07 Átomos e Moléculas

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Átomos e Moléculas
Saulo Coêlho Locatelli
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INTRODUÇÃO
	O estudo do átomo se iniciou na Grécia antiga com o filósofo Leucipo e seu discípulo Demócrito: para eles, o átomo era o menor componente de toda a matéria existente. Sendo, então, impossível dividí-lo em partes menores.
	Ao desenrolar da história, diversos cientistas e estudiosos tentaram definir o átomo quanto a sua forma, dando origem a diversas teorias sobre sua constituição física. Surgiram, então, os modelos atômicos.
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1.1. MODELO ATÔMICO DE DALTON
	Para John Dalton, a teoria de Leucipo e Demócrito era bastante coerente. Segundo este modelo, os átomos eram as menores partículas possíveis, assumiam formas esféricas e possuíam massa semelhante caso fossem correspondentes ao mesmo elemento químico.
1. MODELOS ATÔMICOS
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1.1.1. Postulado de Dalton
Utilizando seu modelo, Dalton estabeleceu os postulados* a seguir:
Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas, denominadas átomos. Os átomos não podem ser criados nem destruídos. Cada substância é constituída de um único tipo de átomo.
* Postulados são uma série de afirmações ou proposições que não podem ser comprovadas, mas que são admitidas como verdadeiras, servindo de ponto de partida para a dedução, ou conclusão, de outras afirmações.
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As substâncias simples, ou elementos, são formados de “átomos simples”, que são átomos isolados, pois átomos de um mesmo elemento químico sofrem repulsão mútua. Os “átomos simples” são indivisíveis.
As substâncias compostas são formadas de “átomos compostos”, capazes de se decomporem, durante as reações químicas, em “átomos simples”.
Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma, no tamanho, na massa e nas demais propriedades; átomos de substâncias diferentes possuem forma, tamanho, massa e propriedades diferentes. A massa de um “átomo composto” é igual à soma das massas de todos os “átomos simples” componentes.
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	Os postulados de Dalton explicavam por que compostos diferentes podem ser formados pelos mesmos elementos químicos, ou seja, bastava para isso que a proporção entre esses elementos fossem diferentes nos diferentes compostos. 
1.1.2. O conceito de massa relativa
	Dalton também acreditava que os átomos eram muito pequenos e não podiam ser vistos ou contados. Desse modo, não seria possível medir a massa de cada átomo individualmente, mas partindo de informações experimentais e de algumas “suposições”, seria possível estabelecer uma relação entre as massas dos átomos.
	Ele utilizou a regra da máxima simplicidade para determinar as massas atômicas relativas dos elementos. Como os experimentos mostravam que cada 9g de água decomposta formava 1g de hidrogênio e 8g de oxigênio. Ele considerou o “átomo composto” de água formada por um “átomo simples” de hidrogênio e por um “átomo simples” de oxigênio; logo, as massas relativas desses elementos seriam, respectivamente, 1 e 8.
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	Apesar de as conclusões de Dalton em relação à composição da água serem incorretas, conforme ficou provado experimentalmente depois, a ideia de trabalhar com uma relação de massas para ter um parâmetro de grandeza dos diferentes tipos de átomos foi extremamente importante para o desenvolvimento da química. Esse conceito é utilizado até hoje.
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1.2. MODELO DE TOMPSON
	Em 1903, o físico Joseph John Thomson propôs um novo modelo atômico, baseado nas experiências dos raios catódicos, o qual chamou de elétrons.
	Para Thomson, o átomo era uma esfera de carga elétrica positiva “recheada” de elétrons de carga negativa. Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Este modelo derruba a idéia de que o átomo é indivisível e introduz a natureza elétrica da matéria.
	O modelo de Thomson explica alguns fenômenos como a corrente elétrica, eletrização por atrito, formação de íons e as descargas elétricas em gases.
CURIOSIDADE
Em 1896, o cientista frances Henri Becquerel descobriu que o elemento químico Urânio emitia radiações semelhantes, em certos aspectos, aos raios X. Esse fenômeno passou a ser conhecido como radioatividade. Posteriormente, o casal Curie descobriu a radioatividade ainda mais forte nos elementos químicos Polônio e rádio.
