 4º período.</p><p>B</p><p>Família 3 e 5º período.</p><p>C</p><p>Família 5 e 4º período.</p><p>D</p><p>Família 6 e 5º período.</p><p>E</p><p>Família 12 e 4º período.</p><p>A alternativa D está correta.</p><p>A distribuição eletrônica está organizada por camadas 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2, sua</p><p>distribuição por níveis de energia: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 4d4 → 5 níveis ou camadas (K=1,</p><p>L=2, M=3, N=4 O=5) → logo, está localizado no 5⁰ período.</p><p>Elétron de maior energia está localizado no subnível 4d4 → bloco d → elemento de transição.</p><p>Total de elétrons: 4 + 2 = 6 → Família 6 → elemento Mo.</p><p>3. Tabela periódica e as propriedades dos elementos</p><p>Propriedades dos elementos</p><p>A tabela periódica é uma organização dos elementos que expressa suas relações de família (ou grupo). Os</p><p>elementos que pertencem ao mesmo grupo normalmente mostram a mesma tendência nas propriedades. As</p><p>propriedades dos elementos químicos podem ser de dois tipos, que são:</p><p>Propriedades aperiódicas</p><p>São aquelas cujos valores crescem ou</p><p>decrescem na medida em que o número</p><p>atômico aumenta, mas não se repetem em</p><p>períodos determinados ou regulares.</p><p>Propriedades periódicas</p><p>São aquelas que aumentam ou diminuem com o</p><p>aumento do número atômico.</p><p>O entendimento sobre a força de atração entre o núcleo e os elétrons mais externos é importante para</p><p>compreendermos as propriedades dos átomos. A dimensão da carga nuclear líquida que atua sobre o elétron,</p><p>bem como e a sua distância média em relação ao núcleo vai determinar a força na qual o núcleo atrai o</p><p>elétron. Essa atração aumenta proporcionalmente à carga nuclear, e decresce à medida que o elétron se</p><p>afasta do núcleo. Em átomos com mais de um elétron, temos, simultaneamente, a atração do elétron pelo</p><p>núcleo e repulsão dos outros elétrons, formando um sistema complexo com muitas repulsões elétron-elétron.</p><p>Podemos estimar a energia que envolve cada elétron considerando que ele interage com o ambiente médio</p><p>criado pelo núcleo e os outros elétrons do átomo. Tratamos cada elétron individualmente como se este</p><p>estivesse se movendo no campo elétrico criado pelo núcleo. Tal campo elétrico é equivalente ao campo</p><p>gerado por uma carga localizada no núcleo, chamada de carga nuclear efetiva, Zef.</p><p>A carga nuclear efetiva corresponde ao número de prótons do núcleo ou carga nuclear, Z, menos o número</p><p>médio de elétrons ou constante de blindagem, S, que está</p><p>entre o núcleo e o elétron em questão:</p><p>As regras de Slater podem ser aplicadas para se obter o cálculo da carga nuclear efetiva. Para os elétrons que</p><p>se encontram em orbitais ns e np, temos que escrever a configuração eletrônica por ordem geométrica. Os</p><p>elétrons que se encontram em grupos à direita não contribuem em nada no cálculo de S, os outros elétrons no</p><p>grupo em questão (ns np) blindam de 0,35 cada, todos os elétrons do nível n-1 blindam de 0,85 cada e, por</p><p>fim, todos os elétrons do nível mais interno blindam de 1,00 cada. Caso o elétron a ser considerado esteja no</p><p>subnível nd ou nf, cada elétron do mesmo grupo contribuirá com 0,35 e cada elétron dos grupos mais internos</p><p>contribuirá com 1,00.</p><p>Ordem geométrica</p><p>É a ordem dos subníveis agrupados segundo os níveis aos quais eles pertencem.