aulas 6 a 16 - atomística

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Nestas aulas, veremos os conceitos básicos ao estudo da química.

Conteúdos a serem abordados nesta aula:

• Partículas fundamentais;

• Número atômico (Z); • Número de massa (A); • Carga (Q); • Variações da natureza atômica;

• Distribuição energética de Linus Pauling; • Tabela periódica e suas propriedades.

I) PARTÍCULAS FUNDAMENTAIS:

As partículas fundamentais são em 3: Próton, Nêutron e Elétron. São consideradas partículas fundamentais do átomo, pois, acreditava-se que, elas eram indivisíveis. O Próton foi a primeira partícula, descoberta por Thompson em seu experimento com Raios Catódicos na Ampola de Crookes; o Elétron foi descoberto por Rutherford, em seu experimento com a lâmina de ouro; e o Nêutron foi descoberto por Chadwick. As relações de massa e carga entre tais partículas é a seguinte:

PARTÍCULA MASSA

(em uma unidade arbitrária) CARGA

(em uma unidade arbitrária) Próton 1 1 Nêutron 1 0

Elétron

-1

(As unidades, no momento, não importam. Porém, veremos que Massa para o átomo é dado em u (Unidade de massa Atômica) e a unidade de carga não importa muito, é válido apenas para efeito de comparação).

O próton e o nêutron residem no núcleo, conferindo a ele características massivas e densas; o elétron reside na eletrosfera descrevendo órbitas, chamadas níveis de energia. Observação: Tenha em mente que é o PRÓTON o diferenciador entre os átomos, pois veremos que o número de elétrons e nêutrons pode variar, já o de prótons permanece sempre constante.

II) NÚMERO ATÔMICO: O Número Atômico, representado pela letra Z, É constante e único para cada átomo. Sendo assim, podemos definir número atômico como sendo:

z = número de prótonsz = número de prótonsz = número de prótonsz = número de prótons

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A

Z

Q

III) NÚMERO DE MASSA: O Número de Massa, representado pela letra A, é a soma da massa de todos as partículas do átomo. Como a massa do elétron em comparação com a massa do próton e do nêutron é desprezível, temos:

a = z + número de nêutronsa = z + número de nêutronsa = z + número de nêutronsa = z + número de nêutrons (n)(n)(n)(n)

IV) CARGA DO ÁTOMO: A Carga Atômica, que representaremos genericamente pela letra Q, é a diferença entre as partículas carregadas eletricamente no átomo. Como o nêutron é neutro, temos:

q = z q = z q = z q = z –––– número de elétronsnúmero de elétronsnúmero de elétronsnúmero de elétrons (e(e(e(e----))))

V) VARIAÇÕES NA NATUREZA ELÉTRICA DO ÁTOMO: Pela equação que determinamos no item anterior, vemos que:

• Quando Z > e–, Q é positiva; • Quando Z = e–, Q é nula, e;

• Quando Z < e–, Q é negativa. Cada situação dessas é possível e existe. Cada uma tem um nome:

• Quando Q é positiva, o átomo recebe o nome de Cátion; • Quando Q é nula, o átomo recebe o nome de Neutro, e; • Quando Q é negativa, o átomo recebe o nome de Ânion.

VI) NÍVEIS DE ENERGIA:

Os níveis de energia são camadas onde os elétrons se distribuem. Na nomenclatura antiga, os níveis de energia eram descritos em K, L, M, N, O, P e Q, já atualmente, são descritos com números de 1 a 7. Cada nível de energia, segundo Böhr, é bem definido, ocupando um espaço único na eletrosfera. Cada um suporta um determinado número de elétrons, tal número é universal a todos os átomos.

CAMADAS NIVEIS DE ENERGIA NÚMERO DE ELÉTRONS K 1 2 L 2 8 M 3 18 N 4 32 O 5 32 P 6 18 Q 7 8

É importante dizer que o número de elétrons por camada pode variar momentaneamente, quando acontece um salto quântico, porém, o átomo retorna ao seu estado energético inicial muito rapidamente.

VII) REPRESENTAÇÃO GENÉRICA DO ÁTOMO X A representação genérica que veremos agora faz parte de uma linguagem química universal, devendo-se respeitar a posição de cada item nela utilizado.

