QUÍMICA MODELOS ATÔMICOS E TABELA PERIÓDICA

QUÍMICA

MODELOS ATÔMICOS E TABELA PERIÓDICA

Profª. SIMONE MAIRINK

MODELOS ATÔMICOS

A ciência não é uma verdade absoluta. Ela está em constante transformação.

EXTRA CLASSE

PÁGINA 114

MODELO ATÔMICO ATUAL

Segundo o Princípio de Incerteza de Heisenberg, não é possível medir, de forma simultânea e exata, a posição e a velocidade do elétron.

O núcleo do átomo é formado por prótons e nêutrons e ao redor do núcleo estão os elétrons, organizados em níveis, subníveis e orbitais.

Sendo os orbital definido como a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.

Modelo baseado na mecânica quântica, a qual afirma que os elétrons possuem órbitas elípticas e circulares em torno do núcleo.

Os espectros de emissão dos átomos com mais elétrons são formados por um conjunto de linhas. Esse conjunto é denominado espectro de raia, em que os elétrons de mesmo nível, ao serem excitados, apresentam comportamento espectral semelhante. Essas múltiplas linhas correspondem aos 4 subníveis de energia (s, p, d e f) que compõem o nível.

MODELO DE SOMMERFELD

ESTADOS ENERGÉTICOS

Os elétrons de um átomo estão distribuídos dentro de níveis – ou camadas – com energia crescente do núcleo para a eletrosfera. Ao longo de décadas, os cientistas, utilizando equipamentos mais sensíveis (espectrofotômetros), notaram que cada raia (linha) que configurava o espectro contínuo tinha uma estrutura mais fina, ou seja, era constituída muitas vezes por duas ou três linhas, o que deu origem aos chamados subníveis.

Cada subnível, assim como o nível, caracteriza o estado energético do elétron. Dentro de um mesmo nível observa-se experimentalmente que os subníveis seguem uma ordem de energia crescente.

DIAGRAMA DE LINUS PAULING

Pauling foi responsável por organizar de forma didática os elétrons presentes em um átomo conforme a energia crescente, originando o que hoje se denomina Diagrama de Linus Pauling.

2s

2 6 10 14

N° máx. de e^– por subnível

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

Nível

Camada de valência

N° máx. de e^– por nível

2 8 18 32 32 18 8

Subnível

so pa de feijão

Energia

2s 3s

2p

3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p

1s 2s

5d

6s 6p 6d

7s 7p

5f

Escola Online

so pa de feijão

Distribuição eletrônica do átomo de ferro, Fe (Z = 26)

2s

2 6 10 14

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

2 8 18 32 32 18 8

Fonte:

Escola Online

s p d f

De modo abreviado:

(Distribuição por níveis energéticos)

Fe: K: 2; L: 8; M: 14; N: 2.

(distribuição por subníveis energéticos)

Fe: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Distribuição eletrônica do íon Fe

É importante salientar que os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para se transformar num íon) serão recebidos ou retirados da última camada eletrônica, e não do subnível mais energético.

(distribuição por subníveis energéticos)

Fe²⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶

(Distribuição por níveis energéticos)

Fe²⁺: K: 2; L: 8; M: 14.

3s²

2p⁶

3p⁶ 3d⁶ 4s²

1s² 2s²

2

4 10

12 18

20

26

DIAGRAMA DE LINUS PAULING

Distribuição eletrônica do átomo de enxofre, S (Z = 16)

2s

2 6 10 14

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

2 8 18 32 32 18 8

Fonte:

Escola Online

s p d f

De modo abreviado:

(Distribuição por níveis energéticos)

S: K: 2; L: 8; M: 6.

(distribuição por subníveis energéticos)

S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

Distribuição eletrônica do íon S

É importante salientar que os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para se transformar num íon) serão recebidos ou retirados da última camada eletrônica, e não do subnível mais energético.

(distribuição por subníveis energéticos)

S^2-: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

(Distribuição por níveis energéticos)

S^2-: K: 2; L: 8; M: 8.

