Átomo e Tabela by MADALENA

Professor:Alexandre H.

ESTRUTURA ATÔMICA  HISTÓRIA (Aula Anterior):

Lavoisier Dalton Thomson Rutherford Heisenberg Outros

Estrutura Atômica:  Distinguimos duas regiões nos átomos:

a) uma com carga elétrica positiva, e muito pesada, que concentra quase todo o peso do átomo: é chamada núcleo. b) uma região ocupada por elétrons, que giram ao redor do núcleo.

Estrutura Atômica  Núcleo

É constituído por nêutrons e prótons. O nêutron não tem carga elétrica. O próton tem carga elétrica positiva, que se representa por + . Representa-se por Z o número de prótons de um átomo e A ao somatório de nêutrons e prótons do núcleo. Z= número atômico A= massa atômica

Estrutura Atômica  Elétrons

Possuem carga elétrica negativa, de mesmo valor absoluto que a dos prótons, e que se representa por -. Como o átomo é neutro, concluímos que o número de elétrons é igual ao de prótons. Estão dispostos em níveis de energia quantizada ao redor do núcleo, em um total de sete.

Número atômico e número de massa Número Atômico (Z): quantidades de prótons. Z=p=e Número de Massa (A): a soma das partículas que constitui o átomo. A=Z+n+e A = Z + n REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO

Isótopos, isóbaros, isótonos  Chamam-se isótopos os elementos que possuem igual número

atômico, mas não possuem igual número de massa. Os isótopos possuem mesmo número de prótons em seus núcleos, mas, não possuem mesmo número de nêutrons.

SEMELHANÇA ATÔMICA ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.

ISÓBAROS: mesmo número de massa.

ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.

ISOELETRONICOS: mesmo número de elétrons.

ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam elétrons

Os níveis eletrônicos de energia Segundo a Mecânica Quântica a estrutura eletrônica dos átomos se deduz através um conjunto de níveis de energias quantizadas, que os elétrons podem possuir.

Níveis de Energia Possível localização dos elétrons

Camadas ou níveis de energia : Todos os elétrons de uma camada estão a mesma distância média do núcleo do átomo. As camadas são numeradas a partir do núcleo (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7...) e podem ser representadas pelas letras K, L, M, N, O, P, Q... respectivamente.

Os níveis contém SUBNÍVEIS N1 N2 N3 N4

1 subnível 2 subníveis 3 subníveis 4 subníveis etc . . . . . .

Subcamadas ou subníveis de energia:  Em átomos no seu estado fundamental podem existir

quatro tipos de subcamadas, designadas pelas letras s , p , d , f , que consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente.

O nível principal de energia 1 possui 1 subnivel = 1s O nível principal de energia 2 possui 2 subníveis= 2s e 2p O nível principal de energia 3 possui 3 subníveis= 3s 3p e 3d O nível principal de energia 4 possui 4 subníveis= 4s 4p 4d e 4f

Os subnĂveis se identificam de acordo a forma dos orbitais do ĂĄtomo e com as letras s, p, d e f

ORBITAIS  Os orbitais correspondem a regiões do átomo com maior

probabilidade de se encontrar determinado elétron (maior manifestação eletrônica). Cada orbital acomoda no máximo dois elétrons e, quando os elétrons ocupam um mesmo orbital, são ditos emparelhados e devem possuir sentidos de rotação (spins) contrários. Em uma terminologia química, dois elétrons com spins em direções opostas são ditos spins antiparalelos .  Os orbitais em um átomo são agrupados em subcamadas e, na ausência de qualquer campo magnético aplicado externamente, todos os orbitais de uma mesma subcamada têm a mesma energia.

 Os números quânticos  Para designar a camada, a subcamada e o orbital de um elétron podemos



utilizar os números quânticos . Esses números identificam cada elétron do átomo, porém, não existem dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos (princípio da exclusão de Pauli). Número quântico principal (n) - O número quântico principal, representado por n , indica a camada em o elétron se encontra, e só pode assumir valores inteiros e positivos. Número quântico secundário ou azimutal ( l ) (letra L)- O número quântico azimutal, representado por l , especifica a subcamada e, assim, a forma do orbital. Pode assumir os valores 0, 1, 2 e 3, correspondentes às subcamadas s , p , d , f Número quântico magnético (m l ) - O número quântico magnético, representado por ml , fornece informações sobre a orientação de um orbital no espaço. Pode assumir valores inteiros de + l a - l (letra L). Por exemplo, para uma subcamada d ( l = 2), m pode ser igual a -2, -1, 0, +1 ou +2, cinco valores que correspondem aos cinco orbitais da subcamada d. Número quântico spin ( m s ) - O número quântico spin, representado por ms , especifica o spin do elétron e possui valor + 1/2 ou - 1/2.

orbitais atômicos NÚMEROS QUÂNTICOS PRINCIPAIS (n) Indicam tamanhos relativos dos orbitais atômicos e sua energia. Se n tamanho do orbital eletron longe do núcleo nivel de energía

2 Princípio de exclusão de Pauli No máximo de dois elétrons podem ocupar um mesmo orbital atômico mas somente se os elétrons tiverem spins opostos.