X (Cuidado, que em um átomo Neutro, A pode tomar o lugar de Q)


VIII) DISTRIBUIÇÃO ENERGÉTICA – DIAGRAMA DE LINUS PAULING: O diagrama de Linus Pauling é uma maneira eficaz de se distribuir os elétrons segundo seus níveis e respectivos subníveis de energia. Linus determinou quatro subníveis de energia (em negrito): s, p, d e f, onde s suporta 2 elétrons, p suporta 6, d suporta 10 e f suporta 14. O diagrama tem essa cara: Mas como chegamos nele? Vejamos passo a passo: 1º passo: Dividimos o diagrama nos níveis de energia. CAMADAS NÍVEIS DE ENERGIA

K 1 L 2 M 3 N 4 O 5 P 6 Q 7

2º passo: O elétron tende a ocupar o subnível mais energético primeiro. Sendo assim, temos que dividir as camadas em subníveis. CAMADAS NÍVEIS DE ENERGIA SUBNÍVEIS NÚMERO DE ELÉTRONS

K 1 s2 2 L 2 s2, p6 8 M 3 s2, p6, d10 18 N 4 s2, p6, d10, f14 32 O 5 s2, p6, d10, f14 32 P 6 s2, p6, d10 18 Q 7 s2, p6 8

3º passo: Agora precisamos organizar a tabela.

4º passo: Impondo o sentido das setas, temos:

CAMADAS NÍVEIS DE ENERGIA SUBNÍVEIS K 1 1s2 L 2 2s2 2p6 M 3 3s2 3p6 3d10 N 4 4s2 4p6 4d10 4f14 O 5 5s2 5p6 5d10 5f14 P 6 6s2 6p6 6d10 Q 7 7s2 7p6

CAMADAS NÍVEIS DE ENERGIA SUBNÍVEIS K 1 1s2 L 2 2s2 2p6 M 3 3s2 3p6 3d10 N 4 4s2 4p6 4d10 4f14 O 5 5s2 5p6 5d10 5f14 P 6 6s2 6p6 6d10 Q 7 7s2 7p6


É importante dizer que o diagrama de Linus Pauling utiliza o número de elétrons, sendo assim, distribuímos o número de elétrons pelos subníveis.

Exemplo 01: Distribua eletronicamente o átomo de 10Ne neutro.

Como o átomo de neônio é neutro Z = e– = 10. Agora é só distribuirmos seguindo o sentido das setas até somarmos 10 elétrons. Então temos:

10Ne: 1s2 2s2 2p6. Da distribuição tiramos informações importantes, como o número de níveis energéticos do átomo e informações sobre sua natureza. O maior número que aparece ao lado do subnível (s, p, d ou f) determina a camada de valência (CV), a camada mais externa do átomo. No caso do 10Ne, a camada de valência é o nível 2. Para descobrirmos se o átomo é um Cátion, um Átomo Neutro ou um Ânion, basta somar os elétrons da camada de valência. Como vimos, o nível 2 suporta 8 elétrons, somando os elétrons do subnível s e p do nível 2, temos 8. Sendo assim, o átomo é neutro.

Exemplo 02: Distribua eletronicamente o átomo de 17Cl– .

Para distribuirmos um ânion, temos que descobrir quantos elétrons tem o estado neutro do átomo, no caso o 17Cl. Como Z = e– nos átomos neutros, temos:

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 como a distribuição do Cl neutro. Como trabalhamos a distribuição sobre o número de elétrons, e o átomo de Cl– possui um excesso de 1 elétron (por isso o – no lugar da carga), somamos 1 elétron ao subnível MAIS ENERGÉTICO da camada de valência. Como 3p6 já está “lotado”, partimos para o subnível próximo, no caso o 3d10. Sendo assim, temos:

17Cl–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1. A camada de valência do 17Cl– é o nível 3 e ele é um ânion, pois excede 1 elétron da distribuição de seu átomo neutro.

Exemplo 03: Distribua eletronicamente o átomo de 11Na+.

Analogamente à distribuição do ânion, temos que descobrir quantos elétrons tem o estado neutro do átomo, no caso o 11Na. Como Z = e– nos átomos neutros, temos:

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 como a distribuição do Na neutro. Como trabalhamos a distribuição eletrônica sobre o número de elétrons, e o átomo de Na+ possui um elétron faltante com relação ao estado neutro (Não pode se considerar um próton a mais, pois estes estão confinados no núcleo, não podendo ser liberados), subtraímos 1 elétron do subnível mais energético da camada de valência. Sendo assim, temos:

11Na+: 1s2 2s2 2p6. A camada de valência do 11Na+ é o nível 2 e ele é um cátion, pois difere de 1 elétron a menos da distribuição de seu átomo neutro.