3s²

2p⁶ 3p⁴ 1s²

2s²

2

4 10

12 16

DIAGRAMA DE LINUS PAULING

NÚMEROS QUÂNTICOS

ADVENTO DA MECÂNICA QUÂNTICA

A ideia de um elétron girando ao redor do núcleo conforme Bohr propôs levou muitos cientistas a verificar experimentalmente características como a trajetória do elétron, sua velocidade e sua posição. Albert Einstein, em 1905, verificou por meio de experimentos que a luz tem característica dual de partícula – onda. O físico francês Louis de Broglie (1892 – 1987), em 1923, propôs uma equação que demonstra que, para partículas de massa muito pequenas como o elétron, verifica-se o movimento de uma partícula com comprimento de onda pequeno, logo pôde caracterizar o elétron também como uma onda. Assim, o elétron pode ser estudado como partícula ou como uma onda.

Três anos depois, o físico alemão Werner Heisenberg (1901 – 1976), utilizando conceitos da mecânica quântica, demonstrou ser impossível determinar com alta precisão a velocidade e a posição de um elétron dentro de um átomo, dando origem ao que ficou conhecido por Princípio da Incerteza.

Se não é possível afirmar a posição e a velocidade do elétron, também fica impossível comprovar experimentalmente a existência de uma órbita, sendo mais adequado propor uma região de maior probabilidade de se encontrar o elétron dentro do átomo – o orbital.

Em 1927, o físico austríaco Erwin Schrodinger (1887 – 1961) matematicamente conseguiu notar que o elétron é mais bem caracterizado por sua energia do que por sua posição, velocidade ou trajetória, lançando assim códigos matemáticos denominados números quânticos.

NÚMEROS QUÂNTICOS

Orbital é o local de máxima probabilidade de se encontrar o elétron dentro de um átomo e, para cada subnível, o orbital tem um formato.

Orbital s em vermelho; orbitais p em amarelo; orbitais d em azul; orbitais f em verde. Cada orbital suporta até dois elétrons, o que justifica o número máximo de elétrons permitidos por subnível (s², p⁶, d¹⁰e f¹⁴).

NÚMEROS QUÂNTICOS

Os números quânticos são códigos matemáticos que expressam a identidade de cada elétron. Dois elétrons não podem ter os mesmos quatro números quânticos.

Observe a seguir cada um deles.

• Número quântico principal (nível de energia do elétron)

• Número quântico secundário ou azimutal (subnível de energia do elétron)

• Número quântico magnético (orientação do orbital do elétron)

• Número quântico de spin (sentido de rotação do elétron)

Número quântico principal (n)

Esse número representa a camada energética (n) em que o elétron se encontra e pode ser expresso por valores inteiros variando de um 1 a 7.

NÚMEROS QUÂNTICOS

Número quântico magnético (m ou m

)

Esse número representa a orientação de um orbital no espaço e pode assumir valores que variam

de – l a + l. Por exemplo, para um elétron em subnível

d (l = 2), o número quântico pode assumir os valores:

–2, –1, 0, +1 e +2.

Veja outros exemplos:

*Note que a quantidade de orbitais é a metade da quantidade de elétrons permitida por subnível, uma vez que em cada orbital (simbolizado por ) suporta no máximo dois elétrons (no diagrama de blocos são simbolizados por setas para cima ou para baixo).

Número quântico secundário ou azimutal ( l )

Esse número representa o subnível de energia (l) em que o elétron se encontra e pode ser expresso teoricamente por valores inteiros variando de 0 a (n – 1), sendo na prática utilizados apenas os subníveis expressos para os elementos conhecidos até hoje na tabela periódica.

NÚMEROS QUÂNTICOS

Número quântico de spin (s ou m

)

Esse número quântico representa o sentido do giro de um elétron, fato descoberto após experimento com um feixe de vapor de prata que ao atravessar um campo magnético é dividido (Otto Stern e Walter Gerlach, em 1921). A partir desse experimento foi possível notar que elétrons, girando em sentidos contrários (spins opostos), poderiam gerar força de atração magnética que se sobrepõe à repulsão elétrica. Dessa forma, pode se acomodar em um orbital por compensação entre as duas forças.

Para spins paralelos, os elétrons terão mesmos sinais, portanto não se acomodarão em um mesmo orbital, já para spins antiparalelos (opostos), os elétrons se atrairão magneticamente dentro do orbital.

NÚMEROS QUÂNTICOS

Os elétrons poderão assumir apenas dois valores distintos: m_s = – 1/2 ou + 1/2, sendo que não existe uma convenção determinada para qual dos elétrons assumem esses valores.

Durante os próximos estudos, observe a convenção que será mais utilizada.

