Teoria Atômica

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REVISÃO ( evolução dos modelos atômicos) :
AS IDÉIAS ATÔMICAS DOS GREGOS
De que os materiais são feitos? O que faz os materiais terem propriedades diferentes? O que acontece quando as propriedades dos materiais mudam? A busca dessas respostas é antiga. Ela começou com os gregos no século IV antes de Cristo. Dois desses gregos foram Leucipo e Demócrito. Para buscar as respostas destas perguntas usaram os “olhos da mente”. O que é usar os “olhos da mente”? É ver o que os “olhos da cara” não enxergam. E, como se faz isso? Usando a imaginação. O que esses filósofos gregos imaginaram? O texto a seguir mostrará isso a você.
Naquele tempo ( 430a.C.), caminhando pelas areias próximas ao mar Egeu, o filósofo grego Leucipo disse a seu discípulo Demócrito: “Esta areia, vista de longe, parece ser um material contínuo, mas de perto é formada de grãos, sendo um material descontínuo. Assim ocorre com todos os materiais do Universo”. “Mas mestre”, interrompeu Demócrito, “como posso acreditar nisso se a água que vemos aqui aparenta continuidade tanto de longe como de perto?” Respondeu-lhe Leucipo: “Muitos vêem e não enxergam; use os “olhos da mente”, pois estes nunca o deixarão na escuridão do conhecimento. Em verdade, em verdade lhe digo: todos os materiais são feitos de partículas com espaços vazios entre elas. Estas partículas são tão pequenas que mesmo de perto não podem ser vistas. Muitos séculos passarão até que esta verdade seja aceita. Chegará o dia em que estas partículas serão até “vistas” pelo homem. Ide e ensinai a todos, e aqueles que nela acreditarem encontrarão respostas para as suas perguntas sobre a constituição e propriedades dos materiais.
Segundo Leucipo e Demócrito essas partículas invisíveis de matéria não podiam ser partidas ou divididas. Em outras palavras, eram indivisíveis. Como na língua grega a significa não e tomos significa parte, passaram a chamar essas partículas de átomos. Com essa idéia Leucipo e Demócrito responderam a pergunta sobre a constituição dos materiais: os materiais são feitos de átomos e espaços vazios(vácuo) entre eles.
Com os “ olhos da cara” (“olhos que um dia a terra há de comer”), enxergamos um material, mas não enxergamos os seus átomos. Estes são vistos com os “olhos da mente” ( “olhos da imaginação”). Assim, usando os “olhos da cara” tem-se uma visão macroscópica. Usando os “olhos da mente” tem-se uma visão microscópica. A figura a seguir exemplifica isso.
os átomos de ferro( visão microscópica): ampliação de 1 bilhão de vezes
material prego ( visão macroscópica)
 (
Os gregos eram grandes cabeças!
)	Esses gregos tinham imaginação fértil. Além de pensarem nos átomos, também atribuíram certas propriedades aos átomos, como forma geométrica e movimento. Através das propriedades dos átomos 
( propriedades microscópicas) explicavam as propriedades dos materiais ( propriedades macroscópicas), como mostrado a seguir:
Material água: Seus átomos, tendo forma esférica, rolam uns sobre os outros. Isso explica porque a água escoa ( flui), isto é, é um fluido, e se adapta à forma do recipiente em que está.
Material ar: Seus átomos, tendo também forma esférica, se movimentam. Isso explica porque o ar é também um fluido e não tem forma própria. A maior fluidez do ar em relação à água era explicada considerando que os átomos do ar possuíam velocidades muitos maiores que os átomos da água.
Material terra: Seus átomos, tendo forma cúbica, não se movimentam ( por isso a terra não é um fluido), não se adaptam à forma do recipiente( por isso a terra tem forma própria) e se organizam bem ( por isso a terra tem grande capacidade de compactação).
	Esses gregos, para explicar a existência de diferentes materiais com o mesmo estado físico, atribuíram aos átomos tamanhos diferentes. Daí, tamanho é outra propriedade microscópica. Eles explicavam as transformações ocorridas nos materiais como consequência das forças que os átomos exerciam durante as colisões. Daí, força é uma outra propriedade microscópica.
	A ideia dos antigos gregos de que os materiais são constituídos de átomos ficou “morta” durante muitos e muitos séculos, mas no século XVI renasceu, sendo usado por Galileu, Newton e Boyle para explicar as propriedades dos materiais. Mesmo assim, era combatido, porque faltava evidência experimental da existência dos átomos. Mas no final do século XIX toda a comunidade científica se rendia ao modelo atômico da matéria. A natureza atômica da matéria hoje é uma realidade. Até para aqueles que afirmavam “só acredito vendo” isso é hoje possível. Em 1985, com o advento do microscópico de tunelagem eletrônico, átomos individuais puderam ser “vistos” .
O MODELO ATÔMICO DE DALTON
	Por que em uma reação química a massa se conserva? Por que as substâncias compostas têm constituição fixa? Por que uma substância composta se decompõe e uma substância simples não se decompõe? Respostas a estas perguntas foram apresentadas em 1808 pelo inglês Jonh Dalton, um professor de química, em seu livro “ A New System of Chemical Philosophy” . 
	Dalton considerava as substâncias simples ( substâncias elementares) constituídas de átomos e espaços vazios (vácuo) entre eles. Considerava que para cada tipo de substância simples há um tipo de átomo. Ele passou a chamar os átomos com o mesmo nome da substância simples a que pertenciam : a substância simples hidrogênio é formada por átomos de hidrogênio, a substância simples oxigênio é formada por átomos de oxigênio, etc. Por considerar os átomos como esferas maciças, passou a representar cada átomo por um símbolo circular ( uma “bolinha”). Ele criou para cada tipo de átomo um símbolo circular, como mostrado a seguir:
	
	
	
	
	
	átomo de hidrogênio
	átomo de oxigênio
	átomo de carbono
	átomo de nitrogênio
	átomo de cobre
	Para explicar a existência de diferentes substâncias simples, Dalton atribuiu aos átomos a propriedade massa. A idéia de Dalton era: o átomo da substância simples hidrogênio ( átomo de hidrogênio) tem massa diferente do átomo da substância simples oxigênio ( átomo de oxigênio). É por isso que Dalton propôs:
(i) Todos os átomos de uma substância simples têm a mesma massa.
(ii) Átomos de substâncias simples diferentes têm massas diferentes.
	Para explicar as substâncias compostas, criou o conceito de “átomos-compostos”. Ele chamou de “átomos-compostos” cada conjunto de dois ou mais átomos ligados por força gravitacional. Exemplos :
	 
	“átomo-composto”
	
	“átomo-composto”
	
	
	
	
	
	átomo de carbono átomo de oxigênio
	
	átomo de oxigênio átomo de nitrogênio
Observe dos exemplos dados que Dalton não criou “novos átomos” na constituição dos “átomos-compostos”. Ele usou os mesmos átomos das substâncias simples na constituição dos “átomos-compostos”. Isso foi consequência do que pensava:
(i) Os átomos não podem ser criados nem destruídos. Daí, os átomos existentes nas substâncias simples são os mesmos existentes 
 nas substâncias compostas.
(ii) Uma reação química consiste em união e / ou separação de átomos. Como numa reação químicas os átomos apenas “trocam 
 de parceiros”, os átomos existentes nas substâncias simples são os mesmos existentes nas substâncias compostas. 
	As idéias de Dalton expostas anteriormente sobre a constituição e propriedades dos materiais, constituem o que chamamos em ciências de modelo. E, como esse modelo envolve a ideia de átomos, ele é conhecido como modelo atômico da constituição da matéria.
POR QUE O MODELO ATÔMICO DE DALTON FOI ACEITO?
	Em ciências um modelo é aceito quando explica os fatos experimentais conhecidos e prediz algo desconhecido na época. Que fatos experimentais conhecidos fizeram o modelo atômico de Dalton ser aceito? São eles: conservação da massa nas reações químicas , a constituição constante das substâncias compostas e a diferença entre substância simples e substância composta.
EXPLICANDO A LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA
	Dalton considerava que uma reação química consiste emunião e / ou separação de átomos. Daí, em uma reação química os átomos se conservam, o que faz suas massas se conservarem, bem como a massa total do sistema reacional.
EXPLICANDO A LEI DA CONSTITUIÇÃO CONSTANTE DAS SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS
	Dalton considerava que em uma substância composta todos os seus “átomos-compostos” possuíam a mesma constituição, ou seja, eram iguais entre si ( possuíam os mesmos tipos de átomos e as mesmas quantidades). Daí, para cada substância composta havia uma razão constante de número de átomos, o que faz manter constante a razão das massas desses átomos e das massas das substâncias simples que reagiram.
A CONDUTIVIDADE ELÉTRICA DOS GASES
	 Após as experiências de condutividade elétrica em líquidos, Faraday começou a fazer experiências de condutividade elétrica em gases. Para isso usou um aparelho constituído de um tubo de vidro fechado em ambas as extremidades, possuindo em cada uma delas uma placa metálica ( eletrodo), como mostra a figura ao lado.fonte de eletricidade
	 tubo de vidro
 eletrodo eletrodo
gás
 bomba de 
 vácuo
 
