Estrutura atômica

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Dalton contribuiu no sentido de afirmar que os átomos de cada elemento têm uma massa característica. Explicando a relação entre as massas observada nas reações químicas. Contudo sua teoria não explicava as leis ponderais a nível atômico. Desta forma foram necessários outros conhecimentos para juntar o quebra cabeça a nível atômico a fim de elucidar a estrutura atômica. Faraday propôs que a matéria poderia ser constituída por eletricidade. Séculos mais tarde, físicos começaram a estudar a natureza elétrica em tubos de descarga em gás. Constatou que quando aplicada uma diferença de potencial, entre dois eletrodos, o tudo permanecera iluminado, cansando somente, quando todo gás contido nele fosse removido. A descarga elétrica originava-se do eletrodo negativo (anodo) em direção ao positivo (cátodo) Esse raio ficou conhecido como catódico. Observou que os raios catódicos apresentavam as seguintes características:
Direção: retilíneo, formado por partículas, curvam-se na presença de um campo magnético, eletricamente carregados negativamente e de mesma natureza. Concluiu que: são partículas energéticas, carregadas, negativamente, constitui toda substância, parte das partículas fundamentais, chamadas de elétrons, como descrita por stoney. A descoberta quantitativa do elétron foi feita por Thompson, usando um tubo de raios catódicos para medir a razão entre a carga e a massa do elétron de acordo intensidade dos campos elétricos e magnéticos a partir das deflexões sofridas pelo raio catódico. Por sua vez, em um experimento elegante, Milikan conseguiu calcular a carga do elétron. 
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Em seguida, uma busca pela carga positiva teve início. A pesquisa pelas partículas positivas foi possível graças à utilização do tubo de descargas de gases com catodos perfurados. Constatou que íons positivos passavam através dos orifícios no catodo, aparecendo como raios canais por detrás do eletrodo visto pelo auxilio de uma substancia fluorescente posta atrás do tubo. 
Para calcular a razão massa carga da partícula positiva, criou-se o instrumento conhecido como espectrômetro de massa. Para este fim, uma partícula ionizada é acelerada e defletido em um campo magnético. O grau de curvatura do íon era calculado, o que determinava a razão massa-carga da partícula positiva. A partir deste experimento, pode notar que: 
Os íons positivos sempre tem massa maior que a dos elétrons
A razão dependerá da natureza do gás
O número de prótons é chamado de número atômico. 
SURGIMENTO DA RADIOATIVIDADE 
Alguns elementos são instáveis naturalmente, emitindo partículas nucleares. Estes elementos, conhecidos com radioativos, emitem três tipos de partículas: alfa, beta e gama. O conhecimento sobre a radioatividade foi posto a serviço do experimento de Rutherford. Em seu experimento, bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfas, emitida pelo elemento radioativo polônio. A partir dos resultados do espalhamento das partículas alfa sofriam ao atravessar a lâmina de ouro foi que: o átomo é formado por um núcleo positivo, muito pequeno e extremamente denso. Mais tarde, Chadwick descobre o nêutron, partícula não carregada, altamente energética. Resumidamente: Um átomo é composto de um núcleo denso que contém prótons e nêutrons. Essas partículas fornecem, aproximadamente, toda a massa do átomo, que estão distribuídas por todo volume restante do átomo. 
PROPRIEDADES ATÔMICAS 
As diferentes espécies de átomos apresentam características com denominadores comuns: caso o denominador comum for o número de prótons, estas espécies são chamadas de isótopos. Possuindo o mesmo número de massa (isóbaros), mesmo número de nêutrons (isótonos). Algumas informações devem ser consideradas na abordagem deste assunto. A primeira é que o número de massa é simplesmente a contagem total do número de prótons mais o número de nêutrons, não sendo igual, exatamente à massa do átomo. 
LEI PERIÓDICA 
	A tabela periódica organizou os elementos de acordo com suas propriedades físicas e químicas dos elementos. Contudo este fato se deu de maneira mais próxima da tabela atual, a partir do trabalho publicado por Mendeleev. Descobriu que, se se organiza os elementos na ordem crescente de peso atômica (referente ao número atômico), os elementos com propriedades com propriedades semelhantes ocorriam em intervalos periódicos. Sua tabela dividia os elementos em linhas e colunas (grupos). Sua tabela possibilitou presumir os elementos que não tinham sido identificados. Pois elementos agrupados em um mesmo grupo, possuía propriedades químicas e físicas semelhantes.
	Assim, a lei periódica atual ficou conhecida pelo fato de organizar os elementos químicos em ordem crescente de número atômico, observando assim, a repetição periódica das propriedades químicas e físicas dos elementos. Na tabela atual os elementos estão organizados em períodos e famílias (grupos). Subdivididos em representativos ou transição externa e interna conhecidos como lantanídeos e actinídeos. Certas famílias são denominadas por nomes específicos (alcalinos), por exemplo, os elementos podem ser classificados de maneira mais ampla em: metal, não metal e metaloides. 