Em 1898, Ernest Rutherford verificou que algumas emissões radioativas se subdividiam, quando submetidosa um campo elétrico.
	Desconfiou-se então de que as radiações α seriam formadas por partículas positivas (pois são atraídas pelo pólo negativo) e mais pesadas (pois desviam menos); as partículas β seriam partículas negativas e mais leves, e as radiações γ não teriam massa (só foi explicado mais tarde).
	Refletindo sobre esse fenômeno, podemos concluir o seguinte: se a matéria é eletricamente neutra, seus átomos são, obrigatoriamente, neutros; conseqüentemente, a saída de partículas elétricas só será possível se esses átomos estiverem sofrendo alguma divisão.
1.3. Modelo atômico de Rutherford
	Em 1911, Rutherford fez uma experiência muito importante, que veio alterar e melhorar profundamente a compreensão do modelo atômico. Resumidamente, a experiência é descrita a seguir:
	Acompanhando a figura a cima, vemos que um pedaço do metal polônio emite um feixe de partículas α, que atravessa uma lâmina finíssima de ouro. Rutherford observou, então, que a maior parte das partículas α atravessava a lâmina de ouro como se fosse uma peneira; apenas algumas partículas desviavam ou até mesmo retrocediam. 
	Rutherford viu-se obrigado a admitir que a lâmina de ouro não era construída de átomos maciços e justapostos, como pensaram Dalton e Thompson. Ao contrário, ela seria formada por núcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em grandes espaços vazios, como esquematizado a seguir:
Partícula com percurso inalterado
Partícula com percurso inalterado
Partícula desviada
Átomos de ouro
Partícula desviada
FEIXE DE PARTÍCULAS α
	Os grandes espaços vazios explicam por que a grande maioria das partículas α não sofre desvio. Entretanto, lembrando que as partículas α são positivas. 
	Para completar o modelo, Rutherford imaginou que ao redor do núcleo estavam girando os elétrons. Sendo negativos, os elétrons iriam contrabalancear a carga positiva do núcleo e garantir a neutralidade elétrica do átomo. Sendo muito pequenos e estando muito afastados entre si, os elétrons não iriam interferir na trajetória das partículas α.
	Em resumo, o átomo seria semelhante ao sistema solar: o núcleo representaria o Sol; os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares e formando a chamada elétrosfera. 
	Hoje sabemos que o tamanho do átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior do que seu núcleo.
	Em meio ao modelo, surgiu uma dúvida: se o núcleo atômico é formado por partículas positivas, porque essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona?
	A resposta veio em 1932, quando o cientista James Chadwick verificou que o núcleo do elemento Berílio radioativo emite partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual a dos prótons. Essa partícula foi denominada neutron – confirmando assim a terceira partícula subatômica. De certa maneira, os neutrons “isolam” os prótons, evitando suas repulsões e o conseqüente “desmoronamento” do núcleo.
	Novos estudos foram feitos visando estabelecer as relações entre as massas e intensidades das cargas elétricas dos prótons, nêutrons e elétrons. Concluiu-se então que, adotando-se como padrão, para o próton, massa = 1 e carga elétrica = +1, resultando os seguintes valores aproximados:
Partícula
Massa
Carga elétrica
Próton
1
+1
Nêutron
1
0
Elétron
1
1.836
-1
Nota-se que a massa de um elétron é cerca de 1.836 vezes menor que a de um próton ou de um nêutron. Conseqüentemente, a perda ou ganho de elétrons, por parte de um átomo (que irá transformá-lo num íon positivo ou negativo), não irá praticamente alterar sua massa.
2. ESTRUTURA DE UM ÁTOMO
	Os átomos são compostos de, pelo menos, um próton e um elétron. Podendo apresentar nêutrons (na verdade, apenas o átomo
de hidrogênio não possui nêutron: é apenas um elétron girando em torno de um próton).