 As experiências iniciais resultaram em fracasso, comprovando o 
que sabemos a respeito da condutibilidade elétrica dos gases: eles são
isolantes elétricos.
	 Após várias experiências, os físicos verificaram que usando uma fonte de energia elétrica que gera entre seus terminais uma diferença de potencial fonte de eletricidade
( d.d.p.) de 10 000 volts e reduzindo a pressão no interior do tubo a um valor próximo de 0,01atm, o tubo iluminava-se, indicando que o gás aí dentro conduzia eletricidade. Dizia-se, então, que o gás estava descarregando e, por isso, esses tubos passaram a ser chamados de tubos de descarga de gases. 
	tubo de vidro
 eletrodo eletrodo
LUZ
bomba de 
vácuo
	COMENTÁRIO ADICIONAL
A f.e.m. (f.e.m.) de uma pilha, ou de outro instrumento capaz de gerar uma corrente elétrica é a diferença de potencial (d.d.p.) entre os terminais. Quando esta f.e.m. realiza um trabalho de 1J ( 1 joule) deslocando entre os terminais da fonte uma carga elétrica de 1C ( 1 coulomb), o valor de d.d.p. entre estes terminais é de 1joule / 1coulomb ou 1volt.
O físico inglês Crookes, entre 1870 e 1879, observou que essa luz emitida mudava de cor quando o gás dentro do tubo era trocado: era amarela quando havia vapor de sódio, violeta quando havia vapor de potássio e vermelha quando havia gás neônio etc. Conclusão: a cor da luz emitida depende do tipo de unidade estrutural gasosa dentro do tubo (no dia-a-dia esses tubos estão presentes nos anúncios luminosos de néon e nas lâmpadas a vapor de sódio e mercúrio). pólo(-) pólo (+)
eletrodo eletrodo
cor verde
Observou ainda que quando a pressão no interior do tubo era reduzida até cerca de 0,000001atm, a luz desaparecia, mas em todas elas surgia uma luz esverdeada na parede do tubo atrás do eletrodo conectado ao polo (+) da fonte de eletricidade..
pólo(-) pólo (+)
catodo anodo
cor verde
carga elétrica
carga elétrica
	Nessa época predominavam as ideias de Benjamin Franklin sobre a condutividade elétrica. Como eram as cargas elétricas positivas que se movimentavam pelos sólidos condutores de eletricidade, elas saíam do polo positivo (+) da fonte de eletricidade e chegavam no eletrodo atrás do qual surgia a luz verde Como chegavam aí, esse eletrodo é o anodo, que está eletrizado positivamente. Daí, o eletrodo oposto é o catodo, que está eletrizado negativamente, por estar conectado ao pólo (-) da fonte de eletricidade. Assim, observou-se uma luz verde atrás do anodo. 
Desejando descobrir mais coisas dessa luz, Crookes colocou um anteparo coberto com um material fluorescente ( material que emite luz esverdeada ao sofrer colisões com cargas elétricas, semelhante ao usado em um tubo de imagem de televisão) entre os eletrodos e verificou que o anteparo brilhava com uma luz esverdeada do lado voltado para o catodo. Conclusão : a luz sai do catodo e vai em direção ao anodo. Ele chamou esse feixe de luz de raios catódicos. 
Outras experiências mostraram a ele que os raios catódicos moviam uma roda de pás colocada dentro do tubo (conclusão : os raios catódicos têm energia cinética e, portanto, têm massa) e que quando um anteparo era colocado em suas trajetórias, surgia na parede oposta do tubo uma sombra nítida desse anteparo ( conclusão : os raios catódicos caminham em linha reta).
	
 catodo anodo
	
 catodo sombra
 anodo 
	 Experiências realizadas em 1895 mostraram que os raios catódicos são desviados por placas eletrizadas colocadas externamente ao tubo, defletindo ( mudando a trajetória ) em direção à placa positiva (conclusão : os raios catódicos têm carga negativa). Observava-se o mesmo desvio quando um imã era colocado perpendicularmente à direção de propagação dos raios catódicos: o feixe desviava em direção ao norte do imã, evidenciando serem os raios catódicos carregados negativamente.
	
 catodo anodo
	
catodo anodo
	Os físicos sabiam que raios de luz não são defletidos ( mudam de trajetória retilínea para curvilínea) sob ação de campos elétricos e magnéticos. Isso os levava a considerar que os raios catódicos não eram raios de luz. O fato dos raios catódicos pos-suírem massa levava os físicos a considerar que os raios catódicos deveriam ser partículas eletrizadas. Afinal, o que estava certo?
A DESCOBERTA DO ELÉTRON
	Em 1897 o físico inglês Thomson começou a estudar os raios catódicos no sentido de descobrir se eles eram partículas ou luz. Para esse estudo Thomson também utilizou os tubos de descarga de gases. Fez, contudo, algumas adaptações, mostradas na figura ao lado. Esse novo formato deu origem ao tubo de imagem de televisão.
	 
 
Catodo
 
 anodo
O seu estudo baseou-se na ação simultânea de placas carregadas eletricamente ( campo elétrico) e um imã ( campo magnético) sobre os raios catódicos. Sem a presença desses dois campos, os raios catódicos atingem o ponto A na tela fluorescente. Aplicando o imã eles são defletidos, atingindo o ponto B. Mantendo o imã e aplicando o campo elétrico pode - se fazer com que os raios catódicos atinjam novamente o ponto A . 
pólo sul
pólo norte
4cm
Isso permitiu a ele calcular a velocidade dos raios catódicos. O valor foi 1/ 6 do valor da velocidade da luz. Isto o levou a concluir que os raios catódicos não podiam ser luz ( radiação) e que, portanto, eram partículas elétricas em movimento. 
A partir do valor de velocidade dos raios catódicos calculou a razão carga / massa das partículas constituintes dos raios catódicos. Comparando esse valor com a razão carga / massa de um feixe de átomos de hidrogênio , os átomos de menores massas até então conhecidos, viu que essas partículas eletrizadas possuíam massa 1000 vezes menor que a massa dos átomos de hidrogênio. Concluiu disso que cada partícula constituinte dos raios catódicos não podia ser um átomo, mas sim “pedaço” ou “parte” deste átomo.
	Esses cálculos realizadospor Thomson sempre deram o mesmo valor para a relação carga / massa das partículas dos raios catódicos, qualquer que fosse o material constituinte do catodo ( ferro, cobalto , platina, etc) e qualquer que fosse o tipo de gás dentro do tubo ( oxigênio, nitrogênio, ar, etc) . Daí, Thomson concluiu que as partículas constituintes dos raios catódicos estão presentes em qualquer material. E, como todos os materiais são feitos de átomos, TODOS OS ÁTOMOS SÃO CONSTITUÍDOS DESTAS PARTÍCULAS. 
Thomson passou a chamar as partículas constituintes dos raios catódicos de elétrons em homenagem aos gregos. Assim, todos os átomos são constituídos de raios catódicos, ou seja , de elétrons. Em outras palavras, todos os átomos são constituídos de elétrons e todos os elétrons são iguais em carga elétrica e massa.
A partir disto, Thomson explicava o que são raios catódicos: são elétrons emitidos ( arrancados ou expulsos ) dos átomos que estão na superfície do material do catodo devido ao elevado valor da tensão elétrica a que estão submetidos, e que, sendo carregados negativamente, são atraídos pelo anodo. 
O MODELO ATÔMICO DE THOMSON 
Dalton considerava que as forças atrativas entre os átomos e moléculas eram de natureza gravitacional, dependendo das massas dessas partículas. Faraday, ao dizer que as reações químicas que ocorrem numa pilha e as reações produzidas num líquido eletrolítico envolvem partículas eletrizadas, mudou a explicação sobre a natureza das forças atrativas. Segundo ele as forças atrativas entre os átomos e moléculas não são de natureza gravitacional e sim de natureza elétrica.
	
	A descoberta dos elétrons além de confirmar as idéias de Faraday quanto à natureza elétrica dos materiais, mostrou que o átomo é divisível e que o modelo atômico de Dalton precisava ser modificado. O novo modelo atômico foi proposto por Thomson em 1898. 
	
 
 carga positiva
 elétron
 
Thomson sabia que todos os materiais são constituídos de átomos. Sabia também que os átomos são constituídos de elétrons que têm massa muito pequena em relação ao átomo. Assim, os elétrons não poderiam contribuir de forma eficaz para a massa do átomo, devendo existir outra coisa, ou outras coisas, responsáveis por essa massa. Além disso, essa outra coisa ou outras coisas deveriam ser carregadas positivamente, pois os átomos são eletricamente neutros e os elétrons possuem carga elétrica negativa.
 	Com esses conhecimentos Thomson propôs em 1898 que o átomo é uma esfera maciça positivamente carregada com os elétrons incrustados (distribuídos ou espalhados). Isto pode ser comparado a um bolo de passas: as passas uniformemente distribuídas pelo bolo representam os elétrons e toda a massa do bolo representa a parte carregada positivamente. 
O modelo de Thomson, logo após ter sido anunciado, foi imediatamente aceito por todos. Por quê ? Primeiro, porque Thomson incluiu nele os elétrons, a grande descoberta do final do século. Segundo, ao indicar que o átomo tem natureza elétrica, explicava porque os materiais
são eletricamente neutros : as cargas elétricas de todos os elétrons neutralizam as cargas elétricas positivas existentes no material maciço.
são carregados positivamente : os átomos de um material, por alguma influência da vizinhança ( atrito, aquecimento, ondas eletromagnéticas, etc) podem perder elétron(s), tornando - se carregados positivamente, passando a chamar - se cátions.
são carregados negativamente : os átomos de um material, por alguma influência da vizinhança, podem ganhar elétron(s), tornando - se carregados negativamente, passando a chamar - se ânions.
Assim, explica - se o que acontece quando do atrito de um pedaço de vidro com um pedaço de seda :
	vidro
 + - + - + -
 - + - + - +
 + - + - seda 
 - + - +
	 vidro seda
	 vidro
 + - + - +
 - + - + +
 
