Re: O Átomo

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:42

SUBCAMADA OU SUBNÍVEIS

A camada K é composta pelo subnível s.

A camada L é composta pelos subníveis s e p.

A camada M é composta pelos subníveis s, p e d.

A camada N é composta pelos subníveis s, p, d e f.

A camada O é composta pelos subníveis s, p, d, f e g.

A camada P é composta pelos subníveis s, p, d, f, g e h.

A camada Q é composta pelos subníveis s, p, d, f, g, h e i.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:43

CADA SUBCAMADA OU SUBNÍVEL SUPORTA UM Nº MÁXIMO DE ELÉTRONS

As subcamadas suportam no máximo:

s - 2 elétrons.

p - 6 elétrons.

d - 10 elétrons.

f - 14 elétrons.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:43

Cada camada tem uma quantidade de subdivisão. Cada subdivisão suporta uma quantidade de camada. Por exemplo: Na camada K só tem uma subdivisão, portanto, só tem uma subdivisão, o primeiro subnível chamado de “s”, este subnível suporta apenas 2 elétrons, portanto a camada K só pode ter o primeiro subnível representado como 1s contendo no máximo 2 elétrons.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:45

Para que um átomo esteja estável é necessário que a primeira camada possua dois elétrons e a última oito elétrons, para este ficar em condição estável, como um gás nobre. Isto se consegue na natureza, muitas vezes através de doação e recepção de elétrons, ou através do compartilhamento de elétrons entre dois átomos de dois materiais, (covalência).

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:45

SISTEMAS ATÔMICOS

revisão

1- Os elétrons ao se movimentarem numa camada eletrônica não absorvem e nem emitem energia. Apenas um número de elétrons pode ocupar um dado nível de energia e nenhuma forma de radiação ocorre quando os elétrons se mantêm em seus níveis orbitais.

2- Os elétrons de um átomo tendem a ocupar as camadas eletrônicas mais próximas do núcleo, isto é, as que apresentam menor quantidade de energia.

3- Um átomo está no seu estado fundamental quando seus elétrons ocupam as camadas menos energéticas.

4- Quando um átomo recebe energia (térmica ou elétrica) o elétron pode saltar para uma camada mais externa (mais energética) e nessas condições o átomo se torna instável.

5- Os elétrons de um átomo excitado tendem a voltar para as camadas de origem e, quando isto ocorre, ele devolve, sob forma de onda eletromagnética, a energia anteriormente recebida.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:51

REAÇÕES QUÍMICAS

Quando os átomos se combinam com ou se separam de outros átomos, ocorre uma reação química. No processo, novos produtos com propriedades diferentes são formados. As reações químicas são a base de todos os processos vitais.

São os elétrons de um átomo que participam em uma reação química. Os elétrons movimentam-se ao redor do núcleo, em regiões chamadas de camadas eletrônicas.

Um átomo sempre tenta preencher sua camada eletrônica mais externa com o número máximo de elétrons que ela possa suportar. Para que isto aconteça, o átomo pode doar, receber ou compartilhar um elétron com outro átomo — o que for mais fácil. A valência (capacidade de combinação) é o número de elétrons extras disponíveis ou deficientes na camada eletrônica mais externa.

O CLORO (Cl) e o SÓDIO

A camada eletrônica mais externa em ambos os casos é a terceira camada eletrônica.

Pelo o terceiro nível desse átomo poder carregar 8 elétrons, no entanto carrega apenas 7. Uma forma estável é atingir 8 elétrons. Assim sendo, um átomo de cloro com 7 elétrons pode-se dizer deficiente em um 1 elétron. De fato, o cloro geralmente tenta atrair um elétron a mais. Por sua vez, o sódio, ao contrário, tem apenas 1 elétron na sua camada eletrônica mais externa (que também é a terceira camada). É muito mais fácil para um átomo de sódio livrar-se de um elétron do que preencher o terceiro nível, ganhando outros sete elétrons.

ELEMENTOS INERTES

Os átomos de uns poucos elementos, como o hélio, têm sua camada eletrônica mais externa completamente preenchida, e não necessitam ganhar ou perder elétrons. Estes são chamados de elementos inertes e não se envolvem em reações químicas.

DIAGRAMA DE LINUS PAULING

1K 1s

2L 2s 2p

3M 3s 3p 3d

4N 4s 4p 4d 4f

5O 5s 5p 5d 5f

6P 6s 6p 6d

7Q 7s 7p

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d...

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:52

ORDEM ENERGÉTICA

A ordem energética é crescente _→

Subníveis	s	p	d	f
Número máximo de elétrons	2	6	10	14

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰...

Essa distribuição serve para que possamos saber como um átomo se liga com um outro átomo.