</p><p>Exemplo</p><p>Vamos calcular a Zef do elétron mais externo dos elementos sódio (Z=11), magnésio (Z=12) e cálcio</p><p>(Z=20). Na11: 1s2 2s2 2p6 3s1 (Família 1; 3º Período)Zef(3s): Z - S = 11 - [(8 x 0,85) + (2 x 1,00)] =</p><p>2,20 Mg12: 1s2 2s2 2p6 3s2 (Família 2; 3º Período)Zef(3s): Z - S = 12 - [(1 x 0,35) + (8 x 0,85) + (2 x</p><p>1,00)] = 2,85 Ca20: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (Família 2; 4º Período)Zef(4s): Z - S = 20 - [(1 x 0,35) + (8</p><p>x 0,85) + (10 x 1,00)] = 2,85</p><p>Observamos que a carga elétrica nuclear efetiva aumenta progressivamente ao longo do período, ou seja,</p><p>aumenta com o aumento do número atômico e, ao descermos em uma mesma família, vamos observar que a</p><p>carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons dos níveis mais externos varia muito menos do que ao longo do</p><p>período. Veremos que o comportamento da carga nuclear efetiva está ligado às propriedades periódicas.</p><p>Raio atômico e iônico</p><p>O "tamanho" de um átomo é importante? O tamanho dos elementos químicos ou espécies químicas podem</p><p>influenciar, por exemplo, em propriedades de soluções e em reação bioquímicas que envolvem íons metálicos</p><p>importantes para o funcionamento do nosso organismo. Dessa forma, qual é o "tamanho" de um átomo? Essa</p><p>questão não é tão fácil de ser respondida, pois o átomo não é um objeto esférico e duro como normalmente</p><p>pensávamos lá no início.</p><p>Vimos pela Mecânica Quântica que os átomos e os íons não possuem limites pontuais definidos nos quais a</p><p>distribuição eletrônica torna-se zero. As bordas dos átomos e íons são vagas. Podemos definir seus</p><p>respectivos tamanhos de várias maneiras com base na distância entre os átomos em várias situações.</p><p>Experimentos realizados com átomos de gás nobre, substâncias simples e substâncias compostas mostraram</p><p>que a dificuldade em realizar a medida do tamanho do átomo está no tipo de ligação que ele faz.</p><p>O tamanho do átomo de hidrogênio foi verificado a partir da medida da distância da ligação entre os núcleos</p><p>de dois átomos ligados na molécula de H2. O experimento mostrou que o tamanho da ligação entre os átomos</p><p>de hidrogênio era de 0,074 nm. Consequentemente, o raio do átomo de hidrogênio seria de 0,037 nm.</p><p>Raio atômico de diferentes elementos químicos.</p><p>Apesar das dificuldades em realizar as medições dos raios atômicos, os cientistas conseguiram medir as</p><p>distâncias entre o núcleo e a distribuição eletrônica em muitas moléculas com ligações covalentes, atribuindo</p><p>um raio covalente para cada elemento. Os resultados observados mostraram uma variação periódica dos raios</p><p>dos átomos em função do número atômico.</p><p>Raio atômico.</p><p>Duas tendências interessantes no comportamento dos raios atômicos podem ser observadas. São elas:</p><p>Família ou grupo</p><p>O número atômico cresce à medida que descemos, pois, à medida que se aumenta o período, o</p><p>número de camadas (n) também aumenta e os elétrons mais externos passam mais tempo afastados</p><p>do núcleo, fazendo com que o átomo aumente de tamanho. A carga nuclear efetiva no grupo aumenta</p><p>significativamente e tende a atrair os elétrons mais fortemente. No entanto, o número total de</p><p>elétrons nas camadas aumenta, o que ocasiona o aumento na distância entre a camada de valência e</p><p>o núcleo.</p><p>Período</p><p>O raio atômico tende a diminuir quando vamos da esquerda para a direita (aumento do número</p><p>atômico). O principal fator que influencia na diminuição do raio é o aumento da carga nuclear efetiva</p><p>(Zef) ao longo do período. O aumento da carga nuclear efetiva atrai os elétrons para próximo ao</p><p>núcleo, diminuindo a nuvem eletrônica e, consequentemente, o raio atômico.</p><p>Assim como o tamanho de um átomo, o tamanho de um íon também depende de sua carga nuclear, do número</p><p>de elétrons que ele possui e dos orbitais onde os elétrons mais externos estão localizados. A formação de um</p><p>cátion, perda de elétron, desocupa os orbitais mais distantes do núcleo e diminui a repulsão elétron-elétron.