 + - + - - seda
 + - + - 
	Inicialmente o vidro e a seda estão eletricamente neutros: os seus átomos contêm a mesma quantidade de carga negativa (elétrons) e de cargas positivas.
	Durante o atrito saem elétrons dos átomos da superfície do vidro e se transferem para os átomos da seda que estão na superfície. 
	Após o atrito os átomos do vidro na superfície estão com falta de elétrons tornando-se carregados positivamente, enquanto os átomos de seda na superfície ficam com excesso de elétrons, tornando-se carregados negativamente. Eles estão eletrizados e exibem os fenômenos elétricos. 
	A partir do modelo de Thomson e da idéia de que no processo de eletrização há transferência de elétrons, não havendo participação das cargas positivas dos átomos, passou-se a interpretar os cátions e ânions como descrito nos exemplos a seguir:
	Ca2+ 
	Cátion cálcio obtido da eletrização do átomo de cálcio (Ca). Nesta eletrização foram arrancados 2 elétrons do átomo de cálcio.
	S2- 
	Ânion sulfeto obtido da eletrização do átomo de enxofre (S). Nesta eletrização o átomo de enxofre ganhou 2 elétrons.
	Thomson explicava a emissão de luz pelas substâncias assim: a substância recebia da vizinhança uma quantidade de energia ( ondas eletromagnéticas, calor ou colisões de partículas) e seus elétrons passavam a vibrar mais intensamente, o que produzia uma perturbação no campo eletromagnético que se propagava pelo espaço em forma de ondas eletromagnéticas visíveis ou invisíveis.
1.0 A DESCOBERTA DO NÚCLEO ATÔMICO: O MODELO ATÔMICO DE 
 RUTHERFORD
Rutherford
	Em 1911 o físico neozelandês Ernest Rutherford apresentou os resultados de experiências em que partículas alfa, partículas emitidas por materiais radioativos e possuindo carga elétrica positiva, colidiam com lâminas metálicas extremamente finas. A figura mostra isso.
	 Descrição das observações :
	1. A maior parte das partículas alfa atravessava a 
 lâmina sem sofrer nenhum desvio ou apenas uma 
 pequena deflexão . 
2- Algumas partículas alfa sofriam desvios com 
 ângulos grandes .
3- Poucas partículas alfa sofriam desvios de 180o , 
 isto é , voltavam.
	 Anteparo
 feixe de partículas alfa 
 
bloco de chumbo
amostra de polônio 
 
	Para explicar esses resultados experimentais Rutherford propôs que a massa e a carga positiva do átomo não deveriam estar uniformemente distribuídas pelo seu volume e sim , concentradas em uma região muito pequena, praticamente em um ponto, no próprio centro do átomo. Assim, Rutherford modificou o modelo atômico de Thomson, propondo que :
núcleo
10-13 cm
eletrosfera
10-8 cm
( i ) A carga positiva do átomo está concentrada em uma pequenina
 região central chamada núcleo . No núcleo está praticamente 
 toda a massa do átomo.
( ii ) Os elétrons ocupam o espaço ao redor do núcleo chamado 
 eletrosfera. A eletrosfera tem um diâmetro de 10.000 a 100.000 
 vezes maior que o diâmetro do núcleo e como contém elétrons que 
 têm massa desprezível , ela é grande e vazia ( pouco densa ). 
(iii) Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas de raios quaisquer, 
 possuindo energias quaisquer.
1.1 A CARGA NUCLEAR
	Todos os átomos têm núcleos. As experiências de Rutherford permitiram a ele calcular a quantidade de carga elétrica positiva existente nos núcleos atômicos, ou seja, a carga nuclear. Rutherford descobriu que os núcleos dos átomos do mesmo elemento químico têm o mesmo valor de carga nuclear. Por exemplo, todos os átomos H têmcarga nuclear +1 e todos os átomos O têm carga nuclear +8.
	A carga nuclear é um número precedido do sinal (+). Esse número sem o sinal (+) passou a ser chamado número atômico, cujo símbolo é Z.
	Átomo do elemento químico
	Carga nuclear
	Número atômico (Z)
	H
	+1
	1
	O
	+8
	8
	Al
	+13
	13
	Au
	+79
	79
Assim, todos os átomos de carga nuclear +8 são átomos do elemento químico oxigênio, ou então, todos os átomos de número atômico 8 ( Z = 8) são átomos do elemento químico oxigênio.	
	 Em outras experiências envolvendo materiais radioativos, Rutherford descobriu uma partícula positiva. Ao medir a sua carga elétrica encontrou o mesmo valor da carga elétrica do elétron. Em outras palavras, descobriu a menor partícula do átomo de carga positiva. Rutherford passou a chamar essa partícula de próton, homenageando aos gregos ( grego: próton = primeiro). 
	
 carga do elétron = - 1,60 x 10 - 19 C 
 
 carga da partícula = + 1,60 x 10 - 19 C 
 positiva
	Rutherford comparou a massa de um próton com a massa de um elétron. Verificou ser a massa do próton 1840 vezes maior que a massa do elétron. Assim, se a massa do elétron é indicada pelo valor 1, a do próton é, então, 1840 :
1 e ; 1840p
Ou então, se a massa do próton é indicada como 1, a massa do elétron é, então, 1 / 1840 ou 0,00055 :
1p ; 1/1840e ou 0,00055e
Como 0,00055 é bem pequeno em relação a 1, usa-se falar que a massa do elétron , em relação à massa do próton, é desprezível.
Átomo
No de prótons
Carga nuclear
No atômico
(Z)
No de elétrons
hidrogênio
1
+1
1
1
hélio
2
+2
2
2
nitrogênio
7
+7
7
7
oxigênio
8
+8
8
8
urânio
92
+92
92
92
	O que era esse próton? Rutherford associou esta partícula à carga positiva dos núcleos atômicos: para cada valor de carga nuclear associa-se uma quantidade de prótons. Assim, como cada átomo de alumínio tem carga nuclear +13, cada átomo de alumínio tem 13 prótons em seu núcleo.
	Uma vez que todo átomo é eletricamente neutro e o valor da carga do próton é igual ao valor da carga do elétron, o número de prótons no átomo é igual ao número de elétrons.
	A partir daí, a carga nuclear, ou então, o número de prótons, ou ainda , o número atômico, passou a ser o número de identificação do átomo e não mais a massa atômica. O número atômico é indicado pela letra Z ou pelo número colocado à esquerda e abaixo do símbolo desse átomo Exemplos :
	átomo de hidrogênio
	Número que o identifica = Número Atômico = Z = 1 próton
	
	
	
	H ( Z = 1 ) ou 1 H
	átomo de neônio
	Número que o identifica = Número Atômico = Z = 10 prótons
	
	
	
	Ne ( Z = 10 ) ou 10 Ne
2.0 A QUANTIZAÇÃO E O MODELO ATÔMICO DE BOHR
Em 1913 o físico dinamarquês Niels Bohr, que trabalhava com Rutherford, apresentou um novo modelo atômico. Do modelo atômico de Rutherford conservou a idéia de núcleo atômico, bem como a idéia de que o elétron gira ao redor do núcleo. Apresentou como novidade a idéia de que o elétron no átomo só pode ter alguns valores de energia, bem como só pode girar ao redor do núcleo com certos valores de raio. Esta ideia de restringir as energias e as órbitas do elétron é conhecida como idéia quântica, idéia esta introduzida na ciência pelo físico alemão Max Planck. 
Em que consiste o modelo atômico de Bohr?
I- São permitidas ao elétron apenas órbitas (circulares) com certos valores de raio.
	 Bohr designou as órbitas “permitidas” por números inteiros, associando o número 1 à órbita mais próxima do núcleo (órbita de menor raio). Também designava estas órbitas pelas letras K, L, M etc. Bohr designou a órbita “permitida” próxima do núcleo pela letra K porque a palavra núcleo (cerne do átomo) em inglês é kernell e ela inicia com a letra K. Assim, os alunos ingleses identificariam a órbita K como sendo a mais próxima do núcleo. Escolhida esta letra, seguiu o alfabeto.
	