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	Elétrons – Os elétrons são partículas de massa muito pequena (cerca de 1840 vezes menor que a massa do próton. Ou aproximadamente 9,1.10-28g) dotados de carga elétrica negativa: -1,6.10-19C. Movem-se muito rapidamente ao redor do núcleo atômico, gerando campos eletromagnéticos.
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	Prótons – Os prótons são partículas que, junto aos nêutrons, formam o núcleo atômico. Possuem carga positiva de mesmo valor absoluto que a carga dos elétrons; assim, um próton e um elétron tendem a se atrair eletricamente.
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	Nêutrons – Os nêutrons, junto aos prótons, formam o núcleo atômico. E, como possuem massa bastante parecida, perfazem 99,9% de toda a massa do átomo. Possuem carga elétrica nula (resultante das sub-partículas que os compõem), e são dispostos estrategicamente no núcleo de modo a estabilizá-lo: uma vez que dois prótons repelem-se mutuamente, a adição de um nêutron (princípio da fissão nuclear) causa instabilidade elétrica e o átomo se rompe.
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2.1. A IDENTIFICAÇÃO DOS ÁTOMOS
2.1.1. Número atômico
	É o numero de prótons existentes no núcleo de um átomo. Representado pela letra Z.
ZX Elemento
Z = P
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2.1.2. Número de massa
	É a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes num átomo.
			A = Z + N 
	AX 
	É o número de massa que nos informa se um átomo tem massa maior do que outro átomo.
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	2.1.3. Elemento químico
	É o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z).
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	2.1.4. Íons
	Um átomo, em seu estado normal, é eletricamente neutro, ou seja, o número de elétrons na eletrosfera é igual ao número de prótons do núcleo, e em conseqüência de suas cargas, eles se anulam.
	Um átomo pode, porém, ganhar ou perder elétrons da eletrosfera, sem sofrer alterações em seu núcleo, resultando daí partículas denominadas íons.
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Ânion: íon com carga negativa
	Quando um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, denominado cátion.
	Quando um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, denominado ânion. 
Ganha elétrons
Perde elétrons
Cátion: íon com carga positiva
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	2.1.5. Isótopos, Isóbaros e isotonos.
	Isótopos são átomos com o mesmo número de prótons (Z) e diferente número de massa (A).
PRÓTONS
MASSA
NÊUTRONS
Isótopos
=
≠
≠
Isóbaros
≠
=
≠
Isótonos
≠
≠
=
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	Isóbaros são átomos com diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas que possuem o mesmo número de massa (A).
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	Isótonos são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), diferentes números de massa, porém com o mesmo número de nêutrons (N).
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2.2. UM BREVE ESTUDO DAS ONDAS
	Para poder entender as ondas, vejamos o exemplo mais simples é o das ondas do mar.
															λ
 3					 2						 1
						Sentido de deslocamento das ondas
4
1 Minuto
Observador
Ancoradouro
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	Alguns dados importantes podem ser notados por um observador parado no ancoradouro:
O número de ondas que passam pelo ancoradouro por unidade de tempo, que é chamado de freqüência e representado pela letra f (na figura no slide anterior, passam 4 ondas por minuto); a frequência pode ser medida em ciclos por minuto ou por segundo, que é denomidado hertz (símbolo Hz), em homenagem ao físico Henrich Hertz;
A distância entre duas cristas consecutivas, que é chamado de comprimento de onda e representado pela letra grega λ (lambada); o comprimento de onda é medido em metros (ou seus submúltiplos) 
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A velocidade de passagem das ondas, que chamada de velocidade de propagação, representada por v e medida em metros por minuto.
	Essas três grandezas físicas – velocidade de propagação (v), o comprimento de onda (λ) e a freqüência (f) – caracterizam a onda, e relacionam-se de acordo com a seguinte fórmula matemática:
					
V= λf
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2.2.1. As ondas eletromagnéticas
	Essas ondas são formadas pela oscilação simultânea de um campo elétrico de um campo magnético perpendiculares entre si.