As configurações eletrônicas Até hoje são conhecidas sete camadas eletrônicas, e suas subcamadas. Os elétrons são distribuídos em um átomo segundo uma regra conhecida como regra de Hund : Ao ser preenchida uma subcamada, cada orbital dessa subcamada recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital dessa subcamada ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.  Veja um exemplo: para o átomo de potássio (19K): 19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s 1 Os números sobrescritos na letra correspondem ao número de elétrons existentes na subcamada. Fazendo a distribuição eletrônica nos orbitais para o potássio, teremos:    

 Cada seta indica um elétron. Perceba que, em cada orbital, quando existem dois

elétrons, são sempre de spins opostos. Geralmente, os átomos se ligam uns aos outros, de modo a ter emparelhados todos os seus elétrons.  Nesse caso, o potássio pode perder seu elétron 3s, ficando assim com 5 subcamadas completas. O elétron de maior energia, chamado elétron de diferenciação, é o último elétron distribuído no preenchimento dos orbitais, de acordo com a regra de Hund.

3 Regra de Hund Os elétrons cujo giro é igual devem ocupar todos os orbitais que possuem igual energia antes que os elétrons com giro oposto possam ocupar os mesmos orbitais. Orbitais 2p

Diagramas do orbital Diagrama do orbital: Vazio 1 elétrom Cheio Cada «casinha» se identifica com o número quântico principal e o subnível associado ao orbital. C

 O princípio da incerteza de Heinsenberg  O princípio da incerteza, desenvolvido pelo físico alemão Werner Heisenberg,

estabelece que é impossível conhecer simultaneamente a posição e a energia de uma partícula tal como o elétron. Isso porque, para se estudar uma partícula, é preciso interagir de alguma maneira com esta partícula.  Nenhum instrumento pode "sentir" ou "ver" um elétron sem influenciar intensamente o seu movimento. Se, por exemplo, construíssemos um microscópio tão poderoso, capaz de localizar um elétron, teríamos de usar uma radiação com um comprimento de onda muito menor que o da luz. (Para que um objeto diminuto possa ser visto num microscópio, o comprimento da luz utilizado deve ser menor que o diâmetro do objeto.)  Esse super-microscópio imaginário deveria, para isso, usar raios x ou raios γ. Mas a energia destas radiações é tão grande que modificaria a velocidade e, consequentemente, o momento do elétron, numa quantidade grande e incerta.  O princípio da incerteza pode ser assim interpretado: quanto mais de perto tentarmos olhar uma partícula diminuta, tanto mais difusa se torna a visão da mesma.

MICROSCÓPIO DE TUNELAMENTO O microscópio é capaz de obter imagens numa escala atômica

de 2×10-10 ou 0,0000000002 metros, sendo usado na manipulação individual de átomos, acompanhamento de reações químicas, reversão de íons produzida pela remoção ou adição individual de elétrons e moléculas.

 A dualidade partícula-onda do elétron  O físico francês De Broglie tentou associar a natureza dualista da luz

ao comportamento do elétron. Mais tarde essa hipótese foi demonstrada experimentalmente  Portanto, hoje, admite-se que assim como a luz, o elétron tem natureza dupla (dual): ora se comporta como partícula e ora se comporta como se fosse uma onda.  De acordo com a relação de De Broglie, todas as partículas deveriam ter propriedades ondulatórias. Os objetos relativamente grandes como bolas de futebol e automóveis provavelmente têm propriedades de ondas. Porém, estes objetos têm massas tão grandes que seus comprimentos de onda são extremamente pequenos, e seu caráter ondulatório é desprezível.

QUANTUM Quantidade mínima de energia que um átomo pode perder ou ganhar. Planck demostrou que a energia de luz emitida por objetos incandescentes está quantizada. A energia de um quantum está relacionada com a frequência da radiação emitida.