	A tabela periódica é, provavelmente, a ferramenta mais útil que os químicos têm à sua disposição. Do ponto de vista da estrutura atômica, a tabela vem para copilar os dados experimentais. 
RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA E O ESPECTRO ATÔMICO 
Quando os átomos se combinam durante as reações químicas, são os elétrons que envolvem os núcleos que interagem, pois apenas as partes externas dos átomos ficam em contado umas com as outras. Portanto, as propriedades químicas dos elementos são determinadas pela forma como os elétrons nesses átomos estão arrumados, chamada de estrutura eletrônica do átomo. A chave para dedução da estrutura eletrônica de um elemento reside na analise da luz que cada átomo emite quando aquecido em chamas ou energizado por uma descarga elétrica. 
A LUZ esta contida na faixa da radiação eletromagnética (raios-X, luz visível, radiação ultravioleta, infravermelha, ondas de radio e televisão). Ela viaja a uma velocidade constante c (3.108), caracteriza por ter um comprimento (lambida) (distância entre dois picos), amplitude (intensidade) e frequência (v) (número de picos que passa por um determinado ponto por segundo). Na faixa da radiação eletromagnética, existem diferentes comprimentos de onda, mais curtos ou maiores. 
A luz visível quando passa através de um prisma apresenta um espectro composto de todos os comprimentos de onda, o espectro contínuo. Porém, cada elemento apresenta um comprimento de onda específico, projetando-se em um anteparo, após passar por um primo. Esse único comprimento é representado por uma linha chamada de espectro de massa atômica ou espectro de linhas. Se o espectro é composto de luz visível de todos os comprimentos de onda ele é conhecido como contínuo. O espectro pode representar um elemento, chamado assim de espectro de massa atômica ou espectro de linha. Os comprimentos das linhas são característicos de cada elemento. 
Equação matemática utilizada para calcular os comprimentos de onda de todas as linhas no espectro do visível do hidrogênio. 
Substituindo os valores de em igual ou superior a 3, determinou-se os comprimentos de onda de cada linha. Esse comprimento ficou conhecido como série de balmer. 
	
	O espectro de balmer ajusta-se somente a faixa do visível, contudo, existem outras equações que apresentam outras linhas na faixa do infravermelho, entre outras. A fim de facilitar as séries, uma equação geral foi proposta por Rydberg. 
	Após a descoberta do espectro atômico, moseley descobre os números atômicos. A principio Roentgen descobre o raio X em um tubo de raio x. Porem, moseley conseguiu descobrir que as frequências do raio X produzidas pelo tubo dependiam do material usado no anodo, assim cada elemento produzia seu próprio espectro de raio X, analisando os espectros dos elementos,descobriu que estes poderiam está relacionados a localização dos elementos na tabela periódica. Com base nessa informação e a teoria do Rutherford ele pode constatar que o número atômico representava o número de prótons no núcleo de um átomo. 
Logo em seguida, houve uma tentativa de explicar a existência do espectro de linhas, com base no movimento dos elétrons no átomo. Acreditava que um elétron movendo-se em torno do núcleo, deveria mover-se de forma curvilínea, porém partículas carregadas negativamente neste tipo de movimento sofriam aceleração, perdendo energia por ondas eletromagnéticas, o que levaria a serem atraídas pelo núcleo, porém sabe-se que isso não ocorre. A solução do problema encontra sua origem no trabalho de Max Planck e Albert Einstein, na dualidade das partículas elétrica comportando-se como ondas ou partículas. Assim, existem circunstâncias em que a luz se comporta como se fosse composta de pequenas porções, ou quanta de energia ( fóton). A energia 
Efóton = hv. É proporcional a frequência da luz, sendo (h) a constante de planck , e a velocidade (v). 
Niels bohr desenvolve, mais tarde uma teoria que incorporava a teoria de plank e Einstesm. Bohr postulou que para a estrutura do átomo não entrar em colapso, a luz emitida por um átomo possuía somente certas frequências, sendo o elétron de um átomo assumindo certas quantidades restritas de energia. Sendo a energia quantizada, sendo o elétrons possuidor de quantidades discretas de energia. E nunca valores intermediários. Desta forma assumimos que o elétron está restrito a níveis de energia específicos no átomo. 
Uma analogia pode ser feita da seguinte forma: imagine um disco girando, e nele coloca-se uma moeda, obviamente, essa moeda sairá pela tangente, uma vez que a força centrípeta agira sobre a moeda, contudo, se a moeda tiver uma relação entre massa e força, a depender, a moeda permanecerá fixa no disco, substituindo a massa e força pela energia quantificada, essa analogia faz sentido. 