Magnésio (MG)

₁₂ Mg   →    nº de e^- = nº de p⁺
                        nº de e^- = 12
1s ² 2s²  2p⁶  3s² = 12 e^-

Cloro (Cl)

₁₇ Cl →      nº de e^- = nº de p⁺
                        nº de e^- = 17

1s²  2s²  2p⁶  3s² 3p^{5 (6-1)} = 17 (sobra 1)
Se a soma da capacidade de elétrons é maior do que a soma de elétrons que compõe o elemento, subtrai-se o valor da soma pelo valor de elétrons do elemento.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:52

CAMADA DE VALÊNCIA

Elétrons de valência são os elétrons da última camada.

Valência principal é o número de elétrons que o átomo ganha ou perde para satisfazer o octetos:

Ex.:

Al (3A) - 3 e-0 de valência

Valência = 3;

O (6A) - 6 e-0 na última camada

Valência principal = 2;

Na (1A) - 1 e-0 de valência

Valência = 1;

Cl (7A) - 7 e-0 de valência

Valência = 1;

N (5A) - 5 e-0 de valência

Valência = 3.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:54

CURIOSIDADE

TNT

Trinitrotolueno

O primeiro T vem de tri (três)

O N vem de nitro

O segundo T vem de tolueno - substância originalmente obtida do bálsamo-de-tolu

A reação do tolueno com o ácido nítrico (HNO3), em proporções adequadas e na presença de ácido sulfúrico como catalisador, três grupos nitro (NO2) entram na molécula do tolueno. Mas não entram em qualquer lugar. O metil (CH3) — grupo que já existia na molécula — é o que os químicos chamam de radical orto-para dirigente. Ele orienta essas entradas para as posições orto (vizinhas do CH3) e para (oposta ao CH3). Está pronto o explosivo.

O TNT (C7H5O6N3) explode porque é uma molécula muito instável. Uma empurradinha de leve nos oxigênios fará com que eles "caiam" em cima dos carbonos e dos hidrogênios, formando CO2 e água. Os nitrogênios então se unem e produzem o gás N2. Olhe só a reação: 4 C7H5O6N3(s) 7 CO2(g) + 10 H2O(g) + 6 N2(g) + 21 C(s). Num piscar de olhos, a molécula de TNT pode ser convertida numa enorme nuvem de gases quentes.

A rápida expansão desses gases aquecidos provoca uma onda de choque que destrói tudo o que estiver por perto. Não há oxigênio suficiente na molécula de TNT, por isso sua explosão forma uma grande nuvem negra de fuligem (C(s)). É assim também que explode a nitroglicerina (NG): formando um grande volume de gás a partir de um pequeno volume de explosivo. O curioso é que a NG (C3H5O9N3) pode salvar nossa vida! A angina — uma forte dor no peito — é resultado da contração das artérias coronarianas. Essa dor é aliviada em poucos minutos pela administração de um comprimido à base de NG. Isso acontece porque, nos tecidos, ela libera monóxido de nitrogênio (NO), um vasodilatador, que relaxa as artérias, podendo até evitar um infarto.

Um explosivo que salva vidas! Essa química é mesmo curiosa...

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:55

TABELA PERIÓDICA

Com as crescentes descobertas dos elementos químicos e de suas propriedades, fez-se necessário a criação de um recurso para organizar as características desses elementos. Vários esforços nesse sentido levaram à formulação da tabela periódica, como os de J. W. Dobereiner (1829), A. E; Chancourtois (1862), J. A. R. Newlands (1866), mas em 1869, Lother Meyer e Dimitri Ivanovich Mendeleev, criaram tabelas periódicas dos elementos, dispondo apenas 63 elementos, em ordem crescente de massa atômica (A = p + n). A disposição dos elementos contava com lacunas e elementos não conhecidos, de modo a prever a descoberta de outros elementos. Essa classificação foi utilizada até 1913, quando Moseley descobriu que a propriedade dos elementos variam conforme sua carga nuclear, ou seja, a quantidade de prótons — o número atômico (Z).

Então a tabela de Mendeleev foi corrigida se transformando na atual Tabela Periódica, que hoje conta com 109 elementos cujas propriedades podem ser analisadas.

O nome Tabela Periódica é por causa da periodicidade, isto é, da repetição de propriedades, de intervalos em intervalos, como, por exemplo, ocorre com as fases da lua que mudam durante o mês e se repetem mês após mês.

As propriedades dos elementos variam periodicamente com seus números atômicos e não com os pesos atômicos, como era a classificação feita por Mendeleev.Como o número atômico (Z) é a característica mais importante dos elementos químicos, a Tabela Periódica atual está organizada em ordem crescente do número atômico. Ela é formada por 109 elementos distribuídos em 7 linhas horizontais, cada uma sendo chamada de período.

Famílias ou grupos

- Os elementos pertencentes ao mesmo período possuem o mesmo número de camadas de elétrons.

Exemplo:
Lítio: ₃ Li → K2 → L1
Carbono: ₃ C → K2 → L4
Neônio: ₁₀ Ne → K2 → L8

Nos exemplos acima vemos que os elementos químicos lítio, carbono e neônio possuem duas camadas (K e L), portanto são do segundo período.