	Em nosso cotidiano, o exemplo mais comum de onda ou oscilação eletromagnética é a luz.
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	Um feixe de luz branca se decompõe em varias cores, que formam o chamado espectro luminoso.
	Essa ilustração ao lado mostra um espectro contínuo, pois as cores vão variando gradativamente do vermelho ao violeta. Esse fenômeno é idêntico ao que ocorre com o arco-íris, em que as gotículas de água no ar agem sobre a luz do mesmo modo que o prisma. 
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	Hoje sabemos que o espectro completo das ondas eletromagnéticas é muito mais amplo do que o da luz, isto é, das ondas que podemos perceber por meio da visão. 
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	Em alguns espectro , vemos agora que no anteparo apenas algumas linhas coloridas, permanecendo o resto totalmente escuro. Dizemos então que o espectro é descontínuo e chamamos as linhas luminosas de raias ou bandas do espectro. Cada elemento químico tem seu espectro característico como se fosse uma “impressão digital”.
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2.3. O MODELO DOS ORBITAIS ATÔMICOS
	Em 1924, o físico francês Louis De Broglie havia lançado a hipótese de que, se a luz apresenta natureza dual, uma partícula também teria propriedades ondulatórias. De Broglie tentou associar a natureza dual da luz ao comportamento do elétron, enunciando o seguinte postulado:
“A todo elétron em movimento está associada uma onda característica” - Princípio da dualidade ou de De Broglie
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	Outra consideração muito importante é a seguinte: podemos medir, com boa precisão, a posição e a velocidade de “corpos grandes”, já o elétron, no entanto, é tão pequeno que, se tentássemos determinar sua posição ou velocidade, os próprios instrumentos de medição alterariam essas determinações.
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	Por isso, Werner Heinsenberg, em 1926, afirmou que “quanto maior for a precisão na medida da posição de um elétron, menor será a precisão da medida de sua velocidade e vice-versa”, e enunciou o seguinte princípio:
	“Não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron, num mesmo instante”. - Princípio da incerteza, ou de Heisenberg
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	Devido a dificuldade de se prever a posição exata de um elétron na eletrosfera, o cientista Erwin Schrödinger (1926) foi levado a calcular a região onde haveria maior probabilidade de se encontrar o elétron. Essa região é chamada de orbital.
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde é máxima a probabilidade de encontrar um determinado elétron.
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2.3.1. Os estados energéticos dos elétrons
Por meio de cálculos matemáticos, chegou-se à conclusão de que os elétrons se dispõem ao redor do núcleo atômico, de acordo com o diagrama energético:
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2.3.1.1. Níveis energéticos
	São as sete “escadas” que aparecem no diagrama anterior e onde os elétrons tem um conteúdo de energia crescente. Esses níveis correspondem às sete camadas – K, L, M, N, O, P e Q. 
Nível
Camada
Número máximo de elétrons
1
K
2
2
L
8
3
M
18
4
N
32
5
O
32
6
P
18
7
Q
8
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2.3.1.2. Subníveis energéticos
	São os “degraus” de cada escada existente no diagrama anterior. De cada degrau para o seguinte há, também, aumento no conteúdo de energia dos elétrons. Esses subníveis são identificados pelo chamado número quântico secundário ou azimutal (l), que assumem os valores 0, 1, 2 e 3, mas que habitualmente é conhecido pelas letras s, p, d, f respectivamente.
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2.3.1.3. Orbitais
	Completando o modelo atual da eletrosfera, devemos acrescentar que cada subnível comporta um número diferente de orbitais, de acordo com o diagrama energético mais completo.
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	Nesse diagrama, cada orbital é representado simbolicamente por um quadrado. Esses subníveis s, p, d, f contém, sucessivamente 1, 3, 5 e 7 orbitais. Os orbitais são identificados pelo chamado número quântico magnético ( Ml ou m). Num dado subnivel, o orbital central tem o número quântico igual a zero; os orbitais da direita tem m = +1, +2, +3; os da esquerda têm m = -1, -2, -3.