 1 2 3 
+1 etc
núcleo
 K L M
II- São “permitidos” ao elétron apenas certos valores de energia. A cada órbita “permitida” está associada uma energia 
 “permitida”. 	
III- Enquanto estiver numa “órbita permitida”, a energia do elétron não varia. O elétron pode mudar de órbita e consequentemente 
 de energia. A variação de energia ( E) é dada pela variação de energia das órbitas envolvidas ( energia da órbita para onde o 
 elétron foi, Ef, menos a energia da órbita de onde saiu, Ei) :
 E = Ef – Ei
Em que “órbita permitida” o elétron pode estar? Segundo Bohr, em qualquer uma. Mas, Bohr afirmou que a tendência natural do elétron no átomo de hidrogênio é de apresentar o menor valor de energia potencial elétrica(Epe). O que levou Bohr a afirmar isso? Ele sabia, como os cientistas da época sabiam, que todo sistema no Universo busca de forma natural, isto é, sem ser forçado, a situação de menor energia potencial ( processo espontâneo):
(a) Uma bola desce uma montanha espontaneamente porque no alto da montanha tem maior energia potencial gravitacional e 
 embaixo tem menor energia potencial gravitacional. 
(b) Uma mola esticada encolhe espontaneamente porque esticada tem maior energia potencial elástica que quando encolhida.
(c) Quando duas cargas elétricas de sinais opostos são afastadas tendem espontaneamente a se aproximar, porque quando 
 afastadas têm menores forças atrativas e, portanto, maiores valores de Epe. Se cargas de sinais opostos se aproximam as forças 
 elétricas atrativas aumentam de valor e a Epe diminui.
	Uma vez que entre o núcleo atômico e o elétron há forças elétricas atrativas, o menor valor de Epe que o elétron terá é no 1o estado quântico ( 1 ou K). Daí, o estado termodinâmico mais estável para o elétron no átomo de hidrogênio é aquele no qual o elétron está no 1o estado quântico (1 ou K). Nesta condição diz-se que o átomo de hidrogênio encontra-se no estado fundamental.aumento da intensidade das forças elétricas atrativas
diminuição da Epe
aumento da estabilidade termodinâ-mica
	Bohr passou a chamar os outros estados quânticos do átomo de hidrogênio de estados quânticos excitados. Assim, quando o elétron no átomo de hidrogênio estiver nos estados quânticos, 2 ou L, 3 ou M, por exemplo, diz-se que o átomo de hidrogênio se encontra no estado excitado.
	 
 O diagrama de energia ao lado mostra alguns estados quânticos do elétron no átomo de hidrogênio. Observe que os espaçamentos entre os patamares não são iguais (eles vão diminuindo), uma vez que a diferença de energia entre os estados quânticos vai diminuindo à medida que eles se distanciam do núcleo. Quando esses espaçamentos ficam extremamente próximos entre si significa que a energia do elétron varia continuamente. Isto quer dizer que a energia do elétron não está mais quantizada.
 Dizer que a energia do elétron não está mais quantizada é dizer que o núcleo não exerce mais forças atrativas sobre ele. Em outras palavras, o elétron está “pronto” para escapar do átomo, transformando-o em um cátion. Uma vez que nesse diagrama cada estado quântico ocupa um nível de referência, é comum também substituir a expressão “estado quântico” por “nível quântico “, ou simplesmente, nível.
	
E ( kJ / mol )
 0 n = 
 
 -12,5 n = 5 (O)
 -19,6 n = 4(N)
 - 34,9 n = 3(M) estados excitados
 -78,4 n = 2(L)
 
 - 313,6 n = 1(K) estado fundamental
2.1 COMO BOHR EXPLICAVA A EMISSÃO DE LUZ DE UMA AMOSTRA DE H2(g) ?
	Bohr chamava de transição eletrônica ou salto quântico a mudança de energia que o elétronexperimentava no átomo. Ora, isto é o mesmo que dizer que o elétron está alterando seu estado quântico, mudando de nível quântico ou órbita quântica.
	 Segundo Bohr quando o elétron recebe energia da vizinhança (ondas eletromagnéticas, energia calorífera, energia elétrica etc), se esta energia absorvida for exatamente igual à diferença de energia ( E) entre um estado quântico superior (Ef) e o estado quântico onde está (Ei), ele faz a transição :
	
	E
 nf
 energia vinda
da vizinhança
 e -
 ni
	Transição permitida E absorvida = E = Efinal - Einicial
	O elétron absorve energia da vizinhança igual a 
(Ef - Ei ) e dá um salto quântico.
Caso esta quantidade de energia for inferior ou superior a esse valor, o elétron não absorve essa energia, não faz a transição. 
	 Vamos aplicar esta idéia de forma quantitativa. Por exemplo, o que acontecerá a um mol de átomos de hidrogênio no estado fundamental (n=1) se absorver da vizinhança 294,0kJ? Uma vez que esse valor é exatamente igual à diferença de energia entre os estados quânticos n=4 e n=1, cada elétron faz uma transição de n=1 a n=4:
Energia absorvida = E4 - E1 = ( -19,6kJ /mol) - ( -313,6kJ /mol ) = 294,0kJ / mol
 Como conseqüência esses átomos não estão mais no estado fundamental. E, como os elétrons ainda estão na eletrosfera dos átomos, dizemos que esses átomos de hidrogênio estão num estado excitado. O valor 294,0kJ /mol é chamado energia de excitação. O processo á assim representado:
	E (kJ/mol)
 0 n = 
 
 -12,5 n = 5
 -19,6 n = 4
 - 34,9 n = 3
 -78,4 n = 2
 Eexcitação ( n = 1 para n = 4)
 - 313,6 n = 1
	1H (g) + 294,0 kJ / mol 1H* (g)
	1 mol de átomos de hidrogênio no 
estado fundamental
	 energia de excitação
	 1 mol de átomos de hidrogênio no 
 estado excitado
	O que acontecerá a um mol de átomos de hidrogênio no estado fundamental( n=1) se absorver da vizinhança 313,6kJ ? Vamos, então, calcular que valor de energia passa a ter. Usaremos Ex para representá-la :
Energia absorvida = Ex - E1 = ( Ex ) - ( - 313,6 kJ / mol ) = 313,6 kJ / mol
Ex = 0kJ / mol
	O cálculo mostrou que cada um mol de elétrons sofreu uma transição do estado fundamental ( n = 1) ao estado quântico infinito ( n = ), pois no diagrama anterior tem-se E = 0 quando n = . O que isto significa? Significa que cada elétron em cada átomo está infinitamente afastado do núcleo, ou seja, este não exerce mais forças atrativas sobre o seu elétron. E daí? Daí, o elétron não pertence mais ao átomo. E, como o átomo perdeu o elétron, ele perdeu uma carga negativa, já não estando eletricamente neutro e sim, eletrizado (carregado) positivamente. Chamamos este átomo carregado positivamente de cátion hidrogênio e o representamos por H+ (g). 
	O valor 313,6kJ, por ter transformado 1 mol de átomos de hidrogênio em 1 mol de cátions hidrogênio, é chamado energia de ionização. O processo é representado assim :
	1H (g) + 313,6 kJ / mol 1H+ (g) + e-
	1 mol de átomos de hidrogênio no 
estado fundamental
	 energia de ionização
	 1 mol de cátions hidrogênio 1 mol de elétrons retirados 
 dos átomos de hidrogênio
	Qualquer transição que o elétron fizer no átomo de hidrogênio onde a energia absorvida seja menor que 313,6kJ / mol é uma excitação e a energia envolvida é uma energia de excitação.
	 Os estados excitados duram, em média, 10-11s. Assim, quando o elétron no átomo de hidrogênio está em um estado quântico excitado ele faz uma transição a um dos estados quânticos de menor energia. Nesta transição há liberação de um fóton :
Efóton = Efinal - Einicial
	 E
 e - ni
 emissão de um fóton
 
 nf
	A transição eletrônica ocorre de modo que o elétron volte ao estado fundamental. Isso pode ocorrer de duas maneiras: do nível quântico onde está ao nível quântico imediato inferior e assim sucessivamente, até alcançar o nível quântico fundamental, ou então, de uma só vez, isto é, do nível quântico excitado diretamente ao nível quântico fundamental. Por exemplo, estando o elétron do átomo de hidrogênio no estado excitado quântico n = 3, ele poderá fazer as transições descritas no diagrama ao lado : n=3 n=2 n=1 ( transição I + transição II) ou n=3 n=1 ( transição II).
 