</p><p>Consequentemente, os cátions são menores que os átomos que lhes dão origem. Se o átomo diminui de</p><p>tamanho quando forma um cátion, aumentará o seu tamanho ao formar um ânion. Quando elétrons são</p><p>adicionados a um átomo neutro, ocorre o aumento da repulsão elétron-elétron e isso faz com que os elétrons</p><p>se espalhem no espaço. No caso dos íons com mesma carga, o tamanho aumenta conforme descemos na</p><p>tabela periódica.</p><p>Comparações dos raios, em metros, de átomos neutros e íons de diferentes grupos.</p><p>Energia de ionização</p><p>Um átomo em seu estado fundamental (neutro), ao receber energia externa, pode transferir um elétron de um</p><p>nível energético para outro. Entretanto, se a energia for suficiente, ela pode efetivamente retirar o elétron do</p><p>átomo e dar origem a um íon positivo (cátion). Chamamos este processo de ionização e o elétron que é</p><p>removível é aquele mais afastado do núcleo.</p><p>A energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no estado fundamental,</p><p>denominamos de energia de ionização, I.</p><p>Chamamos de átomo isolado aquele que está livre da influência de átomos vizinhos, ou seja, um átomo no</p><p>estado gasoso. Então, o processo de ionização pode ser representado por:</p><p>Como existem átomos que podem sofrer a remoção de mais de um elétron, a segunda energia de ionização I2,</p><p>para um átomo qualquer pode ser escrita como:</p><p>As energias de ionização são expressas em elétron-volts por átomo, quilocalorias por mol ou quilojoules por</p><p>mol. À medida que os elétrons são removidos, a magnitude da energia de ionização também aumenta (I1 < I2 <</p><p>I3). O aumento da energia ocorre porque, com cada remoção sucessiva, um elétron é afastado de um íon cada</p><p>vez mais positivo, necessitando cada vez mais de energia.</p><p>Exemplo</p><p>Observe as energias de ionização para o átomo de alumínio. A remoção do quinto elétron, no subnível</p><p>2p, requer uma quantidade de energia muito maior que 11.600 kJ/mol, pois os elétrons 2p do nível mais</p><p>interno estão mais próximos do núcleo e sofrem carga nuclear efetiva maior do que os elétron dos</p><p>subníveis 3s e 3p da camada de valência. Al13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Al(g) → Al+(g) + e-(g) I1 = 578 kJ/</p><p>mol Al+(g) → Al2+(g) + e-(g) I2 = 1.820 kJ/mol Al2+(g) → Al3+(g) + e-(g) I3 = 2.750 kJ/mol Al3+(g) →</p><p>Al4+(g) + e-(g) I4 = 11.600 kJ/mol</p><p>De maneira geral, a energia de ionização está relacionada ao raio atômico e, por isso, possui tendência</p><p>periódica nas primeiras energias de ionização. Podemos observar que, em cada período, a energia de</p><p>ionização aumenta com o aumento do número atômico. Os metais alcalinos possuem as menores energias de</p><p>ionização e apresentam facilidade em doar elétrons. Os gases nobres possuem as maiores energias de</p><p>ionização.</p><p>Primeiras energias de ionização.</p><p>Existem algumas irregularidades no comportamento da energia de ionização ao longo dos períodos. Quando</p><p>analisamos os elementos boro (Z=5) e berílio (Z=4), ambos no segundo período da tabela periódica, vemos</p><p>que o boro possui energia de ionização menor do que o berílio. Isto ocorre porque, no boro, o elétron a ser</p><p>removido está no orbital 2p, enquanto o berílio está no orbital 2s. Um elétron 2s está mais firmemente preso</p><p>ao núcleo do que um elétron 2p, o que conduz menor energia de ionização ao boro.