-3
-2
-1
0
+1
+2
+3
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2.3.1.4.
Spin
	Cálculos matemáticos provam que um orbital comporta no máximo 2 elétrons. 
Se os elétrons são negativos, por que não se repelem e se afastam?
	Os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos, criando campos magnéticos que se repelem ou se atraem. Essa rotação é conhecida como spin.
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O spin é identificado pelo chamado número quântico de spin (Ms, ou s) cujos valores são -1/2 e +1/2.
Normalmente, a representação dos elétrons nos orbitais é feita por meio de uma seta.
Representa, por convenção, um elétron com spin negativo s=-1/2
Representa, por convenção, um elétron com spin positivo s=+1/2
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2.3.2. A identificação dos elétrons
	Resumindo a identificação do elétron por seus quatro números quânticos:
O número quântico principal: n
O número quântico secundário: l
O número quântico magnético: m ou Ml
O número quântico do spin: s ou Ms.
 1º 2º
K (n=1)					1º elétron: n=1, l=0, m=0, s= -1/2
 s(l=0)			2º elétron: n=1, l=0, m=0, s= +1/2
Exemplo: Observe o diagrama a baixo: 
										
(M) n = 3							-1 0 +1
(L) n = 2
(L) n = 2
L = 0 
(s)
L = 1 
(p)
	Neste diagrama, o elétron que está assinalado () tem os seguintes números quânticos:
							n = 3, l = 1; m = -1; s = -1/2
				
										3p¹
	Num átomo, não existem dois elétrons com os quatro números quânticos iguais
Indica o número quântico principal
Indica a quantidade de elétrons existente nesse subnível
Indica o número quântico secundário
	No preenchimento dos orbitais, outra regra importante é a chamada regra de Hund ou máxima multiplicidade, que diz:
	“Em um mesmo subnível, de início, todos os orbitais devem receber seu primeiro elétron, e só depois cada orbital irá receber seu segundo elétron”. 
1º Elétron
2º Elétron
3º Elétron
4º Elétron
5º Elétron
6º Elétron
3. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
	A distribuição dos elétrons em um átomo neutro pode ser feito pelo diagrama dos níveis energéticos. No entanto, o cientista Linus Pauling imaginou um diagrama que simplifica essa tarefa e que passou a ser conhecido como diagrama de Pauling:
Observe a distribuição eletrônica do Fe
	Observe que escrevemos os subníveis 1s, 2s, 2p... Em ordem crescente de energia e colocamos um “expoente” para indicar o número total de elétrons existente em cada subnível considerado. Evidentemente, a soma dos “expoentes” num átomo de ferro será 26, que é o átomo do ferro.úmero total de elétrons existentes em cada camada ou subnível eletrônico.
	Conclui-se então que, a distribuição eletrônica em camadas é:
								K=2; L=8; M=14; N=2
3.1. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NOS ÍONS
	A distribuição eletrônica nos íons é semelhante à dos pares neutros. No entanto, é importante salientar que os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder, serão recebidos ou retirados da ultima camada eletrônica, e não do subnível mais energético. Veja o exemplo dos íons de ferro a baixo:
	Evidentemente, se o átomo de ferro perder 3 elétrons e se transformar no íon Fe 3+, ele terá a seguinte distribuição eletrônica:
		Fe 3+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 ou K=2; L=8; M=13
	Consideremos agora o caso de formação de um íon negativo, digamos o exemplo do S-2.
	S 2 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ou K=2	; L=8; M= 6
						Ultima camada 			Ultima camada
	Quando ele se transforma em um íon negativo, ganhando 2 elétrons, sua distribuição eletrônica será:
				
						S 2- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ou K=2	; L=8; M= 8
REFERÊNCIAS	
	LIRA, Júlio César Lima. Átomo. Disponível em: <http://www.infoescola.com/quimica/atomo/>. Acessado em 15 de janeiro de 2015.
	FELTRE, Ricardo. Química Geral vol. 1.Ed. Moderna, 2009. Pag. 87 a 110. 
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