Re: O Átomo

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:18

Tabela periódica dealizada por Dimitri Mendeleev

Com o evoluir da Física no século XX e o conhecimento da estrutura do átomo, os cientistas começaram a interrogar-se sobre a periodicidade das propriedades químicas dos elementos, se esta não seria uma conseqüência da estrutura interna do átomo.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:19

A descoberta do número atômico

Foi Moseley quem, ao considerar como unitária a carga do núcleo do átomo de hidrogênio, provou que as cargas positivas dos núcleos de todos os átomos são múltiplas daquele, designando-se esse número por número atômico que se representa por Z.

Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo, era sempre o mesmo. Moseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleyev desapareceram.

Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna esta baseada no número atômico dos elementos. A tabela atual se difere bastante da de Mendeleyev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, com as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.

As últimas modificações

A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. À partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102). Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídeos.

Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho. O elemento 106 da tabela periódica é chamado seabórgio, em sua homenagem.O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usado atualmente, é recomendado pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 à 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.

Na Tabela Periódica moderna, os elementos são colocados em ordem crescente de número atômico.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:19

CONSTRUÇÃO

DA TABELA PERIÓDICA

DESENVOLVIMENTOS PRELIMINARES

Desde os primórdios, os químicos são responsáveis pela evolução do conceito de periodicidade química (periodicidade significa ocorrer regularmente ou intermitentemente. Um exemplo familiar de periodicidade é a ocorrência da maré no oceano, duas vezes ao dia).

O alemão Lothar Meyer e o russo Dimitri Mendeleyev fizeram mais do que quaisquer outros. Posicionando-a sobre um firme fundamento experimental. Trabalhando independentemente, eles descobriram a lei periódica e publicaram a tabela periódica dos elementos. Meyer publicou primeiro em 1864 e em 1869 expandiu sua tabela para mais de 50 elementos.

Ele demonstrou a variação de propriedades periódicas, como o volume molar, o ponto de ebulição e a dureza, como uma função da massa atômica. No mesmo ano Mendeleyev publicou os resultados de seu trabalho, incluindo sua própria versão da tabela periódica. Nos anos seguintes, ele prosseguiu em seu estudo, em 1871 publicou a versão mostrada na figura.

Com esta tabela, ele previu a existência dos elementos gálio e germânio e estimou suas propriedades com grande exatidão. Demonstrou-se assim o valor da tabela periódica na organização do conhecimento químico.

Em suas tabelas periódicas, Meyer e Mendeleyev listaram os elementos em ordem crescente de massa atômica. (Nesta época, as massas atômicas eram conhecidas, mas os números atômicos não.)

Atualmente, sabemos que a periodicidade é mais facilmente visualizada se a listagem for feita em ordem crescente do número atômico. Este fato ocasiona, em alguns casos, uma pequena diferença na seqüência dos elementos, pois, numa comparação entre dois elementos, o que tem maior número atômico em geral tem a maior massa atômica. (Entretanto, existem umas poucas exceções; compare o potássio, Z=19, com argônio, Z=18, ou o iodo, Z=53, com o telúrio, Z=52).

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:20

PERIODICIDADE: UMA DESCRIÇÃO MODERNA

A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, seqüencialmente em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades. Para melhor entendimento, considere, na figura a seguir, a seqüência da primeira parte dessa lista de elementos.

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Na ilustração a posição de cada elemento, na seqüência, é marcada por um círculo, quadrado ou triângulo. Ao examinarmos esta lista, um conjunto de elementos que atrai nossa atenção é o dos gases nobres (quadrado, nos diagramas). Recebem esta denominação todos os gases que, a temperatura e pressões ordinárias ou comuns, são pouco ativos quimicamente, ou nobres. O termo "nobre" está relacionado ao fato de que os metais preciosos como prata, ouro, platina e outros poucos reativos, foram a princípio denominados metais nobres.

Os gases nobres

Hélio                             (He, Z=2)
Neônio                      (Ne, Z=10)
Argônio                    (Ar, Z=18)
Criptônio        (Kr, Z=36)
Xenônio                  (Xe, Z=54)
Radônio                  (Rn, Z=86)

Ao olharmos para um elemento imediatamente posterior a um gás nobre, encontramos um metal ativo que reage vigorosamente com uma grande variedade de substâncias, inclusive com a água. Esta família de elementos é chamada de metais alcalinos, e cada elemento é designado por um triângulo na figura anterior.

Os metais alcalinos

Lítio                         (Li, Z=3)
Sódio                   (Na, Z=11)
Potássio    (K, Z=19)
Rubídio              (Rb, Z=37)
Césio                    (Cs, Z=55)
Frâncio               (Fr, Z=87)

Os elementos imediatamente anteriores aos gases nobres, exceto o hidrogênio, são todos altamente reativos, semelhantes quimicamente aos não-metais, e são chamados halogênios. Estão designados por círculos na figura anterior.

Os halogênios

Flúor              (F, Z=9)
Cloro              (Cl, Z=17)
Bromo         (Br, Z=35)
Iodo                  (I, Z=53)
Astato           (At, Z=85)

Embora algumas das propriedades do hidrogênio sejam semelhantes às dos halogênios, o hidrogênio não é classificado com halogênio. As propriedades do hidrogênio ocupam uma classe particular.