- Cada coluna vertical da Tabela Periódica representa uma família ou um grupo de elementos, totalizando 18 famílias.

- A característica que define a família de um elemento é a sua configuração eletrônica, sendo assim, os átomos de uma mesma família possuem propriedades químicas e físicas semelhantes e apresentam a mesma configuração eletrônica na camada de Valência.

Exemplo:
Berílio: ₄ Be → 1s² 2s²
Carbono: ₂₀ Ca → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

O berílio e o boro têm a mesma configuração na última camada, s2; portanto ambos pertencem à mesma família.

Os elementos químicos classificados no grupo A são chamados de representativos, neste caso, o número que antecede a letra A, coincide com o número de elétrons que os átomos desse grupo possuem na última camada eletrônica, são eles:

Grupo 1A ou 1 → Família dos Alcalinos
Grupo 2A ou 2 → Família dos Alcalinos Terrosos
Grupo 3A ou 13 → Família do Boro
Grupo 4A ou 14 → Família do Carbono
Grupo 5A ou 15 → Família do Nitrogênio
Grupo 6A ou 16 → Família dos Calogênios
Grupo 7A ou 17 → Família dos Halogênios
Grupo 8A ou 18 → Família dos Gases Nobres

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:56

O ÁTOMO SEGUNDO BOHR

Em 1897

J. J. Thomson propôs um modelo (pudim de passas) no qual os elétrons carregados negativamente estão localizados no interior de uma distribuição contínua de carga positiva.

Em 1911

Ernest Rutherford propôs uma experiência na qual uma folha de ouro era bombardeada por partículas [alfa] (He2+).Pelo modelo de Thomson as partículas a atravessariam a folha de ouro. Ao atravessar a folha, cada partícula sofreria muita deflexão por conta da força coulombiana entre sua carga e as cargas positivas e negativas do átomo da folha. Como existe uma trajetória para cada partícula, temos que a deflexão total será diferente para cada [alfa].

a) A grande maioria passou pela folha de ouro sofrendo pequenos desvios de trajetória.

b) MAS algumas partículas sofreram desvios entre 90º e 180º.Probabilidade experimental = 10-4 Probabilidade prevista pelo modelo de Thomson = 10-3500

Conclusão

Toda massa do átomo está concentrado no núcleo que possuí carga positiva.

Os elétrons giram em torno do núcleo.

Problemas

1. Estabilidade do átomo nuclear. De acordo com teoria eletromagnética clássica, todos os corpos carregados acelerados irradiam energia na forma de radiação eletromagnética.

2. Espectros atômicos. Temos um átomo com energia total maior do que a do átomo normal, ao voltar ao seu estado normal, os átomos cedem seu excesso de energia emitindo radiação eletromagnética. A radiação atravessa uma rede de difração, sendo então decomposta em seu espectro de comprimentos de onda, que é gravado numa chapa fotográfica.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:57

Os postulados de Bohr

1. Um elétron em um átomo se move em uma órbita circular em torno do núcleo sob influência da atração coulombiana entre o elétron e o núcleo, obedecendo às leis da mecânica clássica.
2. Um elétron só pode se mover em uma órbita na qual seu momento angular orbital L é um múltiplo inteiro da constante de Planck dividida por 2pi.
3. Apesar de estar constantemente acelerado, um elétron que se move em uma dessas órbitas possíveis não emite radiação eletromagnética.
4. É emitida radiação eletromagnética se um elétron, que se move inicialmente sobre uma órbita de energia E_i, muda seu movimento descontinuamente de forma a se mover em uma órbita de energia total E_f. A freqüência da radiação emitida n é igual à quantidade (E_i-E_f) dividida pela constante de Planck.

Considere um átomo constituído
de um núcleo de carga +Ze e massa M,
e um elétron de carga -e e massa m

a) O elétron gira numa órbita circular.
b) O núcleo está fixo no espaço.
c) M>>m.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 00:59

LIGAÇÕES QUÍMICAS

São as ligações entre átomos.

Os átomos ligam-se uns aos outros e formam as moléculas

Essas diferentes composições formam os compostos químicos

Relembrando :

ÁTOMO

é composto por:

A) Um núcleo — que é toda a massa do átomo (A) e é constituído de:

i. Prótons (constituídos de partículas carregadas positivamente)
ii. Neutrons (constituídos de partículas eletricamente neutras)

B) Elétrons — quegiram em torno do núcleo (eletrosfera) em órbitas específicas e são constituídos de partículas carregadas negativamente.

Observação

Na maioria dos casos, o número de elétrons e prótons em um átomo é o mesmo, tornando o átomo de carga neutra. Os nêutrons são neutros. Seu propósito no núcleo é manter os prótons unidos. Em função de todos os prótons terem a mesma carga e naturalmente repelirem um ao outro, os nêutrons servem de "cola" para manter os prótons firmemente ligados ao núcleo.