O primeiro elétron distribuído terá m_s = – 1/2 O segundo elétron distribuído terá m_s = + 1/2 Distribuição e identificação dos elétrons nos orbitais

Utilizando todos os conceitos abordados até o momento, identificam-se os quatro números quânticos para cada um dos elétrons do átomo de lítio (₃Li):

3Li → 1s² 2s¹

O primeiro elétron é o 1s¹ e o conjunto com os quatro números quânticos é:

n = 1 l = 0 m_l = 0 m_s = –1/2

O segundo elétron é o 1s² e o conjunto com os quatro números quânticos é:

n = 1 l = 0 ml= 0 m_s = +1/2

Note que esses dois primeiros elétrons somente se diferenciam pelo número quântico de spin.

O terceiro elétron é o 2s¹ e o conjunto com os quatro números quânticos é:

n = 2 l = 0 m_l= 0 m_s = –1/2

NÚMEROS QUÂNTICOS

ATIVIDADE

Densidade dos elementos

Dentre as propriedades gerais da matéria, a densidade é uma das mais importantes, pois advém do próprio conceito de matéria (tudo o que tem massa e ocupa volume). Sendo assim, o cálculo para os elementos são realizados considerando a massa e o volume dos elementos sólidos e líquidos em sua forma mais simples e estável, a 25 ºC. Caso o elemento seja gasoso nessa temperatura, considera-se o volume do elemento líquido no seu ponto de ebulição.

Na tabela periódica os elementos mais densos se concentram abaixo e no centro.

PROPRIEDADES FÍSICAS

PROPRIEDADES FÍSICAS

Temperatura de fusão e ebulição dos elementos

O conhecimento das temperaturas de fusão e ebulição trouxe para a humanidade um grande avanço tecnológico em diversas áreas como a metalurgia e a criogenia. Pela experimentação foram tabelados os valores de pontos de fusão e ebulição dos elementos a pressão de 1 atm, de forma que os elementos com maiores pontos de fusão e ebulição se concentram no centro da tabela periódica. Tungstênio (W) é o metal com maior ponto de fusão (PF = 3 422 °C), e devido a isso é utilizado no filamento de lâmpadas incandescentes, pois suporta altíssimas temperaturas.

Uma importante exceção é o elemento carbono, que mesmo estando nas primeiras camadas, tem ponto de fusão igual a 3 800 °C. Isso ocorre em virtude de sua estrutura.

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

A tabela periódica leva esse nome porque, ao longo dos níveis, grupos e períodos algumas propriedades têm comportamento previsível, aumentando ou diminuindo seus valores.

As propriedades periódicas que estudamos são:

• Raio atômico;

• Energia de ionização;

• Afinidade eletrônica;

• Eletronegatividade;

• Eletropositividades;

• Reatividade química.

O tamanho do átomo é definido normalmente pela distância, que vai do núcleo até a delimitação da eletrosfera (raio atômico), e normalmente os fatores que influenciam em seu tamanho são:

número de camadas do átomo e carga nuclear.

Como os átomos não são rígidos, há grande dificuldade de se prever o tamanho exato do raio em virtude da incerteza de sua delimitação. Então o que se utiliza é medir o raio médio desses átomos por meio de equipamentos capazes de medir a distância entre os núcleos de dois átomos iguais.

RAIO ATÔMICO

Como esses átomos pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica, qual seria a justificativa para terem tamanhos diferentes?

Num mesmo grupo, quanto maior o número de camadas, maior será o seu raio atômico.

6C → 1s² 2s² 2p² (2 camadas)

14Si→ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² (3 camadas)

32Ge → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p² (4 camadas) Analise sua configuração eletrônica.

RAIO ATÔMICO

RAIO ATÔMICO

E se os átomos estiverem dentro de um mesmo período (nível ou linha) da tabela?

6C → 1s² 2s² 2p² (2 camadas)

7N → 1s² 2s² 2p³ (2 camadas)

8O → 1s² 2s² 2p⁴ (2 camadas)

Num mesmo período, quanto maior o número atômico (Z), menor será o seu raio atômico .

A justificativa pode ser realizada por meio da análise de suas configurações eletrônicas e cargas nucleares.

RAIO ATÔMICO

Na tabela periódica os maiores raios são apresentados à esquerda e abaixo e os menores, à direita e acima. Apesar de não ser apresentado na tabela, frâncio (Fr) é o elemento de maior raio atômico, pois está localizado logo abaixo do césio (Cs).