Considerando essas três famílias de elementos, encontramos a seqüência halogênio-gás-nobre-metal alcalino que se repete periodicamente. (A periodicidade química pode ser posteriormente demonstrada pela inclusão de outras famílias de elementos em um estudo similar).

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:21

A TABELA PERIÓDICA MODERNA

A repetição verificada na lei periódica é a base da estrutura da tabela periódica moderna, na qual as famílias de elementos com propriedades químicas semelhantes são distribuídas em colunas verticais chamadas grupos.

Grupos

Os grupos maiores consistem em cinco ou seis elementos e são chamados grupos representativos, principais ou grupos A. São enumerados de IA até VIIA, mais o grupo 0. (O grupo 0 consiste nos gases nobres e algumas vezes é chamado grupo VIIIA.) Comumente, o “A” é omitido nestas designações, e assim os halogênios correspondem ao grupo VIIA ou grupo VII. Os elementos destes grupos são conhecidos como elementos representativos.

Os grupos menores encontrados na região central da tabela periódica são chamados grupos de transição, subgrupos ou grupos B. São enumerados por algarismos romanos e pela letra B. Os elementos deste grupo são conhecidos como elementos de transição.

Por muitos anos, houve um desacordo internacional quanto aos grupos que seriam designados por A e por B. O sistema descrito há pouco é comum nos Estados Unidos, mas alguns publicam tabelas periódicas, comercialmente, usando as letras A e B de forma trocada. Em 1990, a IUPAC publicou a recomendação final para um novo sistema que não usa letras e os grupos passariam a ser enumerados com algarismos arábicos de 1 a 18 (da esquerda para a direita). Na figura a seguir, a numeração dos grupos de acordo com este novo sistema é mostrada acima da designação tradicional.

Períodos

As filas horizontais da tabela periódica são chamadas períodos e são enumeradas com algarismos arábicos de 1 a 7. Observe que os períodos variam grandemente em comprimento: o primeiro período consiste em somente dois elementos, o sexto período consiste em 32 elementos, em parte porque estão incluídos os lantanóides (O termo lantanóide é recomendado pela IUPAC, embora não seja de uso comum dos Estados Unidos. Um termo mais antigo é elemento terra-rara), que são 14 elementos, do lantânio (Z=57) até o itérbio (Z=70).

O sétimo período também consiste (potencialmente) em 32 elementos, pois estão incluídos os 14 elementos actinóides (A IUPAC recomenda o termo actinóide. Um termo mais antigo é elemento terra-rara pesado), do actínio (Z=89) ao nobélio (Z=102). Os lantanóides e actinóides são conjuntamente chamados elementos de transição interna.

Observe que o hidrogênio é posicionado, isoladamente, na parte superior da tabela periódica. Isto é feito porque as propriedades do hidrogênio são particulares. Algumas versões da tabela periódica posicionam o hidrogênio acima do lítio (grupo IA) e outras, acima do flúor (grupo VIIA). Contudo, o hidrogênio pouco apresenta das propriedades dos metais alcalinos ou dos halogênios.

Cada novo período, após o primeiro na tabela periódica, tem início com um metal alcalino (grupo IA) e termina com um gás nobre (grupo 0). Entre os elementos, alguns têm nomes especiais: alcalinos terrosos, do grupo IIA, calcogênios do grupo VIA e, como mencionamos anteriormente, os elementos do grupo VIIA são denominados halogênios.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:21

NOMES ESPECIAIS

Os grupos dos elementos representativos podem ser designados por nomes especiais:

Nome do grupo	Grupo	Elementos	Distribuição eletrônica na última camada
Metais alcalinos	1 (IA)	Li, Na, K, Rb, Cs Fr	s¹
Metais alcalinos terrosos	2 (IIA)	Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra	s²
Grupo do boro ou dos metais terrosos	13 (IIIA)	B, Al, Ga, In, Tl	s² p¹
Grupo do carbono	14 (IVA)	C, Si, Ge, Sn, Pb	s² p²
Grupo do nitrogênio	15 (VA)	N, P, As, Sb, Bi	s² p³
Calcogênios	16 (VIA	O, S, Se Te, Po	s² p⁴
Halogênios	17 (VIIA)	F, Cl, Br, I, At	s² p⁵
Gases raros ou gases nobres	18 (VIIIA)	He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn	s² p⁶

Observações:

1. Observe que nos elementos representativos o número de elétrons da última camada é igual ao numeral romano da nomenclatura tradicional, ou igual ao último algarismo do número IUPAC do grupo.

2. Observe que o hidrogênio, apesar de constar na primeira coluna da tabela, não é considerado um elemento do grupo dos alcalinos por apresentar características especiais.

3. O grupo 18 já foi chamado de grupo 0 (zero), pois se acreditava que seus elementos não reagissem com nenhum átomo. Por essa aparente propriedade, esses elementos eram também chamados de gases inertes.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:22

PROPRIEDADES

PROPRIEDADES APERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

São as propriedades cujos valores só aumentam ou só diminuem com o número atômico, são propriedades que não se repetem em ciclos ou períodos. Entre elas podemos citar:

MASSA ATÔMICA

Cresce à medida que o número atômico aumenta (massa atômica é a massa do átomo medida em unidades de massa atômica, u);

CALOR ESPECÍFICO

Decresce à medida que o número atômico aumenta (calor específicos é a quantidade de calor necessária para elevar de 1°C a temperatura de 1g do elemento).

PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

Na tabela periódica os elementos estão organizados em ordem crescente de números atômicos e por semelhança de configurações eletrônicas:

Numa mesma linha horizontal (período), ficam dispostos os elementos que possuem o mesmo número de camadas eletrônicas.
Numa mesma linha vertical (grupo), ficam os elementos que possuem configurações eletrônicas semelhantes no subnível mais energético.

Essas semelhanças estão geralmente associadas a propriedades semelhantes. Veremos nesta seção que existem certas propriedades, como tamanho do átomo, densidade, pontos de fusão a de ebulição etc., que se repetem a cada período e que por isso são chamadas propriedades periódicas.

Cada uma dessas propriedades depende de pelo menos dois fatores. É o balanço entre esses fatores que irá determinar a variação de cada propriedade.

A seguir, algumas delas:

Variação do Volume Atômico
Variação da Densidade
Variação dos Pontos de Fusão (Energia de Ionização)
Variação da Afinidade Eletrônica (Eletroafinidade)
Eletronegatividade

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:22

VARIAÇÃO DO

RAIO ATÔMICO

O tamanho de um átomo é difícil de ser medido, pois os elétrons não estão localizados em uma distância definida ao redor do núcleo, mas sim permanecem em constante movimento.

Para contornar essa dificuldade, podemos fazer a seguinte simplificação: vamos considerar os átomos como se tivessem forma esférica e estivessem em contato uns com os outros. Nessa situação, o raio atômico (r) será igual à metade da distância (d) entre os núcleos de dois átomos vizinhos.

Se percorrermos os períodos da esquerda para a direita, encontraremos cargas nucleares (números de prótons) progressivamente maiores. Quanto maior a carga nuclear, maior a força de atração que o núcleo exercerá sobre os elétrons. Essa força fará os elétrons ficarem mais próximos do núcleo, diminuindo, assim, o tamanho do átomo.

Em resumo:

Ao longo de um mesmo período, o raio atômico diminui da esquerda para a direita.

Se percorrermos um grupo de cima para baixo, o número de camadas e a carga nuclear aumentarão. No entanto, esses dois fatores agem em sentidos opostos: quanto maior o número de camadas, maior o tamanho do átomo, e quanto maior a carga nuclear, menor o átomo será. Qual dos dois fatores predominará?

Ocorre, nesse caso, o chamado efeito de blindagem: a força de atração entre a carga do núcleo a os elétrons das camadas mais externas sofre um enfraquecimento devido à presença dos elétrons das camadas mais internas. Em outras palavras, os elétrons (negativos) que estão entre o núcleo e a camada mais externa neutralizam em parte a carga positiva do núcleo, o que diminui a força de atração entre o núcleo a os elétrons mais externos. Esses últimos elétrons, por essa razão, ficarão mais distantes do núcleo, o que resultará num maior tamanho do átomo.

Portanto, ao longo dos grupos, a influência do número de camadas é mais intensa que a da carga nuclear. Assim sendo, à medida que percorrermos os grupos de cima para baixo, o número de camadas aumentará, favorecendo o aumento do raio atômico.

Podemos, então, dizer que:

Ao longo de um mesmo grupo, o tamanho dos átomos aumenta de cima para baixo.

Essas conclusões obtidas até agora podem ser assim resumidas:

O raio atômico aumenta da direita para a esquerda ao longo dos períodos e de cima para baixo ao longo dos grupos.

Gráfico do raio atômico em função do número atômico

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:23

VARIAÇÃO DO

VOLUME ATÔMICO

Apesar do nome, o volume atômico não é o volume de um único átomo, mas o volume ocupado por um conjunto de 6,02 x 1023 átomos do elemento no estado sólido.

Aparentemente, poderíamos realizar o seguinte raciocínio: se o volume atômico corresponde a 6,02 x 1023 átomos então o volume de um só átomo seria determinado dividindo-se o volume atômico por 6,02 x 1023. Entretanto, esse raciocínio não é válido porque no estado sólido todos os elementos apresentam seus átomos separados por uma certa distância. A mera divisão dos valores forneceria um resultado maior que o volume real de um átomo.

Portanto, numa definição mais precisa:

O volume atômico corresponde ao volume de 6,02 x 1023 átomos do elemento no estado sólido mais o volume dos espaços vazios entre esses átomos.

Esses espaços variam em função da maneira como os átomos do elemento se ajustam uns aos outros. Os elementos localizados do centro à direita da tabela periódica apresentam uma estrutura mais espaçada, ou seja, seus átomos tendem a permanecer mais distanciados uns dos outros do que os elementos situados do centro à esquerda. Essa informação será importante para compreendermos como o volume atômico varia ao longo dos grupos e períodos.