</p><p>Nos elementos que compõem o bloco d e f da tabela periódica, a energia de ionização aumenta</p><p>vagarosamente à medida que vamos da esquerda para</p><p>a direta em um período. Ao analisarmos cada família,</p><p>de uma forma geral, vemos que a energia de ionização geralmente diminui com o aumento do número</p><p>atômico. Nos grupos, à medida que descemos, o raio atômico aumenta e a carga nuclear varia pouco, fazendo</p><p>com que a atração entre o núcleo e os elétrons diminua, promovendo a diminuição na energia de ionização.</p><p>Os menores átomos possuem energias de ionização maiores. A energia necessária para remover um elétron</p><p>de um átomo isolado é influenciada pela carga nuclear efetiva e pelo tamanho do átomo. À medida que a</p><p>atração elétron-núcleo aumenta, torna-se mais difícil remover o elétron e, assim, a energia de ionização</p><p>aumenta.</p><p>Afinidade eletrônica</p><p>Vimos que a energia de ionização corresponde à energia necessária para remover um elétron de um átomo</p><p>isolado, no estado fundamental, formando um íon carregado positivamente. Além disso, muitos átomos podem</p><p>ganhar elétrons para formar íons carregados negativamente. A variação de energia que ocorre quando um</p><p>elétron é adicionado a um átomo no estado gasoso é chamada de afinidade eletrônica.</p><p>Exemplo</p><p>A afinidade eletrônica mede a atração de um átomo pelo elétron adicionado. Para muitos átomos, ocorre</p><p>a liberação de energia quando um elétron é adicionado. Por exemplo, a adição de um elétron à camada</p><p>de valência do elemento flúor é acompanhada por uma variação de energia de - 328 kJ/mol. F9 : 1s2 2s2</p><p>2p5 F9- : 1s2 2s2 2p6 F(g) + e-(g) → F-(g) ∆E = -328 kJ/mol</p><p>Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a tendência do átomo em receber elétrons. Para</p><p>alguns elementos, gases nobres, a afinidade eletrônica tem valor positivo, significando que o ânion tem</p><p>energia mais alta do que os átomos e elétrons separados. Com valor de energia positiva, o íon é instável e não</p><p>se forma.</p><p>Afinidades eletrônicas em elétron-volts.</p><p>A afinidade eletrônica torna-se cada vez mais negativa à medida que caminhamos em direção aos elementos</p><p>que compõem a família dos halogênios. Quando um elemento do grupo dos halogênios recebe um elétron,</p><p>forma um íon negativo estável que tem configuração eletrônica de um gás nobre. Embora a periodicidade na</p><p>afinidade eletrônica ao longo do período não seja uniforme, as afinidades eletrônicas tornam-se mais</p><p>negativas (mais energia perdida) do grupo 1 ao 17 dos elementos representativos devido ao aumento da carga</p><p>nuclear.</p><p>Os elementos lítio e sódio, por exemplo, possuem afinidade eletrônica ligeiramente negativas. Estes elementos</p><p>possuem pouca tendência para ganhar elétrons. Já os elementos berílio e magnésio, família 2, têm valores</p><p>positivos. Então, para que estes elementos possam ganhar elétrons, terão que absorver uma grande</p><p>quantidade de energia, pois os elétrons deverão ser adicionados na subcamada p, que é blindada pela carga</p><p>nuclear da subcamada s, da mesma camada. Isso torna quase que impossível o ganho de elétrons por estes</p><p>elementos.</p><p>Eletronegatividade, Eletropositividade e outras propriedades periódicas</p><p>Veja a definição das propriedades dos elementos, enfatizando aquelas não discutidas na tabela periódica.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Vem que eu te explico!</p><p>Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.</p><p>Propriedades e carga nuclear efetiva</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>O tamanho do átomo</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Energia de ionização e a formação de cátions</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>A afinidade eletrônica e a formação dos cátions</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para assistir ao vídeo.