O modelo dual de onda-partícula da luz Efeito fotoelétrico Elétrons que se emiten desde a superfície de un metal quando a luz de certa frequencia incide em sua superfície, gerando energia. Un fóton é uma partícula de radiação eletromagnética sem massa que trasporta energia.

espectro de emissão atômica é o conjunto de frequências das ondas eletromagnéticas emitidas por átomos de un elemento. o espectro de emissão atômica é único para cada elemento e se pode utilizar para identificá-lo

Louis De Broglie Os elétrons e todas as partículas de matéria podem comportar-se como ondas.

 As equações de onda  É possível descrever qualquer movimento ondulatório por um tipo de equação

matemática chamada equação de onda . O físico austríaco Erwin Schrödinger, em 1926, escreveu uma equação de onda para descrever o elétron num átomo de hidrogênio.  Essa equação ficou conhecida como equação de Schrödinger . Segundo Schrödinger, cada solução de uma equação de onda para o elétron em um átomo de hidrogênio, chamada função de onda , corresponde a um nível quantizado de energia, e o uso desta solução possibilita a determinação das propriedades ondulatórias do elétron naquele nível.  A função de onda é representada pela letra grega Ψ (psi). Frequentemente usamos um índice para sua identificação. Assim, por exemplo, Ψ2p representa a função de onda para um elétron da subcamada 2p.  O valor de Ψ corresponde à amplitude da onda do elétron. Porém, mais importante é o valor de Ψ2 , que de acordo com a mecânica quântica, representa a probabilidade de se encontrar um elétron numa estreita região específica do espaço. Essa probabilidade é dada por unidade de volume, sendo por isso, chamada densidade de probabilidade.

A equação de Schrödinger A equação prediz uma região tridimensional ao redor do núcleo atómico chamado

ORBITAL ATÓMICO ,

onde há probabilidade de encontrar um elétron

 Os orbitais atômicos  Os orbitais s - Do gráfico da densidade de probabilidade Ψ21s em função da

distância do núcleo, r , observamos que a probabilidade de se encontrar esse elétron é grande nas proximidades do núcleo e decresce com o aumento da distância ao núcleo.  A forma da curva da densidade de probabilidade para um elétron s

independe da direção, isto é, a probabilidade de encontrar um elétron s diminui com a distância do núcleo, da mesma maneira, em todas as direções. Portanto, podemos dizer que a distribuição da densidade de probabilidade para um elétron s é esfericamente simétrica.

 Os orbitais p - Como dissemos anteriormente, a subcamada p tem 3

orbitais. No átomo isolado, esses três orbitais têm a mesma energia e a mesma densidade de probabilidade para o elétron. Os orbitais p têm a forma de haltere, com dois lobos separados por um nó. Eles diferem entre si pela sua orientação no espaço. Usando um sistema de coordenadas tridimensionais cartesianas podemos representar os três como: px , py e pz.



 Os orbitais d - A subcamada d consistem em cinco orbitais, representados

por dxy , dyz , dxz , dx2 - y2 e dz2 . No átomo isolado(estado gasoso), todos eles têm energias equivalentes.

 Os orbitais f - Os orbitais f são ainda mais complexos que os orbitais d.

Eles são importantes apenas para a química dos elementos lantanóides e actinóides.

o ordenamento dos elétrons nos átomos se denomina configuração eletrônica

Os sistemas de baixa energia são mais estáveis . . . . . . . . Os elétrons em um átomo tendem a assumir a ordem que confira ao átomo a menor energia possível e a maior estabilidade.

Regras para as Configurações eletrônicas 1 Princípio de Aufbau (distribuição eletrônica ou construção progressiva)

Cada elétron ocupa o orbital disponível com energia mais baixa.

Diagrama de Aufbau

Diagrama com a Distribuição Eletrônica segundo Linus Pauling, onde os elétrons ocupam primeiro os níveis de menor energia (mais próximos ao núcleo) e se distribuem sequencialmente. O último subnível é o de maior energia, onde ocorrem as ligações químicas, também chamado de subnível de valência.

Elementos de los dos primeros periodos Elemento

No. atómico

Diagrama de orbital 1s 2s 2px2py2pz

Configuración electrónica

Hidrógeno

1s1

Helio

1s2

Litio

1s22s1

Berilio

1s22s2

Boro

1s22s22p1

Carbono

1s22s22p2

Nitrógeno

1s22s22p3

Oxígeno

1s22s22p4

Flúor

1s22s22p5

Neón

1s22s22p6

Eletrons de valencia

São aqueles situados nos orbitais atômicos mais externos do átomo, geralmente associados ao nível principal de energia mais alto do átomo. S [Ne]3s23p4 6 eletrons de valencia Cs [Xe]6s1 1 eletron de valencia

Estruturas de símbolos eletrônicos (estruturas de Lewis)

É uma forma de representação dos eletrons de valência dos átomos que foi desenhada por um químico catedrático americano chamado G.N. Lewis. Símbolo = representa o núcleo atômico e os elétrons de níveis internos Pontos= representam os elétrons de valência

No. Configuraci贸n Estructuras de Elemento at贸mico electr贸nica Lewis Litio

1s22s1

Berilio

1s22s2

Boro

1s22s22p1

Carbono

1s22s22p2

1913 - Lei da Periodicidade de Moseley: - ordem crescente de Z

Lei Periódica "As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números atômicos". Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos).