Percorrendo os grupos de cima para baixo, o raio atômico aumenta e o volume atômico também. Em relação aos períodos, temos dois casos:

Elementos localizados do centro para a direita – Embora o raio atômico diminua, o volume atômico aumenta. Como dissemos, isso ocorre porque os átomos desses elementos, mesmo tendo um pequeno raio, tendem a permanecer muito afastados entre si. Como resultado, seu volume atômico aumenta em direção à direita do período.
Elementos localizados do centro para a esquerda – O raio aumenta, mas o espaçamento entre os átomos vai se tornando tão pequeno que passa a prevalecer a influência do raio atômico. Portanto, para esses elementos o volume atômico aumenta em direção à esquerda do período.

Em resumo:

Ao longo dos grupos, o volume atômico aumenta de cima para baixo;
ao longo dos períodos, ele aumenta do centro para as extremidades.

Gráfico do volume atômico em função do numero atômico.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:24

VARIAÇÃO DA

DENSIDADE ATÔMICA

Vimos que densidade é a relação entre a massa (m) e o volume (V) ocupado por essa massa:

Essa relação nos mostra que, para massas iguais, quanto menor o volume, maior será a densidade.

Uma vez que o volume atômico aumenta do centro para as extremidades nos períodos, então a densidade (que varia inversamente com o volume) aumentará das extremidades para o centro. Em outras palavras, a densidade aumenta no sentido inverso do volume.

Quanto à variação da densidade nos grupos, temos de considerar o seguinte: como o volume atômico aumenta de cima para baixo, poderíamos pensar que a densidade diminuiria nesse sentido. Ocorre, porém, que a massa dos átomos também aumenta de cima para baixo. Esse aumento é tão intenso que supera o aumento do volume. Isso faz, então, com que nos grupos a densidade aumente de cima para baixo.

Resumindo:

Nos períodos, a densidade aumenta das extremidades para o centro;
nos grupos, ela aumenta de cima para baixo.

Gráfico da densidade em função do número atômico

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:24

VARIAÇÃO DOS

PONTOS DE FUSÃO

E DE EBULIÇÃO

A distancia entre as partículas que formam qualquer substância varia conforme o estado físico em que o material se encontra. No estado sólido as partículas estão mais próximas entre si, e no gasoso, mais distantes. No estado líquido elas estão a uma distância intermediária.

As partículas de qualquer substância são mantidas juntas como conseqüência de forças de atração que se formam entre elas. No estado sólido essas forças são maiores do que no líquido e neste, maiores do que no estado gasoso.

Quando aquecemos um material sólido, suas partículas passam a se movimentar mais intensamente. Prosseguindo o aquecimento, elas chegarão a superar as forças de atração que as mantêm juntas. Quando essas forças são superadas, atinge-se a temperatura de fusão, e o sólido começa a derreter, passando para o estado líquido, no qual as partículas permanecem geralmente mais afastadas.

Continuando o aquecimento, as partículas passarão a se movimentar ainda mais intensamente, até romper as forças de atração que existem no estado líquido. Quando essas forças são vencidas, atinge-se a temperatura de ebulição, ou seja, o liquido começa a ferver e passa para o estado gasoso, no qual as partículas estão ainda mais afastadas.

No caso dos elementos puros, em geral, quanto maiores são essas forças, mais próximos os átomos permanecem. Isso confere ao elemento uma estrutura mais compacta e uma densidade maior. Além disso, quanto maiores essas forças, maior é a temperatura necessária para separar os átomos. Assim sendo, os pontos de fusão e de ebulição tendem a aumentar com a densidade.

Assim:

Ao longo dos períodos, os pontos de fusão e de ebulição aumentam das extremidades para o centro (tal como a densidade); ao longo dos grupos, eles aumentam de cima para baixo, com exceção dos grupos 1 (IA) e 2 (IIA), nos quais o aumento é de baixo para cima.

Além dessa periodicidade, há outras informações relacionadas ao estado físico que chamam a atenção:

O elemento de menor ponto de fusão (-269 °C) é o hélio (Z = 2).
Os maiores pontos de fusão são 3.410°C, para o tungstênio (Z = 74), e 3.500°C, para o carbono (Z = 6).
O carbono, por sua posição na tabela periódica, deveria ter um ponto de fusão menor. Essa exceção deve-se, porém, ao fato de seus átomos se disporem de tal maneira que as forças de atração entre eles se tornam muito intensas.
O elemento gálio (Z = 31) é um metal com temperatura de fusão tão baixa (30°C) que derrete, como se fosse manteiga, em contato com o calor da mão. (A temperatura do corpo humano é de 37°C, aproximadamente).
De todos os elementos, somente o mercúrio (Z = 80) e o bromo (Z = 35) são líquidos à temperatura ambiente (25°C). No estado gasoso temos o hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, flúor, cloro e os gases nobres (grupo 18 ou VIIIA). No estado sólido estão todos os outros elementos (ver tabela periódica)

Gráfico do ponto de fusão em função do número atômico

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:25

VARIAÇÃO DO

POTENCIAL (OU ENERGIA)

DE IONIZAÇÃO

Para retirar os elétrons mais externos de um átomo, é necessária uma certa quantidade de energia. Essa energia precisará ser grande se os elétrons estiverem fortemente atraídos pelo núcleo do átomo, mas poderá ser pequena se eles estiverem fracamente atraídos.

