3. O Átomo Tabela Periódica

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O Átomo - Tabela Periódica
Estrutura Atômica
• A maioria das propriedades dos materiais sólidos dependem dos
arranjos atômicos e das interações entre os átomos ou moléculas
constituintes;
• Átomo -> núcleo pequeno de prótons e nêutrons, circundado por
elétrons em movimento;
• Os nêutrons são eletricamente neutros;
• Tanto elétrons como prótons são carregados eletricamente;
Prótons
• O próton, partícula constituinte do núcleo, responsável pela carga
elétrica positiva do átomo, apresenta as seguintes características:
• Massa de repouso: 1,67 x 10-27kg
• Massa de repouso em unidades de massa atômica: 1,0078 u.m.a. (u =
1,66 x 10-27 kg)
• Razão massa do próton/massa do elétron: 1840
• Carga elétrica: +1,60 x 10-19 C
• Momento magnético: 1,41 x 10-26 J/T
Elétrons
• O elétron, partícula responsável pela carga elétrica negativa do
átomo, apresenta as seguintes características:
• Massa de repouso: 9,11 x 10-31 kg
• Massa de repouso em unidades de massa atômica: 5,49 x 10-4 u.m.a.
(u = 1,66 x 10-27 kg)
• Razão massa do próton/massa do elétron: 1840
• Carga elétrica: -1,60 x 10-19 C
• Razão carga/massa: -1,76 x 1011 C/kg
• Momento magnético: 9,28 x 10-24 J/T
Estrutura Atômica
• Cada elemento químico é caracterizado pelo número de prótons no
núcleo -> número atômico (Z);
• Em um átomo eletricamente neutro ou completo, o número atômico
também é igual ao seu número de elétrons;
Elemento neutro -> Z = n° de elétrons
• O número atômico varia em unidades inteiras entre 1 para o
Hidrogênio, e 94, para o Plutônio;
Estrutura Atômica
• A massa atômica (A) de um átomo pode ser expressa como a soma
das massas dos seus prótons e nêutrons:
A = Z + N
• A = massa atômica; Z = prótons(número atômico); N = nêutrons
• O número de prótons é o mesmo para todos os átomos de um
elemento, mas o número de nêutrons pode variar (gerando isótopos);
Estrutura Atômica
• Isótopos -> átomos de um elemento químico cujos núcleos têm o mesmo
número atômico - os isótopos de um elemento contêm o mesmo número
de prótons mas diferentes números de nêutrons.
• Sua massas atômica é diferente porque a quantidade de nêutrons no
núcleo é diferente.
• Ex: O carbono possui três isótopos naturais:
• Carbono-12: (98,89% na natureza) - possui 6 prótons e 6 nêutrons;
• Carbono-13: (1,01 a 1,14% na natureza) - possui 6 prótons e 7 nêutrons;
• Carbono-14: (raríssimo na natureza) - possui 6 prótons e 8 nêutrons.
Estrutura Atômica
• O peso atômico é a média das massas atômicas dos isótopos do átomo;
• A unidade de massa atômica (u.m.a.) pode ser usada para cálculos do peso
atômico -> 1 u.m.a. = 1/12 da massa atômica do isótopo mais comum do
carbono;
• O peso atômico (ou molecular) de um elemento (ou composto) é dado em
u.m.a./átomo (molécula) ou massa/mol de material;
1 u.m.a./átomo (ou molécula) = 1 g/mol
Ex: O peso atômico do ferro é de 55,85 u.m.a./átomo, ou 55,85 g/mol.