A MOLÉCULA

a) é composta por um conjunto de átomos
b) cada átomo do conjunto possui, isoladamente, propriedades diferentes, por exemplo:
O ferro é um metal magnético, duro e de cor cinza;
O oxigênio é um gás de cor azulada
Ferro + Oxigênio = Ferrugem;
A Ferrugem é um pó de cor castanho-avermelhada.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:00

O ÁTOMO NEUTRO

É aquele que possui o número de elétrons orbitando igual ao número de prótons no núcleo. Assim, o átomo neutro apresenta uma estrutura ESTÁVEL.

O número de prótons no núcleo determina o comportamento de um átomo. Por exemplo, se você combinar 13 prótons com 14 nêutrons para criar um núcleo e, então, fizer girar 13 elétrons em torno do núcleo, você obtém um átomo de alumínio. Se você agrupar milhões de átomos dessa maneira, obterá a substância chamada alumínio; com ela você pode criar latas, filmes e revestimentos. Todo o alumínio que você encontra na natureza é chamado alumínio-27. "27" é o número de massa atômica (a soma do número de nêutrons e prótons no núcleo). Se você pudesse separar um átomo de alumínio, colocá-lo em uma garrafa e fazê-lo voltar vários milhões de anos, ele ainda seria um átomo de alumínio. O alumínio-27 é chamado de átomo estável . Até cerca de 100 anos, pensava-se que todos os átomos eram estáveis como ele (http://ciencia.hsw.uol.com.br/radiacao-nuclear1.htm).

Mas hoje se sabe que os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados, portanto os únicos átomos estáveis são os átomos que constituem os gases nobres.

Por natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível, é por isso que existem as LIGAÇÕES QUÍMICAS, que nada mais são do que as ligações entre os átomos instáveis em busca da estabilidade.

Sabemos que os elétrons giram em torno do núcleo, na eletrosfera, por meio de órbitas(geralmente ilustradas nos livros didáticos por linhas imaginárias).Cada órbita da eletrosfera é denominada CAMADA. ELETRÔNICA, ou NÍVEL.

A representação universal das camadas eletrônicas consiste no seguinte:

a) São 7 camadas: K L M N O P Q
b) A equação utilizada para descriminar quantos elétrons cada camada possui é:
X = 2.n² — Onde: X = número de elétrons
N = número quântico principal que corresponde àquela determinada camada.

Aplicando a equação teríamos:
K L M N O P Q
2 8 18 32 50 72 98

No entanto

Cada camada eletrônica suporta um número máximo de elétrons.

Os 110 elementos químicos conhecidos até agora contém os seguintes máximos para cada camada:

K L M N O P Q
2 8 18 32 32 18 2
A quantidade de elétrons indica a quantidade de camadas que o átomo possui.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:00

A CAMADA DE VALÊNCIA

É a camada eletrônica mais externa, ou seja, a última camada da eletrosfera de um átomo. Em uma ligação química (ou ligação eletrônica), a camada de valência pode receber ou fornecer elétrons.

VALÊNCIA

É o número de ligações que um átomo precisa fazer para adquirir uma configuração estável, como a configuração de um gás nobre.

Com exceção do hélio, os gases nobres (listados na coluna 8ª da Tabela Periódica) apresentam oito elétrons na camada de valência, observe:

		K	L	M	N	O	P	Q
He	(Z = 2)	2
Ne	(Z = 10)	2	8
Ar	(Z = 18)	2	8	18	8
Kr	(Z = 36)	2	8	18	18	8
Xe	(Z = 54)	2	8	18	32	18	8
Rn	(z = 86)	2	8	18	32	32	18	8

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:01

TEORIA DO OCTETO

Surgiu com a associação entre estabilidade dos gases nobres e o fato de possuíram 8 elétrons na última camada.

Para atingir uma situação estável, os átomos tendem a buscar uma estrutura eletrônica cuja camada de valência contenha 8 elétrons igual ao gás nobre que tenha o número atômico mais próximo.

Os átomos menores em número de elétrons tendem a alcançar o dueto, ou seja, procuram conseguir dois elétrons na camada de valência como o hélio: (Z = 2), logo 1s². É o caso do hidrogênio e do lítio.

Por ser a última camada, quando dois átomos se encontram a camada de valência de um toca a camada de valência do outro. A observação dos átomos já conhecidos, permite estabelecer algumas regras para a ligação eletrônica:

1º quando um átomo tiver 8 elétrons na camada de valência, existira uma “estabilidade” e ele não se ligará a outros átomos. Por isso não se pode formar nenhum composto químico com os gases nobres hélio (He); neônio (Ne); argônio (Ar); criptônio (Kr); xenônio (Xe); e randônio (Rn).