	
	E(kJ/mol)
 0 n = 
 
-12,5 n = 5
-19,6 n = 4
- 34,9 n = 3
 
 I II 
-78,4 n = 2
 III 
- 313,6 n = 1
3.0 SUCESSIVAS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO
	Nos átomos com mais de um elétron, cada elétron tem um valor de energia. Daí, cada elétron para ser arrancado requer absorver um valor de energia. Assim, a cada elétron em um átomo associa-se um valor de energia de ionização. Portanto, se um átomo tem n elétrons, há n energias de ionização. O conjunto de todas as nEi é chamado “sucessivos valores de energia de ionização”.
A Tabela a seguir mostra os valores das sucessivas energias de ionização de átomos de Z = 3 a Z = 10. A análise destes valores mostra:
(i) Para todos os átomos, as sucessivas energias de ionização crescem na ordem:
 1a Ei < 2a Ei < 3a Ei < - - - - 
Isso mostra que a cada retirada do elétron do átomo, a retirada do próximo elétron requer uma maior absorção de energia da vizinhança. Em outras palavras, vai ficando cada vez mais difícil arrancar elétrons.
(ii) Há um aumento brusco entre dois destes valores do Li ao Ne . Isto é mostrado a partir da linha mais escura. 
Tabela: sucessivas energias de ionização de alguns átomos, em kJ / mol
	Elemento
	Z
	1a Ei
	2a Ei
	3a Ei
	4a Ei
	5a Ei
	6a Ei
	7a Ei
	8a Ei
	9a Ei
	10a Ei
	Li
	3
	520
	7298
	11815
	
	
	
	
	
	
	
	Be
	4
	899
	1757
	14848
	21006
	
	
	
	
	
	
	B
	5
	800
	2427
	3660
	25026
	32827
	
	
	
	
	
	C
	6
	1086
	2353
	4621
	6223
	37830
	47277
	
	
	
	
	N
	7
	1402
	2856
	4578
	7469
	9445
	53266
	64360
	
	
	
	O
	8
	1314
	3388
	5300
	7469
	10989
	13326
	71335
	84077
	
	
	F
	9
	1681
	3374
	6050
	8407
	11023
	15164
	17868
	92038
	106434
	
	Ne
	10
	2080
	3952
	6122
	9370
	12178
	15238
	19999
	23069
	115379
	131431
	O aumento brusco levou os químicos a dividir os elétrons desses átomos em dois conjuntos de energia: um conjunto de 2 elétrons, os de altas energias de ionização e um outro conjunto de ( Z – 2) elétrons, os de baixas energias de ionização. Cada conjunto desses é chamado de nível quântico .
	O conjunto de 2 elétrons pertence ao nível quântico K ou 1. O outro conjunto de (Z-2) elétrons pertence ao nível quântico L ou 2. Essa organização dos elétrons na eletrosferaem termos energéticos é chamada configuração eletrônica no estado fundamental em níveis de energia:
	 E
 1e- n =2(L)
 2e- n = 1(K)
	 E
 2e- n = 2(L)
 2e- n = 1(K)
	 E
 3e- n = 2(L)
 2e- n = 1(K)
	 E
 4e- n = 2(L)
 2e- n = 1(K)
	Li
	Be
	B
	C
	 E
 5e- n = 2(L)
 2e- n = 1(K)
	 E
 6e- n = 2(L)
 2e- n = 1(K)
	 E
 7e- n = 2(L)
 2e- n = 1(K)
	 E 
 8e- n = 2(L)
 2e- n = 1(K)
	N
	O
	F
	Ne
	Consideremos agora o átomo de sódio. O Quadro a seguir mostra essas sucessivas energias de ionização. Vê-se nele dois aumentos bruscos entre dois desses valores. Eles estão mostrados através de linhas pretas verticais.
	Na
	495
	4562
	6912
	9544
	13353
	16610
	20115
	25490
	28934
	141362
	159075
Qual a interpretação dada a isso pelos químicos? Segundo os químicos os elétrons dos átomos de sódio podem ser divididos em três conjuntos de energias: um conjunto de energia com dois elétrons de altíssimos valores de Ei( baixíssimos valores de E), um conjunto de energia com oitos elétrons de altos valores de Ei ( baixos valores de E) e um conjunto com 1 elétron com baixo valor de Ei(altíssimo valor de E).A configuração eletrônica do átomo de sódio no estado fundamental em níveis de energia é mostrada a seguir:
	 1(K) 2(L) 3(L)
Na
 2e- 8e- 1e-
	
	E 1e-
 n = 3
 8e- n = 2
 2e- n = 1
	Consideremos agora o elemento químico escândio, Sc. Seus átomos têm 21 elétrons. O gráfico mostra todas as sucessivas energias de ionização de um de seus átomos. 
	Como se vê, os 21 elétrons do átomo de escândio podem ser divididos em 4 conjuntos de energia: o conjunto de dois elétrons, o 20o e o 21o elétron, pertence ao nível quântico 1(K), o conjunto de 8 elétrons, do 12o ao 19o elétron, pertence ao nível quântico 2(L), o conjunto de 9 elétrons, do 3o ao 11o elétron, pertence ao nível quântico 3(M) e o conjunto de 2 elétrons, o 1o e 2o, pertence ao nível quântico 4(N):
	 1(K) 2(L) 3(L) 4(N)
Sc
 2e- 8e- 9e- 2e-
	E
 8e-
 n = 4
 9e-
 n = 3
 8e- n = 2
 2e- n = 1
4.0 A LEI PERIÓDICA
	A partir de 1820 os químicos descobriram que há substâncias simples com propriedades semelhantes. Por exemplo, Lis(s), Na(s) e K(s) são sólidos moles, condutores de eletricidade e reagem com a água produzindo H2(g) e uma solução aquosa de sabor amargo. Por que há substâncias simples diferentes com propriedades semelhantes? 
	Com a descoberta de que os elementos químicos se caracterizam pelo número atômico, verificou-se que dispondo os elementos químicos em ordem crescente de seus números atômicos, os que produzem substâncias simples de propriedades semelhantes aparecem periodicamente na sequência. Isso constitui a Lei Periódica:
	
	
	*
	
	
	
	
	
	
	
	*
	
	
	
	
	
	
	
	*
	H
	He
	Li
	Be
	B
	C
	N
	O
	F
	Ne
	Na
	Mg
	Al
	Si
	P
	S
	Cl
	Ar
	K
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
	8
	9
	10
	11
	12
	13
	14
	15
	16
	17
	18
	19
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	A Lei Periódica se faz presente no que chamamos de Tabela Periódica. Nela os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de número atômico e aqueles que produzem substâncias simples de propriedades semelhantes estão colocados uns debaixo dos outros, ou seja, numa mesma coluna ou linha vertical.
4.1 AS LINHAS VERTICAIS DA TABELA PERIÓDICA ATUAL 
A Classificação Periódica Moderna contém 18 linhas verticais ou18 colunas nas quais os valores de Z(número atômico) crescem de cima para baixo. Há muito tempo que elas são numeradas com algarismos romanos, seguidos das letras A ou B, como mostra a Classificação Periódica que você recebeu em aula. Recentemente, a American Chemical Society recomendou numerar as colunas da esquerda para a direita de 1 a 18, como também mostra a Classificação Periódica que você recebeu em aula.
 1 2 13 14 15 16 17 18 
 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIAVIIIA
 A cada coluna associa-se uma família. Cada família é identificada por uma numeração ( IIIA ou 13; IIIB ou 3) ou por um nome. O nome da família é o do elemento de menor valor de Z. Assim, tem-se a família 13(IIIA) ou família do boro, ou então, família 15(VA) ou família do nitrogênio. Algumas famílias têm nomes próprios, como se lê na figura ao lado.Metais alcalinos-terrosos
Metais alcalinos
Gases nobres
Halogênios
Calcogênios
Metais de Transição
	Embora as substâncias simples de uma mesma coluna tenham propriedades físicas e químicas semelhantes, quanto mais próximos estiverem entre si seus elementos químicos, mais semelhantes serão as suas propriedades. Assim, as propriedades do K são mais semelhantes às propriedades do Na do que às do Li.	
	Elementos químicos da mesma coluna formam substâncias compostas de propriedades semelhantes entre si quando o outro elemento químico é comum a todos eles. Assim, Li, Na e K( IA) formam hidretos ( LiH, NaH e KH) de propriedades semelhantes, formam óxidos ( Li2O, Na2O e K2O) de propriedades semelhantes e formam cloretos ( LiCl, NaCl e KCl) de propriedades semelhantes. Quanto mais próximos os elementos químicos se localizam na Tabela Periódica, mais semelhantes serão esses compostos. Assim, HCl se assemelha mais a HF do que a HI. 
4.2 AS LINHAS HORIZONTAIS
	A Tabela Periódica Moderna contém 7 linhas horizontais. Como cada linha horizontal é um período, a Tabela Periódica Moderna contém 7 períodos. Em cada período os valores de Z( número atômico) crescem de uma em uma unidade, isto é, consecutivamente. Os períodos são numerados de 1 a 7 , de cima para baixo, assim constituídos :
1o Período : é o mais curto, constituído de 2 elementos químicos, H ( Z = 1 ) e He ( Z = 2) .
2o Período :contém 8 elementos químicos, iniciando com o Li ( Z = 3) e terminando com o Ne ( Z = 10) .
3o Período : contém também 8 elementos químicos, iniciando com o Na ( Z = 11) e terminando com o Ar ( Z = 18).
4o Período : contém 18 elementos químicos, iniciando com o K ( Z = 19) e terminando com o Kr ( Z = 36).
5o Período : contém também 18 elementos químicos, iniciando com o Rb ( Z = 37) e terminando com o Xe ( Z = 54):
6o Período : contém 32 elementos químicos, iniciando com o Cs ( Z = 55 )e terminando com o Rn ( Z = 86). Os 14 elementos químicos desde o Ce ( Z = 58) até o Lu  ( Z = 71), chamados de lantanídios, estão localizados na mesma posição do La (Z = 57). Os lantanídios têm propriedades físicas e químicas muito mais semelhantes entre si do que os elementos químicos de uma mesma coluna e são colocados em separado na Tabela Periódica por dois motivos: para evitar que a mesma tenha um tamanho excessivo e enfatizar o que vai ser estudado a frente que é a divisão dos elementos químicos em blocos com base nas configuraçõeseletrônicas dos átomos.
7o Período : Atualmente (abril/2009) contém 28 elementos químicos, mas ao que tudo indica terá 32: inicia - se com o Fr 
 ( Z = 87) e terminará com o elemento químico artificial de número atômico Z = 118. Os 14 elementos químicos do Th ( Z = 90) ao Lr  ( Z = 103), chamados actinídios, estão localizados na mesma posição do Ac  ( Z = 89). Os actinídios têm propriedades físicas e químicas mais semelhantes entre si do que os elementos químicos de uma mesma coluna e são colocados em separado pelos mesmos motivos explicados para os lantanídios.
 