O modelo teórico de Bohr imaginava que o elétron movia-se ao redor do núcleo em órbita de tamanho e energia fixo. Assim, um modelo matemático foi descrito para a energia do elétron: 
A é uma constante> massa e carga de Planck, = 2,18 . 10-18 Joule. n o número quântico, podendo assumir valores de 1-7. Os números servem para as orbitas dos elétrons e a energia do elétrons depende da energia de sua orbita, sendo 1 o menor nível. Bohr criou seu modelo de como o elétron se comportava em um átomo. Neste modelo, quando um átomo absorve energia, passando de um nível de energia para outro, e, quando o elétron retorna ao seu nível de energia mais baixo, emite um fóton, cuja a Energia é igual a diferença entre os dois níveis. 
Porém, em átomos mais complexos que o hidrogênio, sua abordagem não era bem sucessível. Todavia, a ideia de níveis de energia quantizada desempenhou um importante papel na formulação mais completa da estrutura atômica.
O campo da mecânica quântica possibilitou finalmente explicar o modelo de bohr de forma mais consistente. Hoje é a teoria aceita, com algumas formulações. Sua raíz é dada no ano de 1924 por Louis de Broglie. Broglie sugeriu que se a luz pode–se comportar em certa circunstância com se fosse composta de partícula, talvez as partículas, em algumas vezes exibam propriedades que associam a ondas. 
O argumento de Broglie para a dualidade é; Einstein havia demostrado que a energia equivalente, E, de uma partícula de massa m é igual a. podemos dizer que um fóton, cuja a energia E, tem massa m 
E = mc2
 	
Existem evidências da característica dual onda-particula pelo experimento de difração da luz, quando essa passa por uma fenda cujo tamanho se aproxima ao comprimento de onda. 
Nas áreas brilhantes, as ondas luminosas que chegam de cada uma das fendas estão em fase, isto é, os máximos e mínimos das duas ondas estão superpostas de tal modo que as amplitudes das ondas somam-se, produzindo uma onda resultante, de maior intensidade mostrado na figura. Nas áreas escuras, as ondas que chegam das duas fendas estão fora de fase uma da outra, o que significa que os máximos de uma onda coincidem com os mínimos da outra, as amplitudes das ondas se cancelam. Figura b. de tal modo que temos uma intensidade nula. 
Figura de difração similar pode ser produzida com certas partículas, como elétrons, prótons e nêutrons. Uma vez que a difração só pode ser explicada como uma propriedade das ondas, confirma a natureza ondulatória. 
	Em 1926, Schrodinger aplicou a matemática para investigar as ondas estacionárias do átomo de hidrogênio no campo da mecânica ondulatória ou mecânica quântica deduzindo uma equação conhecida de onda. A equação descreve as formas e energias das ondas eletrônicas. Cada onda representa um orbital, que por sua vez possui uma energia característica e descrito como uma região em torno do núcleo onde se espera encontrar elétrons. Os níveis de energia são compostos por um ou mais orbitais. As funções de onda que descrevem os orbitais são caracterizadas pelos valores dos três números quânticos. Para descrevermos como os elétrons se organizam no átomo, precisamos descrever primeiramente os níveis de energia. 
Para a distribuição dos elétrons nos orbitais, deveremos entender os números quânticos: principal, secundário, magnético e spin.
Principal (n): Representado pelos níveis de energia ou camadas. Quanto maior o valor de n, maior a energia do nível. O n determina o tamanho do orbital. 
Secundário (l) ou azimutal: Cada camada é composta por subcamadas ou subníveis. Os subniveis determinam a forma do orbital. 
Magnético(n) Cada subcamada é composta de um ou mais orbitais. Um orbital dentro de uma subcamada 
Spin (s) refere-se ao movimento circular dos elétrons no próprio eixo. Dois valores são atribuídos ao movimento dos elétrons. O spin é responsável pelas propriedades magnéticas que se encontram associadas ao átomos e moléculas. 
Cada subcamada é composta de um ou mais orbitais. Quando um elétrons está ocupando um orbital, ele possui a energia e a forma de onda desta partícula. A partir do terceiro nível, as subcamadas são superposição. 
A forma como os elétrons são distribuídos entre os orbitais de um átomo é sua estrutura atômica ou configuração eletrônica. A distribuição é determinada pela ordem em que ocorrem as subcamadas na escala crescente de energia, uma vez que no estado fundamental, os elétrons são encontrados no mais baixo estado de energia disponível. A representação da configuração eletrônica é usualmente chamada diagrama orbital. Um fato importante a ser notado é que a camada mais externa ( a camada com n mais alto) que, nas reações químicas, é a responsável pelas trocas químicas. 