2º Quando um átomo possuir menos de 8 elétrons na camada de valência, ele tende a “associar-se” a outros átomos para completar ou eliminar a camada incompleta.

3º Com 1, 2 ou 3 elétrons na última camada, o átomo procura eliminar.

4º Com 5, 6, 7 elétrons na camada de valência, a tendência é completar.

5º Com 4 elétrons na última camada, tanto faz eliminar ou completar, dependerá do elemento químico em questão.Existe, então, uma regra prática para verificar a distribuição eletrônica de um átomo. No entanto, é importante saber que essa regra tem muitas exceções.

Levando-se em conta a representação universal das camadas (K L M N O P Q), distribui-se os elétrons do elemento químico, levando-se em conta a quantidade máxima de elétrons em cada camada, até chegar à camada de valência do elemento em questão.

Observe

Lembrando mais uma vez que o número atômico Z = nº de prótons, e que um átomo neutro possui nº de prótons = nº de elétrons, para um elemento cujo nº atômico é 20 (Z = 20) temos a seguinte representação:

Nº máximo de e^-	2	8	18	32	32	18	2
Camadas	K	L	M	N	O	P	Q
₂₀ Ca (Z=20)	2	8	?	?

Colocando 2 na 1ª camada; mais 8 na segunda, na terceira camada, onde cabe 18 elétrons, você poderia colocar 10, dessa forma completaria a quantidade de elétrons que os átomos do cálcio possuem. No entanto, na última camada cabem apenas 8 elétrons. Se isso bastasse, talvez você pudesse escrever assim:

Nº máximo de e^-	2	8	18	32	32	18	2
Camadas	K	L	M	N	O	P	Q
₂₀ Ca (Z=20)	2	8	9	1

No entanto, o mínimo de elétrons que pode ter em uma camada é 2, sendo assim, o correto no caso do cálcio (₂₀Ca) é escrever:

Nº máximo de e^-	2	8	18	32	32	18	2
Camadas	K	L	M	N	O	P	Q
₂₀ Ca (Z=20)	2	8	8	2

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:02

TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS

LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE
Metal + Ametal
Metal + Hidrogênio

LIGAÇÃO COVALENTE ou MOLECULAR
Ametal + Ametal
Metal + Hidrogênio

LIGAÇÃO METÁLICA
Metal + Metal

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:03

EXEMPLOS DOS
TIPOS LIGAÇÕES QUÍMICAS

Ligação iônica

Na+ Cl- Ocorre entre um metal e um ametal
O átomo de sódio (Na) se liga ao do cloro (Cl)
O sódio é um metal / O cloro é um ametal

Ligação covalente

CL₂ Ocorre entre dois ametais
O átomo de cloro (Cl) se liga a outro átomo de cloro (Cl)
O cloro é um ametal. A molécula de Cloro é Cl₂

Ligação metálica

Na_n Ocorre entre dois metais
Átomos de sódio (Na) ligados entre si
O sódio é um metal

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:04

CÁTIONS E ÂNIOS

Átomo — perde elétrons — íons com carga positiva — CÁTION
Átomo — ganha elétrons — íons com carga negativa — ÂNION

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
DA CAMADA DE VALÊNCIA

Legenda: F = Família / DV = Distribuição eletrônica da camada de valência / CG = Comportamento Geral / V = Valência / E = Eletrovalência

F	DV	CG	V	E
IA	1	Perder 1e^-	1	+1
IIA	2	Perder 2e^-	2	+2
IIIA	3	Perder 3e^-	3	+3
IVA	4	Perder 4e^- Receber 4e^- Compartilhar4e^-	4 4 4	+4 -4 —
VA	5	Receber 3e^- Compartilhar 3e^-	3 3	-3 —
VIA	6	Receber 2e^- Compartilhar 2e^-	2 2	-2 —
VIIA	7	Receber 1e^- Compartilhar 1e^-	1 1	-1 —
H	1	Receber 1e^- Compartilhar 1e^-	1 1	-1 —

LIGAÇÕES IÔNICAS OU ELETROVALENTES

a) Ocorre entre íons positivos, cátions, e íons negativos, ânions.
b) Caracteriza-se pela força de atração eletrostática entre os íons.
c) Ocorre entre elementos que apresentam tendências opostas, isto é:
i. um dos átomos da ligação tende a perder elétronsii. o outro átomo da ligação tende a ganhar elétrons
d) pode ocorre entre um metal e um ametal, ou entre um metal e um hidrogênio

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:05

LIGAÇÃO IÔNICA ENTRE
O SÓDIO E O CLORO = CLORETO DE SÓDIO
(Na + Cl-)

                           O Sódio
  ₁₁ Na
  1s²                   2s² 2p⁶                       3s¹
K=2                  L=8                               M=1

a) O sódio apresenta 1 elétron na última camada.
b) se ele perder este elétron passará a ter como última, a segunda camada contendo 8 elétrons.