		COMENTÁRIO ADICIONAL 
Todos os elementos químicos de Z > 92 não existem na natureza; são artificiais e chamados de elementos transurânicos.
As substâncias simples de um mesmo período têm propriedades físicas e químicas diferentes e essa diferença torna - se maior quanto mais distantes estiverem entre si. Assim, por exemplo, o metal magnésio, Mg(s) reage com oxigênio produzindo um óxido de fórmula MgO que dissolvido em água produz uma solução aquosa amarga, enquanto o gás cloro, Cl2(g), produz um óxido de fórmula diferente, Cl2O, que dissolvido em água produz uma solução aquosa azeda.
4.3 A TABELA PERIÓDICA E O NÚMERO DE NÍVEIS COM ELÉTRONS DOS ÁTOMOS
	No item 3.0 você aprendeu a fazer a configuração eletrônica em níveis de energia através das sucessivas energias de ionização. Associando as configurações eletrônicas dos elementos químicos às suas localizações na Tabela Periódica, verifica-se que o número do período em que o elemento químico está indica quais e quantos níveis quânticos com elétrons os seus átomos têm no estado fundamental. Veja a figura a seguir:
	1
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	K
	2
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	K L
	3
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	K L M
	4
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	K L M N
	5
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	K L M N O
	6
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	K L M N O P
	7
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	K L M N O P Q
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	6
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	K L M N O P
	
	
	7
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	K L M N O P Q
Isso quer dizer que todos os átomos dos elementos químicos de um mesmo período têm seus elétrons ocupando o mesmo número de níveis de energia.
	Assim, os átomos dos elementos químicos do 2o período da Tabela Periódica ( do Li ao Ne), têm, em suas configurações eletrônicas no estado fundamental, elétrons em dois níveis quânticos ( K e L). O sódio ( ele é do 3o período da Tabela Periódica) tem elétrons em 3 níveis (K, L e M) e o escândio ( ele é do 4o período da Tabela Periódica) tem elétrons em 4 níveis (K, L, M e N). 
4.4 CLASSIFICANDO OS ELEMENTOS QUÍMICOS
	 Os elementos químicos localizados nas colunas A, de IA a VIIA, são classificados como representativos ou típicos. A configuração eletrônica de um átomo desses elementos químicos difere da de um outro de número atômico Z+1 no último nível quântico. 
típicos ou representativos
típicos ou representativos
 Se você comparar as configurações anteriores, por exemplo, do Li ao F, você verifica que a diferença eletrônica está no 2o nível quântico. Nesses elementos químicos e em qualquer elemento químico típico ou representativo, os elétrons com baixos valores de Ei ( elétrons facilmente ionizados) estão localizados no último nível quântico. Exemplos:
	
	IA
	IIA
	
	IIIA a VIIA
	
	
	
	
	
	
	 1(K) 2(L) 3(M)
Na 2e- 8e- 1e- elétron com baixo valor de Ei
 
	 1(K) 2(L) 
 F 2e- 7e- elétrons com baixos valores de Ei
 
 Com relação aos elétrons com baixos valores de Ei, pode-se dizer que o número desses elétrons corresponde ao número da coluna :
 Na : coluna I A 1 elétron com baixo valor de Ei F : coluna VII A 7 elétrons com baixos valores de Ei	
Assim, para os elementos químicos das colunas A, o número da coluna dá o número de elétrons no nível quântico mais externo. 
	Pode-se, em função das configurações eletrônicas, explicar o que faz as substâncias elementares de uma mesma coluna terem propriedades semelhantes. Considere, por exemplo, as substâncias Li, Na e K. Seus átomos têm o mesmo número de elétrons no último nível quântico. E, como são esses elétrons os responsáveis pelas propriedades físicas e químicas, essas substâncias elementares têm propriedades físicas e químicas semelhantes. Observe que suas propriedades não são iguais, pois o elétron de baixo valor de Ei do Li difere em energia do elétron de baixo valor de Ei do Na e este do K :
	 K L
Li 
 2e- 1e- 
	
	 K L M
Na 
 2e- 8e- 1e-
	
2o período 2 níveis com elétrons
Coluna IA 1 elétron no nível quântico externo.
	
	
3o período 3 níveis com elétrons
Coluna IA 1 elétron no nível quântico externo.
	 Os elementos químicos localizados nas colunas B são chamados de transição. A configuração eletrônica do átomo de um destes elementos químicos, comparada a de um átomo de número atômico Z+1 , difere no penúltimo nível quântico. Eles possuem , em geral, 2 elétrons no nível quântico externo.
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	III B II B
	
	
	
	
	
	
	
	A seguir são dadas as configurações eletrônicas no estado fundamental dos átomos Sc( Z = 21) e Ti( Z = 22). Observe que, por serem do 4o período da Tabela Periódica, têm seus elétrons em quatro níveis quânticos (K, L, M e N), por estarem nas colunas B, têm 2 elétrons no nível quântico externo e que a diferença eletrônica está no penúltimo nível, o nível M:
	
	 1(K) 2(L) 3(M) 4(N)
Sc
 2e- 8e- 9e- 2e-
	 1(K) 2(L) 3(M) 4(N)
Ti
 2e- 8e- 10e- 2e-
As configurações eletrônicas também explicam a semelhança nas propriedades físicas e químicas dos elementos químicos de transição de um mesmo período : uma vez que suas configurações eletrônicas têm o mesmo número de elétrons no último nível quântico ,suas propriedades são mais semelhantes entre si do que as dos próprios elementos químicos da mesma coluna. Reveja, anteriormente, as configurações eletrônicas do Sc e Ti.
Os lantanídeos e os actinídeos são elementos químicos de transição interna e estão localizados na coluna IIIB, respectivamente 5o e 6o períodos da Tabela Periódica. A configuração eletrônica do átomo de um destes elementos químicos ao de número atômico Z + 1 difere no antepenúltimo nível quântico, como mostrado a seguir para os átomos dos elementos químicos Ce e Pr :
 antepenúltimo nível quântico
 1(K) 2(L) 3(M) 4(N) 5(O) 6(P)
Ce 2e- 8e- 18e- 20e- 8e- 2e- 
Pr 2e- 8e- 18e- 21e- 8e- 2e-
As configurações eletrônicas também explicam a grande semelhança nas propriedades dos lantanídeos e actinídeos: uma vez que suas configurações eletrônicas têm o mesmo número de elétrons no último e no penúltimo níveis quânticos ,suas propriedades são muito mais semelhantes entre si do que as dos próprios elementos químicos da mesma coluna. Reveja, anteriormente, as configurações eletrônicas do Ce e Pr.
4.5 OBTENDO A CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DE UM ÁTOMO NO ESTADO FUNDAMENTAL A 
 PARTIRDA TABELA PERIÓDICA
	Com uma Tabela Periódica em mãos e os conceitos adquiridos anteriormente, bem como seguindo os passos a seguir, você obterá a configuração eletrônica no estado fundamental de um átomo.
1o Passo : Localize o elemento químico na Tabela Periódica e com isso escreva os níveis quânticos que têm elétrons e o número de elétrons no nível quântico externo.
Exemplos
	Al 3o período ( níveis K, L e M) e coluna IIIA ( 3 elétrons no 
 nível quântico M)
	Fe 4o período ( níveis K, L ,M e N) e coluna B ( 2 elétrons no 
 nível quântico N)
	