Quando um elemento apresentar uma subcamada abaixo da mais externa completa, está irá corresponder à configuração eletrônica de um gás nobre. 
	
Essas camadas são chamadas de cene. Porém, a possibilidade do posicionamento dos elétrons nos orbitais não é feitas de maneira aleatória. 
Para resolver este problema, hund resumiu evidencias experimentais que: quando elétrons entram em uma subcamada contendo mais de um orbital, serão emparelhados sobre os orbitais disponíveis com seus spins na mesma direção, como mostra a figura abaixo: 
Para a distribuição do Cromo, algo ocorre, de forma diferente. As exceções estão para o Cr e Cobre. 
A partir do elemento Lázio (Z=57), o subnível 5f é preenchido de forma irregular, tornando-se mais frequente, uma vez que as o espaçamento entre as subcamadas tornam-se cada vez menor. Ao passarmos de um átomo para outro, as energias das subcamadas variam, à medida que a carga nuclear cresce. O que torna difícil predizer a distribuição de elementos com numero atômicos altos. Isso ocorre porque uma subcamada semicompleta ou totalmente completa possui uma estabilidade extra. 
A TABELA PERIÓDICA E AS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS. 
A mecânica ondulatória é utilizada para predizer as configurações eletrônicasdos elementos. A tabela periódica a configuração ganha sentido, apoiando em como os elementos são agrupados através de suas propriedades químicas. Se examinarmos a configuração eletrônica destes elementos, perceberemos que eles apresentaram similaridades, veremos que a camada externa ( maior valor de n). 
De forma resumida: todos os elementos de um mesmo grupo possuem, essencialmente, estruturas eletrônicas idênticas na camada mais externa, apenas com valores de n diferentes, o que conduz a propriedades físicas e químicas similares. Assim, relacionando suas propriedades a dependência de sua configuração eletrônica, podendo também justificar sua estrutura. A tabela periódica pode ser organizada de acordo com subcamadas, em s, p, d e f. 
A DISTRIBUIÇÃO ESPACIAL DOS ELÉTRONS. 
A distribuição dos elétrons no átomo é consequência do princípio da incerteza. Em um átomo, o elétron possui uma pequena probabilidade de ser encontrado em torno do núcleo do átomo, delimitado por um volume dado pela função de onda. Em torno disso, há uma distribuição de probabilidade. Imaginemos um elétron no orbital 1s do átomo de hidrogênio. Observa-se que há uma maior probabilidade de encontrar o elétron mais próximo ao núcleo, que afastado dele, circulando-o numa nuvem de carga eletrônica. Assim o elétron passa a maior parte do tempo nas regiões onde a probabilidade de acha-lo é alta e onde a concentração de carga (densidade eletrônica), é grande. A representação é indicada pela distribuição de carga em um orbital. A densidade eletrônica varia entre os subníveis de cada orbital. Orbitais s de energia mais alta diferem, em alguns aspectos, quando comparados com a densidade eletrônica dos orbitais 2s, 3s.. O que pode ser percebido é que todos os orbitais s têm uma importante propriedade em comum. Se for traçado uma superfície na qual a probabilidade de encontrar o elétron é constante, a superfície terá a forma de uma esfera. Assim todos os orbitais s tem uma forma de esfera. A principal diferença está no fato de que, à medida que caminhamos para níveis mais elevados (n), a esfera, dentro da qual encontra-se a maior parte da densidade eletrônica torna-se maior. Em outras palavras, quando maior o numero atômico principal, maior o tamanho da nuvem eletronica. Esta generalização também é valida para os subniveis p, d e f. Isso significa que os elétrons em orbitais de maior n estarão a uma distancia media maior do núcleo e que o átomo torna-se maior à medida que seus subniveis de maior energia tornam-se ocupados. 
VARIAÇÃO DE PROPRIEDADES COM ESTRUTURA ATÔMICA
As propriedades dos elementos variam á medida que percorrem os períodos e famílias da tabela periódica. Essa variação pode ser explicada em termos de variações na estrutura eletrônicas dos elementos. Uma análise breve destas propriedades pode ser feitas com: tamanho atômico e iônico, potencial de ionização e afinidade ao elétron. 
Tamanho do átomo: 	Quanto à temática é tamanha do átomo, a definição torna-se algo difícil de determinar. A despeito da dificuldade podemos comparar os RA dos elementos, se eles forem medidos sob circunstâncias que conduzirão a formas similares de ligação entre seus átomos. Na tabela periódica, a variação do átomo pode está relacionada tanto a variação do seu número atômico em uma mesma família ou período. A medida que caminhamos de baixo para dentro de um grupo, o tamanho de um átomo cresce, e da esquerda para direita através de um período, observa um decréscimo gradual no tamanho do átomo.