Essa maior ou menor atração que o núcleo exerce sobre os elétrons depende de dois fatores:

Carga nuclear (que é positiva e corresponde ao número de prótons);
Tamanho do átomo (que pode ser expresso através do raio atômico).

Quanto maior a carga positiva do núcleo, maior a atração sobre os elétrons. Quanto menor o tamanho do átomo, mais próximos os elétrons estão do núcleo e maior será a força de atração. Desse modo, em um átomo com maior carga nuclear e menor tamanho, exige‑se maior energia para arrancar um dos elétrons do que em um átomo com menor carga nuclear e maior tamanho.

A energia exigida para arrancar um, dois ou mais elétrons de um átomo é chamada energia de ionização ou potencial de ionização.

Há diferentes potenciais de ionização para um mesmo átomo:

Damos o nome de primeiro potencial de ionização à energia mínima necessária para retirar completamente um elétron da camada mais externa, estando esse átomo rio estado fundamental e era estado gasoso (O estado gasoso é tomado como referência porque nele os átomos ficam isolados uns dos outros, sem interferências mútuas. Desse modo, a energia necessária para retirar o elétron é exatamente igual à energia com que o elétron é atraído pelo núcleo).
O segundo potencial de ionização, por sua vez, corresponde à retirada do segundo elétron.
O mesmo ocorre com o terceiro e os demais potenciais.
Quando não for especificada a ordem do potencial, entendemos tratar-se do primeiro.

À medida que retiramos o primeiro, o segundo e o terceiro elétron de um mesmo átomo, o potencial de ionização vai sempre aumentando, pois a força de atração entre o núcleo e os elétrons restantes vai se tornando cada vez maior. Isso ocorre pela seguinte razão: à medida que os elétrons vão sendo retirados, o íon vai assumindo cargas positivas cada vez maiores (+1, +2, +3 etc.), que vão atraindo com mais força os elétrons restantes. Torna-se necessária, por isso, urna energia cada vez maior para separar esses elétrons do átomo.

O potencial de ionização é medido em unidades especiais. A mais comumente utilizada chamada elétron-volt (eV).

Na tabela periódica, à medida que acompanhamos um período da esquerda para a direita, a carga do núcleo aumenta e o raio atômico diminui. Isso provoca um aumento da atração do núcleo pelos elétrons, com um conseqüente aumento da energia de ionização.

Acompanhando um grupo de baixo para cima, o raio atômico (e portanto o tamanho dos átomos) diminui, e os elétrons vão ficando cada vez mais próximos do núcleo, aumentando a força de atração entre eles e o núcleo. Isso faz com que a energia de ionização, necessária para desprendê-los do átomo, cresça também.

Resumindo, podemos dizer que:

Ao longo dos períodos, o potencial de ionização aumenta da esquerda para a direita; ao longo dos grupos, ele aumenta de baixo para cima, em variação contrária à dos raios atômicos.

Gráfico do primeiro potencial de ionização em função do número atômico

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:26

VARIAÇÃO DA
AFINIDADE ELETRÔNICA

(OU ELETROAFINIDADE)

Existem átomos que, apesar de já possuírem todos os seus próprios elétrons, podem ainda receber elétrons extras com muita facilidade. Essa capacidade é conhecida como afinidade por elétrons ou eletroafinidade.

Átomos de elementos com alta eletroafinidade, ao receberem elétrons extras, transformam-se em íons negativos (ânions) bastante estáveis. Já os átomos que não aceitam elétrons facilmente (ou seja, de elementos com baixa eletroafinidade) formam ânions bastante instáveis.

Afinidade eletrônica ou eletroafinidade é a medida da capacidade de um átomo em receber um ou mais elétrons. Essa capacidade se refere a átomos isolados (o que ocorre no estado gasoso).

A energia envolvida na afinidade eletrônica pode ser medida nas mesmas unidades do potencial de ionização. Geralmente, a unidade utilizada é o elétron-volt.

O valor da eletroafinidade é, na maioria das vezes, negativo, embora possa também ser positivo (ao contrário do potencial de ionização, que é sempre positivo).

Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a facilidade do átomo para receber um ou mais elétrons. Contrariamente, quanto mais positivo esse valor, mais será preciso "forçar" o átomo para que receba elétrons.

Tal como o potencial de ionização, a variação da afinidade eletrônica na tabela periódica tende a ser contrária à variação do raio atômico.

Ao percorrermos um período da esquerda para a direita, o raio atômico diminui. Com isso, a atração que o núcleo exerce sobre os elétrons se torna maior, o que aumenta a afinidade eletrônica.

Ao longo dos grupos, o raio atômico diminui de baixo para cima, e, pelo mesmo raciocínio, a eletroafinidade aumenta nesse sentido.

Os átomos dos halogênios (grupo 17 ou VIIA) têm grandes valores negativos de afinidade eletrônica. De fato, esses átomos recebem elétrons com muita facilidade, e os ânions por eles formados (F^-, Cl^-, Br^-, I^-) têm estabilidade muito grande.

Em oposição, os átomos dos gases nobres (grupo 18 ou VIIIA) têm valores positivos de afinidade eletrônica, revelando sua dificuldade em receber elétrons e formar ânions.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:26

ELETRONEGATIVIDADE

Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons de outro átomo quando os dois formam uma ligação química.