RAIO X NÚMERO ATÔMICO

11Na → 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹(3 camadas)

11Na⁺ → 1s² 2s² 2p⁶ (2 camadas)

RAIO ATÔMICO DE ÍONS

9F → 1s² 2s² 2p⁵ (2 camadas)

9F^- → 1s² 2s² 2p⁶ (2 camadas) Todo cátion é menor que o átomo neutro de

origem. No exemplo apresentado, a justificativa é a perda de uma camada.

Na > Na⁺

Todo ânion é maior que o átomo neutro de origem, pois ao ganhar elétrons na última camada a repulsão eletrônica influencia, aumentando o raio.

F < F^-

Outra comparação possível de realizar ocorre entre átomos isoeletrônicos.

11Na⁺ → 1s² 2s² 2p⁶ (2 camadas)

9F^- → 1s² 2s² 2p⁶ (2 camadas)

10Ne → 1s² 2s² 2p⁶ (2 camadas)

Quanto maior a carga nuclear para átomos isoeletrônicos, maior será a atração pelos elétrons mais externos e consequentemente menores os raios atômicos.

A ordem crescente de raio atômico das espécies isoeletrônicas é:

11Na⁺ < ₁₀Ne < ₉F^-

Os átomos têm capacidade de perder ou ganhar elétrons. Conforme os postulados de Böhr, isso somente é possível por meio de uma variação de energia que possibilita ao elétron modificar sua posição no átomo.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

ENERGIA ou POTENCIAL DE IONIZAÇÃO é

a energia necessária para retirar um elétron de um átomo no seu estado

fundamental e gasoso.

Sabe-se que, para um elétron ser retirado do átomo, ele deve absorver energia suficiente para

saltar até o limite da sétima camada e perder o contato com o núcleo. Essa energia se chama de

Um detalhe importante é que quanto maior o raio atômico de um átomo, menor será a atração do elétron ao núcleo e, consequentemente, menor será a energia necessária para a retirada desse elétron.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Raio atômico Energia de

ionização

Então, conhecendo o raio atômico, é possível prever a energia a energia de ionização. Contudo,

em termos energéticos, conclui-se que os elétrons mais externos sempre terão mais facilidade de

saída.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Quando um átomo ganha um elétron tornando-se um ânion, é liberada uma quantidade de energia denomina

AFINIDADE ELETRÔNICA

Raio atômico

Afinidade eletrônica

AFINIDADE ELETRÔNICA ou ELETROAFINIDADE é a

energia liberada na adição de um elétron em um

átomo no seu estado fundamental e gasoso.

É de se prever que na retirada de um elétron

foi necessário absorver energia. No retorno, esse

elétron deverá liberar a mesma quantidade de

energia inicialmente recebida. Logo o

comportamento da afinidade eletrônica na

tabela periódica coincide com o da energia de

ionização.

O próximo conteúdo a ser estudado será LIGAÇÕES QUÍMICAS entre os átomos. Mas antes, é necessário conhecer a capacidade que cada elemento tem de atrair elétrons para si. Essa medida é expressa pela

ELETRONEGATIVIDADE

Raio atômico

Eletronegatividade

ELETRONEGATIVIDADE

mede a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons da ligação para si.

A força que atrai os elétrons depende do raio

atômico de cada átomo, pois quanto menor o raio

atômico, mais próximo do elétron ficará o núcleo do

átomo e consequentemente mais eletronegativo será.

ELETRONEGATIVIDADE

Outro conceito importante abordado em ligações químicas é a

contrária à eletronegatividade. Por meio dessa propriedade é possível verificar o

dos elementos.

ELETROPOSITIVIDADE

Raio atômico

Eletropositividade

ELETROPOSITIVIDADE

ou CARÁTER METÁLICO mede a capacidade que um átomo tem de

doar elétrons.

O conhecimento de propriedade como eletronegatividade e eletropositividade nos faz julgar o tipo de ligação química que os átomos terão mais facilidade de realizar. Então essas propriedades estão diretamente relacionadas com a

dos elementos.

Reatividade química

Quanto maior a capacidade de um elemento de doar ou receber elétrons, maior será a sua

REATIVIDADE QUÍMICA

ATIVIDADES

Seção atividades do capítulo 11 – Páginas 123 e 124