 K L M 
Al
 3e- 
	 K L M) N
Fe
 2e-
2o Passo : Coloque nos níveis quânticos anteriores, exceto no penúltimo nível, o número máximo de elétrons que podem ter 
 ( K :2) , (L : 8) , (M:18) , (N:32).
	 K L M 
Al
 2e- ? 3e- 
	 K L M N
Fe
 2e- 8e- ? 2e-
3o Passo : No penúltimo nível quântico coloque tantos elétrons quantos faltam para o total de elétrons do átomo.
O átomo Al tem 13 elétrons ao todo. Como já colocamos 5e- ( 2e- + 3e- ) , faltam 8e- no penúltimo nível quântico.
O átomo Fe tem 26 elétrons ao todo. Como já colocamos 12e- ( 2e- + 8e- + 2e- ) , faltam 14e- no penúltimo nível quântico.
	 K L M 
Al
 2e- 8e- 3e- 
	 K L M N
Fe
 2e- 8e- 14e- 2e-
4.6 CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA NO ESTADO EXCITADO
As configurações eletrônicas que acabamos de fazer indicam configurações eletrônicas dos átomos no estado fundamental porque os elétrons desses átomos estão nos níveis de menor energia, respeitando a capacidade de cada um. Quando em uma configuração eletrônica um dos elétrons estiver localizado em um nível de energia superior, quando comparado com a configuração eletrônica no estado fundamental, diz-se que o átomo se encontra em um estado excitado . Exemplos para o átomo de lítio:
 Li K(2e-) L(1e-) ( configuração eletrônica no estado fundamental ) 
 Li K(2e-) P(1e-) três configurações eletrônicas em
 K(2e-) N(1e-) estados excitados de um átomo de Li .
 K(2e-) O(1e-)
 Uma vez que os estados excitados duram, em média 10-11s, toda configuração no estado excitado transforma - se em configuração eletrônica de menor energia e / ou configuração eletrônica no estado fundamental, ocorrendo sempre em cada uma dessas transições emissão de luz. Assim, para o caso do átomo de lítio, tem-se :
 K(2e-) P(1e-) K(2e-) O(1e-) + luz ; K(2e-) O(1e-) K(2e-) L(1e-) + luz
4.7 CONFIGURAÇÃO DE CÁTIONS E ÂNIONS
	Uma vez que os elétrons arrancados de um átomo são os de maior energia, por necessitarem de menor energia de ionização, para fazer a configuração eletrônica de um cátion proceda assim:
(i) Faça a configuração eletrônica do átomo.
(ii) Retire, a partir do último nível, os elétrons que produzirão a carga do cátion.
Exemplo:
	Mg 2e- 8e- 2e-
 K L M
	 Mg2+ 2e- 8e- 
 K L 
Para fazer a configuração eletrônica de um ânion, faça a do átomo e acrescente a ela, no último nível quântico, os elétrons que produzirão a carga do ânion.
	
 K L 
N 2e- 5e- 
	
 K L 
N3- 2e- 8e-
5.0 COMPARANDO AS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO
 A energia de ionização depende, principalmente, dos dois fatores abaixo, que devem ser analisados na seguinte ordem :
1o : Olha - se a energia total do elétron ; 2o : Olha - se a carga nuclear
I ) ENERGIA TOTAL DO ELÉTRON 
 Quanto mais afastado do núcleo o elétron estiver, maior é a sua energia total, pois ele se encontra em um estado quântico de maior energia. Como conseqüência, este elétron necessitará receber da vizinhança menos energia para vencer as forças atrativas que o núcleo exerce sobre ele. É por isso que a 1a energia de ionização do sódio é menor que a do lítio, já que o elétron a ser arrancado do sódio, estando em um estado quântico maior, possui maior quantidade de energia :
 K L K L M
 Li +3 2e-) 1e- Na +11 2e- ) 8e- ) 1e-
 ( 1a Ei = 5,4 eV / mol ) ( 1a Ei = 5,1 eV / mol )
II ) CARGA NUCLEAR
 
 Entre dois átomos com o mesmo número de níveis com elétron, quanto maior a carga nuclear de um átomo, maior a força atrativa que o núcleo exerce sobre o elétron a ser arrancado. Como conseqüência, o elétron a ser arrancado necessitará receber maior quantidade de energia da vizinhança. É por isso que a 1a energia de ionização do flúor é maior que a do lítio :
 K L K L 
 Li +3 2e-) 1e- F +9 2e- ) 7e-
 ( 1a Ei = 5,4 eV / mol ) ( 1a Ei = 17,4 eV / mol )
Átomos de altas 1a Ei
	Os dados experimentais, bem como as análises quanto à energia total do elétron e às cargas nucleares dos átomos, indicam que há um grupo de átomos com grandes valores de 1a energia de ionização. A Tabela Periódica simplificada mostrada ao lado indica os átomos de maiores valores de energia de ionização. Os átomos com baixos valores de energias de ionização são, em geral, os dos elementos das colunas IA e IIA e colunas B. Esses átomos são os átomos dos elementos químicos metálicos.
 H
 Be B C N O F
 Si P S Cl
 Ge As Se Br
 Te I 
5.1 ELETROSFERAS DE ALTA ESTABILIDADE TERMODINÂMICA
	Em cada período da Tabela Periódica é o gás nobre que apresenta o maior valor da 1a Ei. Conclui-se disso que os átomos dos gases nobres possuem eletrosferas de alta estabilidade termodinâmica, pois se o elétron a ser arrancado requer alto valor de Ei, ele possui baixo valor de energia. 
	Como os átomos dos gases nobres têm eletrosferas com um total de 2 elétrons( átomos de He), 10 elétrons ( átomos de Ne), 18 elétrons ( átomos de Ar) , 36 elétrons ( átomos de Kr), 54 elétrons (átomos de Xe) e 86 elétrons ( átomos de Rn), eletrosferas com um totalde 2 elétrons, 18 elétrons, 36 elétrons, 54 elétrons e 86 elétrons têm altas estabilidades termodinâmicas. Daí, arrancar um elétron de uma dessas eletrosferas exige uma grande quantidade de energia e esta quantidade vai diminuindo com o aumento do número de elétrons, já que as repulsões eletrônicas vão aumentando.
	Conclui-se disso que se uma eletrosfera possui, por exemplo, um elétron a mais que qualquer um dos números mencio-nados anteriormente, ela não é uma eletrosfera de alta estabilidade termodinâmica, mas que poderá vir a ser desde que esse elétron excedente seja retirado. Isso explica porque é relativamente fácil arrancar um elétron de um átomo Na, que tem um elétron a mais que um átomo Ne, e muito difícil arrancar dois elétrons, já que estaríamos destruindo uma eletrosfera de alta estabilidade termodinâmica. É por isso que a 1a Ei dos metais alcalinos é pequena e a 2a Ei é muito maior:
	
10Ne : K(2e-) L(8e-)
	 2aEi 1aEi
11Na : K(2e-) L(7e- + 1e-) M(1e-)
 
 alta estabilidade termodinâmica
	Embora seja correto dizer que a 2a Ei do átomo Na é bem maior que a 1a Ei, porque o segundo elétron a ser arrancado pertence a um nível interno, ela é na verdade bem maior porque o segundo elétron a ser arrancado destrói um arranjo eletrônico de alta estabilidade termodinâmica.
5.2 A CARGA DOS CÁTIONS
	Na natureza existem cátions como Na+, Ca2+, Al3+, Fe2+ , Fe3+, mas não há cátions como Cl +, O + etc. Isso mostra que os átomos dos elementos químicos localizados no centro e à esquerda da Tabela Periódica têm a tendência a formar cátions. Esses átomos são, como sabemos, os que apresentam os menores valores de 1a Ei.
	Além de saber que átomos transformam-se em cátions, é preciso saber que cátion é encontrado. Por exemplo, o sódio só é encontrado na natureza na forma Na+ e o cálcio na forma Ca2+. Por que o sódio não é encontrado na forma de Na2+ e o cálcio na forma Ca3+ ou Ca+ ? Antes de obtermos as respostas dessas perguntas é preciso dizer que na Terra são comuns cátions de cargas +1, +2, alguns cátions de carga +3, raríssimos cátions de carga +4 e inexistem cátions de cargas altas como +5, +6, +7. Pode ser que em outro Planeta existam cátions com essas cargas elétricas , mas no Planeta Terra, não!
1o CRITÉRIO
 Que átomos produzem cátions? São os com poucos elétrons em sua camada eletrônica externa. Qual a carga desses cátions? Esses átomos perderão todos os seus elétrons do nível quântico externo . Exemplos :
	
 Li 2e- 1e-
 K L
	 
 Li+ 2e- 
 K 
	 Mg 2e- 8e- 2e-
 K L M
	 Mg2+ 2e- 8e- 
 K L 
5.3 A CARGA DOS ÂNIONS
	Na natureza encontramos ânions como Cl- e O2- , mas não encontramos ânions como Na- e Fe2- . Isso mostra que os átomos dos elementos químicos localizados à direita da Tabela Periódica têm tendência a formar ânions. Esses átomos são, como sabemos, os que apresentam maiores valores de 1a Ei, ou então, têm muitos elétrons no nível quântico externo.
	Que tipo de ânion é encontrado na natureza? O número de elétrons que o átomo vai ganhar corresponde ao número de elétrons que tornará a sua configuração eletrônica idêntica a do átomo de gás nobre de número atômico mais próximo:
	
 F 2e- 7e-
 K L
	
 F - 2e- 8e- 10 Ne
 K L 
	
 S 2e- 8e- 6e- 
 K L M
	
 S -2 2e- 8e- 8e- 18 Ar
 K L M
	
 H 1e- 
 K 
	
 H -1 2e- He
 K 
Os íons F- e O2-, bem como o ânion H- e o átomo He, são classificados como isoeletrônicos porque possuem o mesmo número de elétrons.
6.0 TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS
	
 A figura ao lado mostra dois átomos de cloro ligados na molécula Cl2. A distância d é a distância internuclear, ou seja, a distância entre os núcleos desses dois átomos. Essa distância d, dividida por 2, fornece r1 e r2, que são os raios de cada átomo de cloro.
 O valor de d é medido freqüentemente através de raios X e isso é conseguido mais facilmente quando a amostra se encontra no estado sólido, uma vez que nesse estado físico os átomos estão fixos e organizados.
	 d
 Cl Cl
 