Assim, um átomo que, quando isolado, possui grande potencial de ionização e grande afinidade eletrônica também apresentará, quando ligado a outro átomo, grande atração por elétrons, ou seja, terá uma alta eletronegatividade.

Podemos dizer que a eletronegatividade depende de dois fatores: tamanho do átomo e número de elétrons na última camada. Já conhecemos a influência do primeiro desses fatores: quanto menor é o átomo, maior é sua capacidade de atrair elétrons, já que a distância destes ao núcleo é menor.

O segundo fator se deve à tendência que os átomos possuem de se tornarem mais estáveis quando completam oito elétrons na última camada. Átomos com maior número de elétrons na última camada exercem maior atração sobre os elétrons de outros átomos. É o balanço entre esses fatores que determina qual, dentre dois átomos, é o mais eletronegativo.

Por exemplo, o cloro tem sete elétrons na última camada e o oxigênio, seis. Se fosse considerado apenas esse fator, o cloro seria mais eletronegativo que o oxigênio por precisar de apenas um elétron para completar o octeto. Entretanto, o átomo de oxigênio é tão menor que o de cloro que essa característica acaba por superar o outro fator. Como resultado, o oxigênio se revela mais eletronegativo que o cloro. Isso nos permite dizer que, de modo geral:

Quanto menor o átomo e maior o número de elétrons na última camada, maior é sua eletronegatividade.

Para medir o quanto um átomo é mais ou menos eletronegativo que outro, foi proposta por Linus Pauling uma escala que atribui o valor 4,0 para o átomo de maior eletronegatividade, que é o de Flúor.

Os valores para os outros átomos são então determinados por comparação. Por exemplo, e possível demonstrar, por experimentos, que o átomo de boro atrai os elétrons com a metade da força do flúor. Conseqüentemente, o valor da eletronegatividade do boro, nessa escala, é 4/2 = 2. Já o átomo de alumínio atrai os elétrons com três oitavos da força em relação ao flúor; isso significa que a eletronegatividade do Al na escala de Pauling é 4 . 3/8 = 1,5.

Gráfico da eletronegatividade em função do número atômico

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:28

Energia Nuclear - Radioatividade

Breve histórico

A radioatividade foi descoberta em 1896 pelo físico francês Antoine Henri Becquerel após observar que o sulfato duplo de Potássio e Uranila “K2UO2(SO4)2” emitia raios desconhecidos que impressionavam chapas fotográficas cobertas com papel escuro.

Essa descoberta provocou um intenso interesse ao casal de cientistas Marie e Pierre Curie que trabalhavam no mesmo laboratório de Becquerel. Em 1898 o casal Curie após intensas pesquisas descobriu um elemento 400 vezes mais radioativo que o urânio, elemento esse que foi denominado Polônio em homenagem ao país de origem de Marie Curie, logo após o casal descobriu um elemento 2000 vezes mais radioativo que o urânio que nomearam Rádio.

Com o avanço das pesquisas E. Rutherford descobriu as radiações alfa ( ) e beta ( ) o que foi fundamental para a descoberta do seu modelo atômico em 1911 iniciando uma teoria que serviu como base para a explicação dos fenômenos radioativos.

Em 1934, o físico italiano Enrico Fermi bombardeou átomos de urânio com nêutrons (Descobertos por Chadwick) obtendo átomos maiores (Elementos Transurânicos). Esse fato portanto não foi bem esclarecido por ele sendo melhor compreendido quando em 1938 os cientistas Otto Hahn e Strassmann repetindo a experiência de Fermi observou a presença de Bário na amostra radioativa. Fato este que foi explicado pelos cientistas Lise Meitner e Frisk que interpretaram como a quebra do núcleo de urânio (fissão nuclear) provocando a formação de átomos menores e nêutrons e liberando uma quantidade enorme de energia.

Em 1939 Fermi declarou ser possível uma reação nuclear em cadeia (nêutrons liberados na desintegração de U235 poderiam incidir em novos átomos vizinhos provocando novas desintegrações e assim sucessivamente) abrindo as portas para a produção em larga escala de energia a partir do processo de fissão transformando matéria em energia segundo a equação de Albert Einstein, E = mc2.

Assim, em 1942 o primeiro reator utilizando U235 começou a ser construído no Estados Unidos, reator esse que foi utilizado como base na fabricação da primeira bomba atômica. Em 6 de agosto de 1945 os EUA lançaram sobre a cidade de Hiroshima uma bomba atômica chamada Little Boy cuja potência era de aproximadamente 21 Kton ( 1Kton = 1000 Toneladas de TNT) matando aproximadamente 80.000 pessoas e ferindo cerca de 70.000, em 10 de agosto outra bomba foi lançada sobre a cidade de Nagasaki com saldo de 40.000 mortos e 30.000 feridos sendo que a grande maioria das pessoas envolvidas eram civis.

Outro processo para produção de energia é o que utiliza fusão nuclear, núcleos de átomos de hidrogênio se fundem produzindo helio e convertendo também uma parte da matéria em energia. Esse processo culminou com desenvolvimento em 1952 da primeira bomba de hidrogênio (fusão nuclear), muito mais potente que a bomba atômica (fi ssão nuclear). A bomba de hidrogênio tem uma potencia mínima de 10 Mton (1 Mton = 1.000.000 de toneladas de TNT) sendo que já foram testadas bombas com até 110Mton, poderosa sufi ciente para destruir qualquer metrópole mundial.