IX) TABELA PERIÓDICA E SUAS PROPRIEDADES:

A tabela periódica é dividida em colunas e linhas, sendo as colunas os grupos ou famílias e as linhas sendo os períodos. A tabela periódica começou a ser organizada pelo químico Mendeleiev, que dispôs os elementos de forma que os que possuem propriedades parecidas ficassem agrupados, deixando espaços, prevendo novos elementos que hoje existem. A tabela como conhecemos hoje foi organizada por Moseley, que dispôs os elementos de uma forma que os que possuem propriedades parecidas ficassem numa mesma família e os que possuem mesmo número de níveis energéticos ficassem em um mesmo período. Vejamos as divisões da tabela:

• Por caráter: Famílias de 1 a 12 + Alumínio (Al), Gálio (Gl), Índio (In), Estanho (Sn), Tálio (Tl), Chumbo (Pb) e Bismuto (Bi) = GRUPO DOS METAIS. Boro (B), Silício (Si), Germânio (Ge), Arsênio (As), Antimônio (Sb), Telúrio (Te) e Polônio (Po) = SEMI-METAIS. Carbono (C), Nitrogênio (N), Fósforo (P), Oxigênio (O), Enxofre (S), Selênio (Se) + Família 17 = AMETAIS. Família 18 = GASES NOBRES (Alguns autores consideram os semi-metais como grupo integrante dos ametais).

• Por características: Família 1 (– H): METAIS ALCALINOS. H: FAMÍLIA DO HIDROGÊNIO.


Família 2: METAIS ALCALINO-TERROSOS. Famílias de 3 a 12 (– Lantanídios e Actinídios) : METAIS DE TRANSIÇÃO. Família 3 – Série dos lantanídios e dos actinídeos: METAIS DE TRANSIÇÃO INTERNA. Família 13: FAMÍLIA DO BORO. Família 14: FAMÍLIA DO CARBONO. Família 15: FAMÍLIA DO NITROGÊNIO. Família 16: CALCOGÊNIOS. Família 17: HALOGÊNIOS. Família 18: GASES NOBRES.

X) PROPRIEDADES PERIÓDICAS As propriedades periódicas são propriedades que podem ser observadas na distribuição dos elementos na tabela periódica. São elas:

• Raio atômico: É definido como metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos que pertencem a um mesmo elemento. Quanto mais elétrons, maior o raio atômico, pois quanto mais elétrons, maior é o número de camadas e maior a distância do núcleo. O raio atômico se distribui dessa forma, crescendo com o aumento dos períodos e com a diminuição do número da família.

• Afinidade eletrônica – Eletroafinidade: É definida como a energia liberada por um átomo no estado gasoso ao receber um elétron. Se distribui desta forma, aumentando com a diminuição dos períodos e com o aumento do número das famílias, excetuando os gases nobres, pois eles já são naturalmente estáveis, não recebendo elétron algum.

• Eletronegatividade – Caráter não-metálico: É a capacidade de um átomo “arrancar” um elétron de outro átomo. Os átomos muito eletronegativos recebem elétrons com muita capacidade, pois possuem grande potencial de ionização. Se distribui na seguinte forma, crescendo com a diminuição dos períodos e com o aumento do número das famílias, excetuando os gases nobres, visto que eles são naturalmente estáveis e não recebem elétrons.

• Eletropositividade – Caráter metálico: É a capacidade de um átomo doar elétrons à um átomo mais eletronegativo. os átomos eletropositivos, falando besteirinha para decorar, gostam muito de dar, que quando veem tal possibilidade dão o elétron visando a estabilidade. Se distribui da seguinte forma, crescendo com o aumento dos períodos e com a diminuição do número da família, excetuando os gases nobres, pois eles já são estáveis, não doando elétrons.

• Energia ou potencial de ionização: É a energia necessária para um átomo “arrancar” um elétron do outro. Átomos muito eletronegativos possuem grande energia de ionização. Se distribui dessa forma, aumentando com a diminuição dos períodos e com o aumento do número das famílias, excetuando gases nobres, estáveis não precisam “arrancar” elétrons.


revisão geral - atomística

� Z = prótons � A = Z + nêutrons � Q = Z – elétrons � Q > 0 – Cátion � Q = 0 – Neutro � Q < 0 – Ânion � O Diagrama de Linus Pauling distribui os elétrons em seus níveis e subníveis, utilizando o número de

elétrons para tal. � A Tabela periódica organiza os elementos em grupos com propriedades semelhantes (famílias) e com

mesmo número de camadas (períodos). � As propriedades periódicas são: Raio atômico, eletroafinidade, eletronegatividade, eletropositividade e

potencial de ionização.

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