• Um mol de uma substância tem 6,023 X 1023 (número de Avogadro) átomos;
Modelo Atômico de Bohr
• A compreensão do comportamento dos elétrons nos átomos e sólidos
cristalinos envolve a discussão de conceitos quântico-mecânicos;
• Um dos modelos precursores da mecânica quântica foi o modelo
atômico de Bohr;
• O modelo de Bohr assume que os elétrons orbitam ao redor do
núcleo atômico em orbitais distintos;
• A posição de qualquer elétron em particular é definida em termos do
seu orbital;
• O princípio quântico-mecânico estipula que as energias dos elétrons
nos orbitais são quantizadas;
Modelo Atômico de Bohr
• Elétrons podem possuir apenas valores de energia específicos;
• A energia de um elétron pode mudar:
• Pode efetuar um salto quântico para uma energia permitida mais alta
(com absorção de energia);
• ou para uma energia permitida mais baixa (com emissão de energia);
• É conveniente pensar nestas energias permitidas como associadas aos
níveis ou estados energéticos;
• Estes estados não tem a energia variando continuamente entre si;
Modelo Atômico de Bohr
• Os estados adjacentes estão separados por pacotes de energias
finitas (gaps);
• O modelo de Bohr acabou se provando significativamente limitado
devido à incapacidade de explicar vários fenômenos envolvendo o
comportamento dos elétrons;
Modelo Mecânico Quântico
Ondulatório
• Foi desenvolvido o modelo mecânico-quântico-ondulatório, no qual
considera-se que o elétron exibe características de uma onda e de
partícula;
• O elétron não é mais tratado como uma partícula que se move em
um orbital distinto;
• A posição do elétron é considerada como sendo a probabilidade de
um elétron estar em vários locais ao redor do núcleo;
• Em outras palavras, a posição é descrita por uma nuvem de
probabilidades;
• O modelo de Bohr foi refinado pela mecânica ondulatória, com a
introdução dos números quânticos;
Modelo Mecânico Quântico
Ondulatório
• Cada elétron em um átomo passa a ser caracterizado por quatro
parâmetros chamados números quânticos;
• O tamanho, a forma e a orientação espacial da densidade de
probabilidade de um elétron são especificados por esses números
quânticos;
• Os níveis energéticos do modelo de Bohr passam a ser separados em
subcamadas eletrônicas;
• Os números quânticos definem o número de estados (ou orbitais) em
cada subcamada;
Números Quânticos
Números Quânticos
• Dos 4, somente o primeiro é associado ao modelo de Bohr.
Relacionado à distância de um elétron a partir do núcleo, ou a sua
posição;
• O segundo número quântico “l” representa a subcamada, é
identificada por uma letra minúscula:
s, p, d, f
• Está relacionado à forma da subcamada eletrônica;
Números Quânticos
Números Quânticos
• O terceiro número quântico “m” define o número de estados
energéticos para cada subcamada;
Ex:
Subcamada s = 1 estado energético
Subcamada p = 3 estado energético
Subcamada d = 5 estado energético
Subcamada f = 7 estado energético
Números Quânticos
• Associado a cada elétron está um momento de spin (momento de
rotação do elétron), orientado para cima ou para baixo. O quarto
número quântico “s” está relacionado ao momento de spin;
Ex:
s -> (+1/2 e -1/2); um para cada uma das orientações de spin;
Números Quânticos
• Algumas considerações podem ser feitas ao se observar o números
quânticos:
1) Quanto menor o número quântico principal, menor o nível
energético;
Ex: A energia de um estado ou orbital 1s é menor do que aquela de um
orbital 2s, que por sua vez é menor do que a de um 3s;
Números Quânticos
2) Dentro de uma camada, a energia de uma subcamada aumenta de
acordo com segundo número quântico “l”;
Ex: A energia de um orbital 3d é maior do que a de um 3p, que é maior
do que a de um 3s;
3) Podem existir superposições na energia de um orbital em uma
camada, com orbitais em outra camada;
Ex: A energia de um orbital 3d é maior do que a de um 4s.