O desenvolvimento da tecnologia para aplicação da radioatividade pode produzir energia útil (usinas nucleares) ou artefatos bélicos levando a destruição de grande parte da humanidade o que nos leva a uma discussão ética sobre o seu uso.

O Átomo - Página 3 NuclearFission3

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:29

Energia nuclear

O que é?
Os átomos de alguns elementos químicos apresentam a propriedade de, através de reações nucleares, transformar massa em energia. Esse princípio foi demonstrado por Albert Einstein. O processo ocorre espontaneamente em alguns elementos, porém em outros precisa ser provocado através de técnicas específicas.

Existem duas formas de aproveitar essa energia para a produção de eletricidade: A fissão nuclear, onde o núcleo atômico se divide em duas ou mais partículas, e a fusão nuclear, na qual dois ou mais núcleos se unem para produzir um novo elemento.

A fissão do átomo de urânio é a principal técnica empregada para a geração de eletricidade em usinas nucleares. É usada em mais de 400 centrais nucleares em todo o mundo, principalmente em países como a França, Japão, Estados Unidos, Alemanha, Suécia, Espanha, China, Rússia, Coréia do Sul, Paquistão e Índia, entre outros.

Hoje, 17% da energia elétrica no mundo, é gerada através de fonte nuclear e este percentual tende a crescer com a construção de novas usinas, principalmente nos países em desenvolvimento (China, Índia, etc.). Os Estados Unidos, que possuem o maior parque nuclear do planeta, com 103 usinas em operação, estão ampliando a capacidade de geração e aumentando a vida útil de várias de suas centrais. França, com 58 reatores, e Japão, com 56, tambem são grandes produtores de energia nuclear, seguidos por Rússia(31) e Coréia do Sul (20).

A maior vantagem ambiental da geração elétrica através de usinas nucleares é a não utilização de combustíveis fósseis, evitando o lançamento na atmosfera dos gases responsáveis pelo aumento do aquecimento global e outros produtos tóxicos. Usinas nucleares ocupam áreas relativamente pequenas, podem ser instaladas próximas aos centros consumidores e não dependem de fatores climáticos (chuva, vento, etc.) para o seu funcionamento.

Além disso, o urânio utilizado em usinas nucleares é um combustível de baixo custo, uma vez que as quantidades mundiais exploráveis são muito grandes e não oferecem risco de escassez em médio prazo.

Pesquisas de opinião realizadas na Europa, nos Estados Unidos e na Ásia demonstram que a população aceita a construção de novas usinas nucleares e a substituição de plantas antigas por novas.

Ambientalistas prestigiados como James Lovelock (autor da “Teoria de Gaia”) e e Patrick Moore (fundador do Green Peace) são unânimes em declarar que não se pode abdicar da energia nuclear se pretendemos reduzir os riscos do aquecimento global e de todos os problemas relacionados a ele.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:30

Como funciona uma usina nuclear?

A fissão dos átomos de urânio dentro das varetas do elemento combustível aquece a água que passa pelo reator a uma temperatura de 320 graus Celsius. Para que não entre em ebulição — o que ocorreria normalmente aos 100 graus Celsius -, esta água é mantida sob uma pressão 157 vezes maior que a pressão atmosférica.

O gerador de vapor realiza uma troca de calor entre as águas deste primeiro circuito e a do circuito secundário, que são independentes entre si. Com essa troca de calor, a água do circuito secundário se transforma em vapor e movimenta a turbina — a uma velocidade de 1.800 rpm - que, por sua vez, aciona o gerador elétrico.

Esse vapor, depois de mover a turbina, passa por um condensador, onde é refrigerado pela água do mar, trazida por um terceiro circuito independente. A existência desses três circuitos impede o contato da água que passa pelo reator com as demais.

Uma usina nuclear oferece elevado grau de proteção, pois funciona com sistemas de segurança redundantes e independentes (quando somente um é necessário).

Defesa em Profundidade

É um conceito de projeto que envolve a criação de sucessivas barreiras físicas que mantêm a radiação sob total controle.

1 – As pastilhas de dióxido de urânio possuem uma estrutura molecular que retém a maior parte dos produtos gerados
na fissão.

2 – As varetas que contêm as pastilhas são seladas e fabricadas com uma liga metálica especial.

3 – O vaso do reator funciona como uma barreira estanque.

4 – A blindagem radiológica permite que os trabalhadores possam acessar áreas próximas ao reator.

5 – O envoltório de aço especial, com 3 centímetros de espessura, é projetado para resistir ao mais sério acidente.

6 – O envoltório de concreto, com 70 centímetros de espessura, conterá qualquer material caso as demais barreiras falhem.

por **Lobo do Leste** 8/2/2024, 01:31

SÓDIO

A propriedade mais destacável do sódio é sua reação vigorosa com a água, por meio da qual libera de maneira explosiva uma enorme quantidade de calor. O principal composto formado de sódio é o sal de cozinha, empregado na alimentação e encontrado em grandes quantidades nos mares e oceanos.