                           O Cloro
₁₇ Cl
1s²                   2s² 2p⁶                       3s¹
K=2                  L=8                             M=7

a) O cloro apresenta 7 elétrons na última camada.
b) Se ele ganhar um elétron passará a ter uma composição eletrônica semelhante à de um gás nobre.

Sendo assim:

Na transfere (doa) o seu elétron de valência para Cl.

Ao perder 1 elétron, o Na⁰ transforma-se no íon Na⁺, com 8 elétrons na camada de valência (CÁTION)

Ao ganhar 1 elétron, o Cl⁰ transforma-se no íon Cl^-, com 8 elétrons na camada de valência (ÂNION)

Conclui-se, com isso, que:

a) a configuração eletrônica dos íons é a mesma de um gás nobre, pois apresentam grande estabilidade.
b) a atração de natureza elétrica os mantém unidos

METAIS — 1, 2, 3 elétrons na camada de valência
PERDEM os elétrons da camada de valência
AMETAIS — 5, 6, 7 elétrons na camada de valência
GANHAM até completarem 8 elétrons na camada de valência

OUTRO EXEMPLOLIGAÇÃO IÔNICA ENTRE O SÓDIO E O OXIGÊNIO (Na₂O)

                                O Sódio
11 Na
1s²                  2s² 2p⁶                       3s¹
K=2                  L=8                               M=1

a) 1 elétron na última camada = METAL
b) Na⁰ — perde 1 elétron = Na⁺

                        Oxigênio
₈ O
1s²                   2s² 2p⁴
K=2                  L= 6

a) 6 elétrons na última camada = AMETAL
b) O⁰ — ganha 2 elétrons = O^2-

Importante
Em uma ligação eletrônica, o número de elétrons perdidos por um átomo é igual ao número de elétrons recebidos pelo outro átomo.

Observe

Para completar octeto do oxigênio, são necessários 2 elétrons.

Mas um átomo de o sódio só pode doar um elétron.

Então, para essa ligação eletrônica, é necessário:

1 átomo de oxigênio + 2 átomos de sódio = Na₂O

OUTRO EXEMPLOLIGAÇÃO IÔNICA ENTRE
O ALUMÍNIO E O OXIGÊNIO Al₂O₃

O Sódio

₁₃ Al

1s² 2s²2p⁶ 3s²3p¹

K=2 L=8 M=3

a) 3 elétrons na última camada = METAL
b) Al⁰ — perde 3 elétron = Al⁺³

                        Oxigênio
₈ O
1s²                   2s² 2p⁴
K=2                  L= 6

a) 6 elétrons na última camada = AMETAL
b) O⁰ — ganha 2 elétrons = O^2-
c) Essa ligação iônica estabelece as seguintes fórmulas:

FÓRMULA PRÁTICA

Al ⁺³ O^2- = Al₂ O₃

Observe que a indicação da quantidade de elétrons que o alumínio doou, antes situava em posição elevada ao seu símbolo; da mesma forma ocorria com a indicação da quantidade de elétrons que o oxigênio recebeu. Na fórmula, ocorre uma inversão. O número que indicava quantidade de elétrons que o alumínio doou, transfere-se para o lado inferior do símbolo do oxigênio, dispensando os sinais negativo ou positivo. O mesmo ocorre com o oxigênio.Essa representação demonstra que:

CADA ÁTOMO DE ALUMÍNIO PERDE 3 ELÉTRONS
2 ÁTOMOS PERDEM 6 ELÉTRONSCADA
ÁTOMO DE OXIGÊNIO GANHA 2 ELÉTRONS
3 ÁTOMOS GANHAM 6 ELÉTRONS

HÁ UM EQUILÍBRIO DE CARGAS

O número de elétrons que os dois átomos de alumínio perdem é igual ao número de elétrons que os 3 átomos de oxigênio ganham.

A FÓRMULA DE LEWIS (no desenho acima) ilustra bem essa situação.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:07

A HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA

Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade. A primeira descoberta científica de um elemento ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo.

Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação.

A primeira classificação foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos.

Veja, a seguir, um breve histórico:

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:07

ANTOINE LAVOISIER

E OS GRUPOS

Antoine Lavoisier (1743-94)

Primeiro químico a agrupar os vários elementos.

Classificação em grupos

Em 1789 Lavoisier publicou um dos livros mais influentes na química. Esse livro denominava-se de Traité Élémentaire de Chimie, e nele Lavoisier deu a conhecer uma lista de "substâncias simples que não poderiam ser decompostas por qualquer tipo de processo de análise", ou seja, deu a conhecer uma lista de elementos, dividindo-a em vários grupos.

No primeiro grupo ele colocou o oxigênio, o azoto ou nitrogênio, o hidrogênio, a luz e o calor.

No segundo grupo colocou o enxofre, o fósforo, o carbono, o cloro e o flúor. A estes elementos Lavoisier chamou-os de elementos "acídicos" uma vez que estes formavam um ácido quando reagiam com o oxigênio.