</p><p>Verificando o aprendizado</p><p>Questão 1</p><p>Efetue o cálculo da carga nuclear efetiva do átomo penúltimo elétron do ferro (Z=26).</p><p>A</p><p>3,50</p><p>B</p><p>3,75</p><p>C</p><p>4,10</p><p>D</p><p>7,60</p><p>E</p><p>11,10</p><p>A alternativa B está correta.</p><p>Fe26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6</p><p>Fe26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2</p><p>Zef (4s): Z - S = 26 - [(14 x 0,85) + (10 x 1,00) + (1x0,35)] = 3,75</p><p>Questão 2</p><p>(Petrobras, 2014) A posição dos elementos na tabela periódica se dá em função da ordem crescente dos</p><p>números atômicos, em períodos e grupos, e de acordo com a quantidade de camadas eletrônicas e a</p><p>distribuição dos elétrons nos seus níveis de energia. As propriedades dos elementos se relacionam com as</p><p>respectivas posições na tabela.</p><p>Levando em conta as posições num mesmo período ou num mesmo grupo:</p><p>A</p><p>Raio atômico do sódio é menor do que o do cloro.</p><p>B</p><p>Raio iônico do Mg2+ é maior do que o do átomo de Mg.</p><p>C</p><p>Raio atômico do oxigênio é maior do que o do enxofre.</p><p>D</p><p>Sódio tende a perder elétrons mais facilmente do que o césio, nas ligações químicas.</p><p>E</p><p>Flúor tende a ganhar elétrons mais facilmente do que o bromo, nas ligações químicas.</p><p>A alternativa E está correta.</p><p>Em um mesmo grupo, à medida que subimos a afinidade eletrônica aumenta com a diminuição de camadas,</p><p>pois quanto maior a atração nuclear, maior a tendência em atrair um elétron.</p><p>4. Conclusão</p><p>Considerações finais</p><p>Estudamos a estrutura atômica e os modelos atômicos que mais contribuíram para o modelo atômico atual.</p><p>Vimos a descoberta das partículas com carga negativa (elétron), partículas com carga positiva (prótons) e a</p><p>partícula neutra (nêutron). Acompanhamos desde o modelo de Dalton até o modelo atômico de Bohr.</p><p>Após estudarmos a distribuição eletrônica dos elementos e como esta configuração informa a posição do</p><p>elemento na tabela periódica, percebemos que a tabela periódica é um arranjo dos elementos que reflete suas</p><p>relações de família. Os membros do mesmo grupo normalmente mostram a mesma tendência nas</p><p>propriedades.</p><p>Finalmente, vimos o conceito de propriedades periódicas. Aprendemos a verificar o comportamento do</p><p>tamanho dos elementos, energia de ionização e afinidade eletrônica por meio de uma análise da tabela</p><p>periódica.</p><p>Podcast</p><p>Para encerrar, ouça um resumo sobre os principais assuntos abordados neste conteúdo.</p><p>Conteúdo interativo</p><p>Acesse a versão digital para ouvir o áudio.</p><p>Explore +</p><p>Confira o que separamos especialmente para você!</p><p>Conheça mais sobre o estudo da estrutura atômica lendo o artigo: O átomo e a tecnologia, de Mario Tolentino</p><p>e Romeu Rocha-Filho.</p><p>Conheça mais sobre a carga nuclear efetiva lendo o artigo: Carga Nuclear Efetiva e sua consequência para a</p><p>compreensão da estrutura eletrônica dos átomos, de Hélio Duarte.</p><p>Conheça mais sobre a origem da tabela periódica lendo o artigo: Origens e consequências da tabela periódica,</p><p>a mais concisa enciclopédia criada pelo ser humano, de Geraldo de Lima, Luiz Barbosa e Carlos Filgueiras.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.</p><p>BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1986.</p><p>BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química, a Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice</p><p>Hall, 2005.</p><p>RUSSEL, J. B. Química Geral. 5. ed. V. 1. São Paulo: Makron, 1996.</p>