Sódio é um elemento químico do símbolo Na, pertencente ao grupo dos metais alcalinos (Ia) da tabela periódica. Em estado livre, é um metal prateado e branco. Mais leve que a água e tão mole quanto o fósforo branco, pode ser cortado, a temperatura ambiente, com uma faca. É encontrado em combinação com os elementos em numerosos compostos naturais, como o sal de cozinha (NaCl, cloreto de sódio). Inicialmente conhecido sob a forma de cloreto e carbonato de sódio, o elemento metálico foi preparado pela primeira vez, em 1807, por Humpry Davy, ao estudar a eletrólise (passagem decorrente elétrica) de soluções alcalinas, principalmente as de soda cáustica (NaOH, hidróxido de sódio). É o sexto elemento em abundância na natureza e constitui 2,8% da crosta terrestre. Conduz facilmente o calor e a eletricidade e apresenta o efeito fotoelétrico, ou seja, emite elétrons quando exposto à luz.

O sódio metálico se obtém geralmente por eletrólise do cloreto de sódio extraído do mineral de sal comum. A reação explosiva do com a água produz hidrogênio, que pode sofrer ignição devido ao calor de reação. Livre de umidade, o metal não reage nem mesmo com o oxigênio, razão pela qual é mantido imerso em líquidos inertes como o querosene. O sódio natural é o isótopo estável de massa 23. Dos seis isótopos artificiais radioativo, o sódio 22 é utilizado como traçador radioativo, o sódio 24 tem uso limitado por sua meia-vida muito curta (15 horas) e outros quatro têm maias-vidas de um minuto ou menos.

Devido a sua alta reatividade, o sódio forma com a maioria dos agentes químicos inorgânicos e orgânicos. O hidróxido de sódio apresenta propriedades corrosivas e constitui a substância alcalina (básica) de maior aplicação química. É altamente corrosivo para os tecidos de animais e vegetais. As soluções alcalinas que forma quando dissolvido em água neutralizam ácidos em vários processos comerciais: no refino de petróleo, remove ácidos sulfúricos e orgânicos; e na fabricação de sabão, reage com ácidos graxos. Na manufatura de celofane, papel e fibras de viscose, entre outros produtos, suas soluções alcalinas participam do tratamento da celulose e da preparação de diversas substâncias químicas.

O sódio metálico é aplicado em metalurgia, na manufatura de substâncias químicas, na fabricação de remédios e em lâmpadas de vapor de sódio. Além do sal comum, de ampla aplicação na indústria e em alimentação como conservante e condimento culinário, estão entre os principais compostos de sódio: o nitrato de sódio, denominado nitrato do Chile, importante fertilizante nitrogenado e componente da dinamite; o sulfato de sódio, empregado na confecção de papel kraft e cartão, além de vidros e detergentes; o bicarbonato de sódio, de extrema utilização em sais estomacais e um dos principais ingredientes dos extintores químicos de incêndio; e o carbonato de sódio, amplamente dissolvidos na água e empregado na fabricação de vidros, detergentes e substâncias de limpeza.

Propriedades físicas
e químicas do Sódio

Número atômico: 11
Massa atômica: 22,9898
Peso atômico: 23
Raio atômico: 190 pm
Ponto de fusão: 97,81º C
Ponto de ebulição: 892º C
Densidade: 0,971 g/ml (20º C)
Estados de oxidação: +1
Estado físico (298k e 1atm): sólido
1ª energia ionização: 495,8 KJ/mol
Configuração eletrônica: 2-8-1 ou 1s² 2s² 2p ⁶ 3s¹

Fonte: Tabela Periódica on-line

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Breve histórico do elemento
a) Descoberto por Sir Humphrey Davy, em 1807, na Inglaterra
b) Até o final do século 18 não havia distinção entre o sódio e o potássio: os químicos achavam que o "álcali vegetal", K2CO3 e o "álcali mineral", Na2CO3 eram o mesmo composto
c) Em 1807, Davy isolou o Na pela eletrólise o NaOH.

Breve descrição do elemento
O sódio é o segundo metal alcalino e é extremamente reativo. Em contato com o ar, rapidamente forma o óxido, em uma reação exotérmica, capaz de gerar chama. Sua coloração é metálica, mas rapidamente forma uma crosta branca quando exposto ao ar atmosférico. Reage violentamente com água, produzindo o gás hidrogênio.

Principais usos do elemento
a) preparação do chumbo-tetraetila, um aditivo da gasolina
b) utilizado como agente redutor na síntese orgânica
c) compostos de sódio são importantes na indústria de papel, têxtil, química e metalúrgica
d) o vapor de sódio é utilizado em lâmpadas de iluminação pública
e) o cloreto de sódio é o sal de cozinha

Principais fontes para o elemento
A principal fonte é o cloreto de sódio, encontrado na água do mar e em depósitos naturais (sal-gema). A eletrólise exige o NaCl líquido, o que é muito caro (Tfusão>800º C). Para baratear o processo, faz-se uma mistura com CaCl2, que reduz a temperatura de fusão para 520º C. É o sexto elemento mais abundante na crosta terrestre e, além do cloreto, aparece na forma de borato (bórax), carbonato (soda), nitrato e sulfato.

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