No terceiro grupo colocou os elementos metálicos: a prata, o arsênio, o bismuto, o cobalto, o cobre, o tungstênio e o zinco.

Finalmente no quarto grupo, colocou elementos a que chamou de simple earthy salt - forming substances: a lima (óxido de cálcio), a baryta (óxido de bário), a magnésia (óxido de magnésio), a alumina (óxido de alumínio) e a sílica (dióxido de silício). Lavoisier considerava este último grupo constituído por elementos uma vez que era difícil decompor estas substâncias em algo mais simples.

Sabemos agora que esses compostos não são mais do que combinações de vários elementos com o oxigênio que são difíceis de decompor.

J. W. DOBEREINER

E AS TRÍADES

J.W. Dobereiner (1780 -1849)

Agrupou os vários elementos em três
dando o nome de tríades.

O trabalho de Lavoisier foi bastante importante, uma vez que foi ele que implementou a idéia de que existe uma relação entre os vários elementos. Contudo, não conseguiu classificar os elementos tendo em conta uma propriedade específica desses mesmos elementos.

Foi Dobereiner, cientista alemão, que em 1817 tentou compor o "quebra-cabeça". Dobereiner percebeu que três elementos recentemente isolados, cálcio (Ca), estrôncio (Sr) e bário (Ba), tinham propriedades que eram muito semelhantes.

Pensou o seguinte: Se estes elementos eram muito semelhantes poderiam então ser relacionados quimicamente.

Observou o seguinte:

• O cálcio, o estrôncio e o bário existem naturalmente sob a forma de carbonatos e sulfatos que não se dissolvem na água e que não se decompõem facilmente quando aquecidos.

• Os cloretos de cálcio, estrôncio e bário são solúveis em água.

• Os óxidos quando dissolvidos em água dão origem a uma solução fortemente alcalina.

Estes três elementos foram isolados do mesmo modo; através da eletrólise de cloreto fundido por Davy em 1808.

Dobereiner observou também que a massa atômica relativa do estrôncio era praticamente a média aritmética das massas atômicas relativas dos elementos dos extremos, neste caso do cálcio, Ar (Ca) = 40, e do bário, Ar (Ba) = 137, (40 + 138) : 2 = 88,5.

A massa atômica do elemento central da tríade era supostamente a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formava outra.

Elemento Massa Atômica
Cálcio 40
Estrôncio 88 >>> (40 + 137) / 2 = 8,5
Bário 137

A esta série de três elementos que apresentavam propriedades muito semelhantes ele denominou de Tríades. Em anos mais tarde descobriu mais dois grupos de tríades constituídos pelos seguintes elementos: cloro, bromo e iodo e lítio, sódio e potássio.

Dobereiner verificou que para além das propriedades serem semelhantes verificava-se ainda que a média aritmética das massas atômicas relativas dos elementos extremos era praticamente igual à massa atômica relativa do elemento do meio. Pensou então que tinha descoberto a chave do problema: todos os elementos da natureza deveriam ser agrupados em grupos de três.

A descoberta de Dobereiner ficou conhecida como a Lei das Tríades. Contudo, nem todos os elementos se podiam classificar deste modo. Surgiu então uma nova classificação.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:15

JONH NEWLANDS

E AS OITAVAS

Propôs em 1863 a Lei das oitavas na qual os
elementos se agrupavam em oito
tal como acontece na escala musical.

Antes de se propor uma nova classificação, era necessário descobrir as massas atômicas relativas dos vários elementos que eram conhecidos.

Em 1864, Newlands ordenou os elementos então conhecidos por ordem crescente de massas atômicas relativas. Newlands verificou que se considerasse J. A. R. Newlands, uma classificação baseada na massa atômica relativa, um dado elemento (por exemplo, o lítio) apresentava propriedades semelhantes ao oitavo elemento a contar a partir dele (isto é, o sódio). A esta relação Newlands chamou a Lei das Oitavas, que dizia ser uma espécie de repetição tal como ocorre com as oitavas da escala musical.

Apesar de ter sido ridicularizado pela Sociedade de Química de Londres, Newlands sugere, com a Lei das Oitavas, uma classificação sistemática onde surge pela primeira vez o princípio envolvido na atual classificação dos elementos.

Mas Newlands viu que a sua lei apenas funcionava corretamente para as duas primeiras oitavas, na terceira e nas seguintes não se verificava. Foram encontrados então dois grandes erros:

• em algumas colunas onde se encontram elementos com propriedades semelhantes, há elementos que não deveriam pertencer a essa coluna — por exemplo, os metais cobalto e níquel que se encontram entre o cloro e o bromo. Esta foi uma das razões para que a classificação de Newlands não fosse aceite.

Mas existe ainda mais um erro:

• O telúrio (Te) foi colocado antes do iodo, mas a sua massa atômica relativa é maior.