 
 
 r1 r2
 O raio de um átomo depende, principalmente, dos dois fatores abaixo, que devem ser analisados na seguinte ordem :
1o : Olha - se o número de níveis eletrônicos ; 2o : Olha - se a carga nuclear
 
 I - NÚMERO DE NÍVEIS ELETRÔNICOS
Dados dois átomos ou íons , o que tiver maior número de níveis com elétrons possui uma maior região extranuclear e, portanto, maior raio (maior eletrosfera). Exemplo : 
 Cs + 55 2e ) 8e ) 18e) 18e) 8e ) 1e Li +3 2e ) 1e
 
 ( raio = 2,35 ) ( raio = 1,22 )
II- DA CARGA NUCLEAR
Dados dois átomos ou íons de mesmo número de níveis com elétrons, o de maior carga nuclear atrai mais seus elétrons, tornando a eletrosfera mais compactada e o seu raio menor. Exemplo :
 Na + 11 2e) 8e)1e Cl +17 2e) 8e ) 7e
 
 ( raio = 1,57 ) ( raio = 0,99 )
	 A eletrosfera do cátion é sempre menor que a do átomo de origem. Por quê? Porque a perda de elétrons provoca a compactação das camadas eletrônicas e consequentemente diminuição do raio da espécie química formada. É claro que quanto maior o número de elétrons perdidos pela espécie química inicial, maior a compactação das camadas eletrônicas do cátion e menor o raio desse cátion.
	 Na Na+
 r(Na) = 1,57Å r(Na+) = 0,95Å
	 A eletrosfera do ânion é sempre maior que a do átomo de origem. Por quê? Porque a adição de elétron(s) à eletrosfera provoca uma repulsão inicial, pois não há prótons no núcleo em quantidade suficiente para neutralizar as novas cargas negativas adicionadas. Isso gera um aumento da eletrosfera e, como conseqüência, um maior raio da espécie química formada. 
	 Cl Cl -
 r(Cl) = 0,99Å r(Cl - ) = 1,81Å
	 Nem sempre um ânion é maior que um cátion. Por quê? Sabemos que o raio de uma espécie química depende em primeiro lugar do número de níveis com elétrons. Ora, o ânion Cl - tem mais níveis com elétrons que o cátion sódio. Daí, o raio de Cl – é maior .
	 Na+ Cl –
 
 2e- 8e- 2e- 8e- 8e-
 K L K L M
dois níveis com elétrons três níveis com elétrons
	Assim, entre as espécies químicas com o mesmo número de níveis com elétrons, é a carga nuclear o fator preponderante. É por isso que entre as espécies químicas Ne, Na+ e F – os raios, são respectivamente, 1,12Å, 0,95Å e 1,36Å.
7.0 A DESCOBERTA DOS ISÓTOPOS
	Em seu modelo atômico (1808) Dalton disse que “todos os átomos de um elemento químico têm a mesma massa”. Um séculodepois, 1912, Thomson descobriu que átomos do elemento químico neônio têm massas diferentes. Outras experiências com diferentes elementos químicos mostraram que esse fenômeno não acontecia apenas com átomos do neônio. 
	A partir desta descoberta criou-se o termo isótopos para indicar os átomos de um mesmo elemento químico de massas diferentes. A palavra isótopo é de origem grega ( iso = igual ; topos = lugar) . Deste modo o elemento químico neônio é constituído de isótopos. Praticamente todos os elementos químicos são constituídos de isótopos.
7.1 POR QUE HÁ ISÓTOPOS ?
	Todos os átomos de neônio têm a mesma quantidade de prótons ( 10 prótons) e a mesma quantidade de elétrons 1
 n
0
( 10 elétrons). O que faz os átomos de neônio terem massas diferentes entre si? A previsão foi feita por Rutherford em 1911, mas a resposta dessa pergunta só veio em 1932, quando o físico Chadwick, aluno de Rutherford, fez uma outra descoberta importante sobre os núcleos atômicos: além deles conterem prótons, também contêm partículas sem carga elétrica e com massas um praticamente iguais a dos prótons. Chadwick chamou essas partículas nucleares de nêutrons. 
	Estava assim descoberta outra partícula presente nos núcleos atômicos. Evidentemente, que a partícula nêutron não contribui para a carga nuclear, já que é eletricamente neutra. Por outro lado, por ter massa praticamente igual à massa do próton, contribui para a massa do núcleo. Com a descoberta dos nêutrons, tem - se agora a arquitetura do átomo: o núcleo contém prótons e nêutrons e a eletrosfera, elétrons, como mostra a figura abaixo.
 núcleo
eletrosfera
 elétron prótons nêutrons
próton responsável pela carga nuclear
próton + nêutron responsáveis pela massa nuclear
	 A descoberta de que nos núcleos atômicos há também nêutrons e que átomos diferentes podem ter quantidades diferentes de nêutrons trouxe a resposta da existência dos isótopos. A figura ao lado mostra a constituição nuclear de átomos de neônio.
	
 10p
 10n 10e
	
 
 10p
 11n 10e
	
 10p
 12n 10e
	A existência de átomos de um elemento químico com diferentes quantidades de nêutrons trouxe a necessidade de maior clareza ao especificar átomos de um elemento. Para você perceber isso, olhe a figura anterior e responda: que átomo de neônio tem maior massa? A resposta “ o de maior número de prótons” está errada. A resposta, “ o de maior número de elétrons” também está errada. A resposta “ o de maior quantidade de nêutrons” está correta, assim como está correto dizer “é o átomo em que a soma da quantidade de prótons e nêutrons é 22” ( 10 prótons + 12 nêutrons).
	Uma vez que átomo de um elemento químico é diferenciado de átomo de outro elemento químico através do número de prótons ( número atômico ou carga nuclear), os isótopos passaram a ser diferenciados pela soma da quantidade de prótons e da quantidade de nêutrons. O número obtido dessa soma passou a ser chamado número de massa. Desse modo, os isótopos do elemento químico neônio são assim diferenciados:
	Neônio – 20
	ou 20 Ne
	
	Neônio – 21
	ou 21 Ne
	
	Neônio – 22
	ou 22 Ne
	é o isótopo de neônio formado por 10 prótons e 10 nêutrons
	
	é o isótopo de neônio formado por 10 prótons e 11 nêutrons
	
	é o isótopo de neônio formado por 10 prótons e 12 nêutrons
Isótopos do elemento químico hidrogênio
1
 H
1
2
 H ou D
1
3
 H ou T
1
hidrogênio
deutério
 trítio
Observa-se, então, que a partir da representação do isótopo pode-se, com a Tabela Periódica em mãos, saber quantos prótons, elétrons e nêutrons há nesse isótopo. Por exemplo, 22 Ne contém: 10 prótons ( é o número atômico do elemento químico neônio, obtido da Tabela Periódica), 10 elétrons ( em cada átomo o número de prótons é igual ao número de elétrons) e 12 nêutrons ( a soma de prótons, 10, com o número de nêutrons, 12, é 22). Os isótopos do hidrogênio são os únicos com nomes próprios, como mostrado ao lado.
7.2 A NOVA ESCALA DAS MASSAS ATÔMICAS
		A escala de massas atômicas de Dalton ( 1808), baseada no átomo de hidrogênio, foi substituída em 1961 pela escala baseada no carbono-12, ou seja, no isótopo 12 de carbono. Em outras palavras, desde 1961 o átomo-padrão é o átomo de carbono que contém em seu núcleo 6 prótons e 6 nêutrons.
	
 carbono – 12 
 6p 6e-
 6n
	 Escolhido o átomo-padrão, atribuiu-se a ele a massa exata de 12,0unidades de massa atômica. O símbolo da unidade de massa atômica é u. Assim, 12u é a massa atômica do carbono-12. 12u é a mesma coisa que 12x1u. Mas , o que é 1u? É a massa exatamente igual a um doze avos da massa do carbono-12.
	
	 
m 12C = 12,0u
 1
 1u = ----- m 12C
 12
7.3 MASSA ATÔMICA DO ELEMENTO QUÍMICO
	No modelo atômico de Dalton todos os átomos de um elemento químico possuíam a mesma massa. Daí, o valor da massa atômica do elemento químico e de seus átomos coincidiam.Com a descoberta dos isótopos, o valor da massa atômica do elemento químico é diferente do de seus átomos.
	Em uma Tabela Periódica existe a informação da massa atômica. O valor refere-se ao elemento químico, como mostrado ao lado para o elemento químico neônio. Este valor (20,2) não é a massa de nenhum dos isótopos de neônio. Em outras palavras, nenhum átomo de neônio tem esse valor de massa atômica. Ele representa a massa atômica média dos isótopos do neônio. Esse valor passou a ser a massa atômica(MA) do elemento químico neônio e é obtido da média ponderada das massas dos seus isótopos. Este valor é usado nos cálculos porque reflete a massa da maioria dos isótopos e é a maioria que prevalece.10
Ne
20,2
número atômico
massa atômica
0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18	19	20	21	1	2	5	6	7	8	9	10	11	12	13	25	26	27	28	29	30	31	32	45	46	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18	19	20	21	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18	19	20	21	ordem em que os elétrons foram arrancados
Ei
1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	1	
20