Configurações Eletrônicas
• Para determinar a maneira pela qual estes estados são preenchidos
com elétrons, usa-se o princípio da exclusão de Pauli:
• “cada estado ou orbital eletrônico pode comportar um máximo de
dois elétrons, com valores de spin opostos”;
Configurações Eletrônicas
• Assim:
s -> 2 elétrons
p -> 6 elétrons
d -> 10 elétrons
f -> 14 elétrons
• Nem todos os estados possíveis em um átomo estão preenchidos;
• Na maioria dos átomos, os elétrons preenchem os orbitais
energéticos mais baixos nas camadas e subcamadas eletrônicas;
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Configurações Eletrônicas
• A configuração eletrônica ou a estrutura de um átomo representa a
maneira segundo a qual estes orbitais são ocupados;
• O número de elétrons em cada subcamada é indicado por um índice
sobrescrito após a designação da camada e subcamada;
• Quandotodos os elétrons ocupam as menores energias possíveis,
considera-se que o átomo está em seu estado fundamental;
Elétrons de Valência
• Os elétrons de valência que ocupam a camada preenchida mais
externa;
• Esses elétrons são extremamente importantes;
• Eles participam da ligação entre os átomos para formar os agregados
atômicos e moleculares;
• Além disso, muitas das propriedades físicas e químicas dos sólidos
estão baseadas nos elétrons de valência;
Configurações Estáveis
• Alguns átomos possuem naturalmente configurações eletrônicas
estáveis -> orbitais com a camada eletrônica mais externa ou de
valência completamente preenchidas;
• Estes elementos (Ne, Ar, Kr e He) são os gases nobres;
• Virtualmente inertes e não reativos do ponto de vista químico;
Configurações Estáveis
• Os átomos dos elementos que possuem camadas de valência
incompletas quanto ao octeto assumem configurações eletrônicas
estáveis de duas maneiras:
• Pelo ganho ou perda de elétrons para formar íons carregados ou;
• Pelo compartilhamento de elétrons da camada de valência;
• Esta é a base para as reações químicas e também para as ligações
atômicas em sólidos;
Tabela Periódica
• Os elementos foram classificados na tabela periódica de acordo com a
configuração eletrônica;
• Em ordem crescente de número atômico, em sete fileiras horizontais
chamadas períodos;
• Os elementos localizados em uma coluna/grupo exibem configurações
eletrônicas semelhantes na camada de valência -> propriedades químicas e
físicas semelhantes;
• Essas propriedades variam gradualmente ao se mover horizontalmente ao
longo da tabela;
• Os elementos no Grupo 0 (mais à direita) são os gases inertes, camadas
eletrônicas totalmente preenchidas e configurações eletrônicas estáveis;
Tabela Periódica
• Os elementos nos grupos 7A e 6A (a direita) possuem 1 ou 2 elétrons
faltando para completarem estruturas estáveis;
• Os elementos no grupo 7A (F, Cl, Br, I e At) são os halogênios;
• Os elementos dos grupos 5A, 4A e 3A apresentam características
intermediárias entre os metais e os ametais (não-metais) em virtude dos
seus elétrons de valência;
• De 2B a 3B estão os metais de transição; possuem orbitais eletrônicos
parcialmente preenchidos e, em alguns casos, 1 ou 2 elétrons na camada
de valência;
• Os metais alcalinos e alcalino-terrosos estão nos Grupos 1A e 2A (a
esquerda), possuindo, respectivamente, 1 e 2 elétrons a mais das
estruturas estáveis;
Tabela Periódica
• A maioria dos elementos existentes na tabela são classificados como
metais;
• Estes são elementos eletropositivos, capazes de ceder elétrons de
valência para se tornarem íons carregados positivamente;
• Os elementos ao lado direito da tabela periódica são eletronegativos,
aceitam elétrons para formar íons carregados negativamente, ou
algumas vezes eles compartilham elétrons com outros átomos;
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• Columns: Similar Valence Structure
Elementos eletropositivos:
Perdem eletrons para se tornarem
íons +
Elementos eletronegativos:
Ganham eletrons para e tornarem
íons -
p
e
rd
e
m
1
e
p
e
rd
e
m
2
e
p
e
rd
e
m
3
e
G
a
s
e
s
 i
n
e
rt
e
s
g
a
n
h
a
m
1
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g
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h
a
m
2
e
O
Se
Te
Po At
I
Br
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
F
ClS
Li Be
H
Na Mg
BaCs
RaFr
CaK Sc
SrRb Y
Tabela Periódica
• A eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita e de baixo para
cima na tabela;
• Os átomos tem maior tendência em aceitar elétrons se as suas camadas
mais externas estiverem quase preenchidas;
• Bem como tem maior tendência em doar elétrons e suas camadas mais
externas estiverem quase vazias.