H	Li	Be	B	C	N	O
F	Na	Mg	Al	Si	P	S
Cl	K	Ca	Cr	Ti	Mn	Fe
Co,Ni	C	Zn	Y	In	As	Se
Br	Rb	Sr	Ce,La	Zr	Di,Mo	Ro,Ru
Pd	Ag	Cd	Sn	U	Sb	Te
I	Cs	Ba,V	Ta	W	Nb	Au
Pt,Ir	Os	Hg	Tl	Pb	Bi	Th

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:17

LOTHAR MEYER

E AS CURVAS

(1830 – 95)

Relacionou o volume atômico
com o número atômico dos elementos.

Em 1864 Lothar Meyer, químico alemão, estudou a relação existente entre o volume atômico dos elementos e as respectivas massas. Ele representou graficamente o volume atômico em função da massa atômica relativa.

Se repararmos, o lítio, sódio e potássio correspondem aos pontos mais altos da curva, assim como o rubídio e o césio, todos eles pertencem à mesma família. Foi fácil "construir" esta família, mas para formar outros grupos foi um pouco mais complicado uma vez que era mais difícil relacionar a sua posição relativa.

Da curva de Lothar Meyer foi possível chegar a uma classificação periódica dos elementos que tinham propriedades semelhantes.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:17

A curva demonstra que existe uma relação entre o volume atômico e a massa atômica relativa.

Dimitri Ivanovitch Mendeleev, um químico russo que trabalhava em conjunto com Lothar Meyer publicou em 1869 o seu trabalho. Mendeleev começou por estudar com especial cuidado os elementos constituintes de substâncias que se nos deparam no nosso dia-a-dia, como a água, os compostos orgânicos e o sal (cloreto de sódio).

Continuou o seu trabalho convencido de que todas as substâncias puras existentes, elementares ou compostas, eram formadas de diferentes modos, a partir das diversas classes de átomos — os elementos químicos — resultando daí propriedades específicas para essas substâncias.

Pela análise cuidadosa, descobriu as propriedades de alguns elementos mais comuns na Natureza (hidrogênio, carbono, azoto, oxigênio, cloro, etc.), e anotou-as em cartões, um para cada elemento. Procurou, depois, dispor esses cartões de várias maneiras, de modo a encontrar a melhor forma de classificá-los.

E, aí, fez-se luz no seu espírito!

Os elementos ordenados segundo o valor do seu peso atômico apresentavam uma periodicidade nas suas propriedades! Eles deveriam, pois, ser arrumados de modo a que esta periodicidade fosse visível. Mendeleev tinha feito o mesmo que Newlands, mas com duas grandes diferenças:

• Mendeleev assumiu que a posição relativa de alguns elementos deveria ser alterada. Assim, por exemplo, o telúrio deveria ser colocado antes do iodo, embora a sua massa atômica relativa seja 127,60 e a do iodo seja 126,90. Assinalou também as inversões de outros pares de elementos como o árgon e o potássio, cobalto e níquel e tório e protactínio.

• Quando Mendeleev elaborou o seu quadro periódico alguns elementos ainda estavam por descobrir, pelo que deixou alguns espaços em branco.

A genialidade e ousadia de Mendeleev tornaram-se evidentes por ter previsto a existência de elementos então desconhecidos baseando-se na sua classificação.

Mendeleev deixou alguns espaços vazios na sua tabela para elementos como o ekaboro, o eka-alumínio e o eka-silício, que foram descobertos posteriormente e que se conhecem, atualmente, com os nomes de escândio, gálio e germânio, respectivamente.

Exemplo: No caso do germânio, Mendeleev previu uma massa atômica de 72 quando experimentalmente se verificou que é de 72,6 e uma densidade de 5,5 quando experimentalmente é de 5,47. Na tabela que construiu, Mendeleev associou os elementos de tal modo que:

• Os que constituem um grupo eram dotados de comportamento químico semelhante;

• Havia um diferencial gradual nas propriedades reveladas pelos elementos dos vários grupos, sendo o sódio e o cloro os que mais se afastavam entre si pelos valores que apresentavam para essas propriedades;

• Percorrendo a sua tabela, de elemento para elemento, por ordem crescente de massas atômicas, iam-se encontrando periodicamente os elementos de um mesmo grupo.

Daí a designação de Tabela Periódica dos Elementos.

O sistema periódico de Mendeleev obteve um grande êxito e é uma ferramenta imprescindível para os químicos atuais. Não obstante, esta classificação periódica não está isenta de defeitos. Assim, por exemplo, existem discrepâncias ao ordenar os elementos atendendo às suas massas atômicas. Também não é fácil encontrar uma única ligação para o hidrogênio dado que as suas propriedades são muito peculiares. Existe ainda uma separação nítida entre metais e não-metais, especialmente nos grupos centrais do sistema periódico.

por Conteúdo patrocinado