Elementos Químicos Os elementos químicos são representados por letras maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra minúscula. Os Símbolos são de origem latina:

Português

Latim

Símbolo

Sódio

Natrium

Potássio

Kalium

Enxofre

Sulphur

Fósforo

Phosphurus

Ouro

Aurum

Períodos ou Séries São as filas horizontais da tabela periódica. São em número de 7 e indicam o número de níveis ou camadas preenchidas com elétrons. K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7

Famílias ou Grupos São as colunas verticais da Tabela Periódica. Em um Grupo ou Família, encontram-se elementos com propriedades químicas semelhantes. Para os Elementos Representativos, o nº do Grupo representa o nº de elétrons da última camada (camada de valência). 1 K L M N O P Q

18 2

13 14 1516 17 3 4 5 6 7 8 9 101112

1 2 3 4 5 6 7

FAMÍLIAS OU GRUPOS

18 1

Metais Alcalinos

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

GASES NOBRES HALOGÊNIOS CALCOGÊNIOS GRUPO DO NITROGÊNIO

GRUPO DO CARBONO

TRANSIÇÃO

GRUPO DO BORO

Alcalinos - TERROSOS Metais

ELEMENTOS

16 17 13 14 15 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS E FÍSICAS

METAIS

- Eletropositivos - Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1atm); - Brilho característico; - Dúcteis (fios); - Maleáveis (lâminas); - São bons condutores de calor e eletricidade

Ametais -Eletronegativos; -Quebradiços; -Opacos; -Formam Compostos Covalentes (moleculares); -São Péssimos Condutores de Calor e Eletricidade (exceção para o Carbono). -Metalóides.

Gases Nobres - Formam Moléculas Monoatômicas; - São Inertes mas podem fazer ligações apesar da estabilidade (em condições especiais); - São Sete: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Notas: 1 - São elementos líquidos: Hg e Br; 2 - São Gases: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Cl, N, O, F, H; 3 - Os demais são sólidos; 4 - Chamam-se cisurânicos os elementos artificiais de Z menor que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm) 5 - Chamam-se transurânicos os elementos artificiais de Z maior que 92: são todos artificiais; 6 - Elementos radioativos: Do bismuto (83Bi) em diante, todos os elementos conhecidos são naturalmente radioativos. 7- A partir do Lantânio (La) e do Actínio (Ac) surgem a série dos Lantanóides e dos Actinóides que são 14 elementos em cada que segundo o procedimento de Aufbau preenchem a subcamada f. 8- A última camada do átomo é denominada Camada de Valência e o átomo encontra estabilidade quando possui nesta camada 8 elétrons – REGRA DO OCTETO. Os gases nobres possuem esta configuração.

PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

Eletronegatividade Eletropositividade Potencial de ionização Raio atômico Eletroafinidade Densidade

ELETRONEGATIVIDADE  É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons

(ametais).  Varia da esquerda para a direita e de baixo para cima, excluindo-se os gases nobres. H BCNOF Cl Br I

Eletropositividade ou Caráter Metálico:  É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons

(metais).  Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo excluindo-se os gases nobres. H Li Na K Rb Cs Fr

POTENCIAL DE IONIZAÇÃO  É a energia necessária para arrancar um elétron de

um átomo, no estado gasoso, transformando-o em um íon gasoso. Varia como a eletronegatividade e inclui os gases nobres. A segunda ionização requer maior energia que a primeira e, assim, sucessivamente. He Ne Ar Kr Xe Rn

RAIO ATÔMICO É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. Inclui os gases nobres.

H Li Na K Rb Cs Fr

ELETROAFINIDADE É a energia liberada quando um átomo recebe um elétron (Afinidade Eletrônica). Varia como o Potencial de Ionização. Não inclui os Gases Nobres. H

DENSIDADE É a razão entre a massa e o volume do elemento. Varia das extremidades para o centro e de cima para baixo.

Os Ir

RESUMO DAS PROPRIEDADES  Eletronegatividade; Potencial de ionização;

Eletroafinidade.  Eletropositividade; Raio atômico H Li Na K Rb Cs Fr

He Ne B C N O F Ar Cl Kr Br Xe I Rn