Aula 2 de Química

Teoria Atômica e modelos atômicos

Os modelos atómicos são teorias criadas para explicar a composição e o funcionamento da matéria.

No século V a.C., Na Grécia antiga, Leucipo e Demócrito são lembrados por terem introduzido o conceito de átomo, mas suas propostas foram rejeitadas por outros filósofos e caíram no esquecimento.

No final do século XVIII e início do século XIX, quando as ideias de Lavoisier ganhavam aceitação generalizada, surgiu a primeira teoria atômica moderna, proposta por

Dalton, em 1808, Esse modelo supõe que o átomo é uma esfera maciça, homogênea, indivisível e indestrutível e, por isso, é também conhecido como modelo da “bola de bilhar”.

Postulados de J. Dalton

    A matéria é formada por pequenas partículas que não se dividem, os átomos.

    Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos.

    Os átomos de elementos químicos diferentes possuem propriedades físicas e químicas distintas.

    Átomos não são criados ou destruídos.

    Um elemento é definido pelo peso do seu átomo.

    Ao formar substâncias, os átomos não se alteram.

    Uma reacção química ocorre mediante a simples reorganização dos átomos, os quais mantêm a sua identidade.

Actualmente, se conserva a maioria desses princípios, com exceção de que o átomo é maciço e indivisível e que os elementos são definidos pelo seu peso (na realidade, é pelo seu número atómico).

1.1.Modelo de Thompson

Em 1887, Thompson actualizou o modelo atómico afirmando a existência de carga eléctrica.

Afirma que o átomo possui natureza eléctrica, é divisível e formado por partículas subatômicas.

Thompson descobriu a existência de partículas carregadas negativamente (electrão) no átomo, derrubando o conceito de Dalton, que afirmava que o átomo seria indivisível.

Por meio de experimentos, Thompson construiu uma nova teoria atómica, na qual defendeu a existência de cargas eléctricas negativas presas a um núcleo, com carga eléctrica positiva.  Devido a essa estrutura, esse modelo atómico é conhecido como modelo do “pudim de passas”.

As considerações do modelo atómicos de Thompson são:

    O átomo é esférico e divisível.

    O átomo é electricamente neutro, possuindo a mesma quantidade de partículas negativas e positivas.

    Os electrões não estão presos no núcleo positivo, podendo ser transferidos a outros átomos, em determinadas condições.

    As cargas eléctricas negativas estão uniformemente distribuídas ao redor do núcleo positivo, por repulsão electrostática.

1.2.Modelo de Rutherford

Ernest Rutherford propôs um novo modelo atômico em 1911, no qual afirma que o átomo é formado por uma região central de massa elevada e com caráter elétrico positivo. Em torno dele, há uma região de massa desprezível em que orbitam os elétrons (partículas de carga negativa).

Em razão dessa configuração, o átomo de Rutherford é comparado ao Sistema Solar, assumindo o núcleo como o Sol e os elétrons como os planetas, e conhecido como modelo do sistema planetário.

Mais tarde, em 1911, Rutherford determinou que o átomo é formado por duas regiões: o núcleo e a eletrosfera.

 

Nesse modelo,  o átomo é formado por duas principais regiões: o núcleo e a eletrosfera. O núcleo é a região central do átomo. Apresenta alta massa e alta densidade por concentrar as partículas de carga eléctrica positiva (protões) em um pequeno volume.

A eletrosfera é a região em torno do núcleo que abriga os electrões. Como os electrões são partículas minúsculas, assume-se que a eletrosfera é formada por extensos espaços vazios, por isso possui baixa densidade.

 

1.3.Modelo atómico de Bohr

O modelo atómico de Bohr, proposto por Niels Bohr em 1913, determina que a eletrosfera é formada por camadas de energia nas quais se distribuem os electrões.

Esse modelo é conhecido também como modelo atómico de Rutherford-Bohr, pois é uma evolução do modelo de Rutherford e resolve uma de suas falhas, que trata da estabilidade dos átomos. O modelo de Rutherford, apesar de explicar muitos aspectos da matéria, desobedecia a alguns princípios de energia da Mecânica Clássica, como o fato de os elétrons não perderem energia durante sua trajetória circular em torno do núcleo.

Empregando os conceitos recém-descobertos da Mecânica Quântica, o físico Niels Bohr conseguiu justificar essa observação, determinando que os electrões ocupam camadas electrónicas com valores pré-definidos de energia, de maneira que a energia do electrão em uma camada se mantém constante ao longo de sua movimentação.

As camadas electrónicas são mais energéticas conforme mais distantes do núcleo se encontrem.  Os electrões podem transitar entre as camadas apenas por meio da absorção ou liberação da diferença de energia existente entre duas camadas. Esse processo é conhecido como transição electrónica.

As camadas electrónicas do modelo atómico de Bohr são representadas pela sequência de letras K, L, M, N, O, P e Q, cada uma possuindo uma determinada capacidade de acomodar electrões.

1.     Distribuição electrónica de acordo com níveis de energia

 

Podemos calcular a quantidade de electrões contidos em cada nível obedecendo a seguinte fórmula 2.n²

	Nível ou camada ou periódica n		Fórmula 2.n²
K	1		2 . 1² = 2e
L	2		2 . 2² = 8e
M	3		2 . 3² = 18e
N	4		2 . 4² = 32e
A partir dessa camada copiamos As camadas em ordem decrescente de 32e até 8e
O		5		32e
P		6		18e
Q		7		8e

 

1.     Distribuição electrónica em níveis de energia

Para fazeres distribuição electrónica perfeitamente é só ter como base as seguintes dicas

Na última camada não podes terminar com um número maior que 8 deves sempre terminar com um número n menor ou igual a 8

Deves respeitar as camadas electrónicas propostas na tabela acima

Ex:

Cl₁₇   2e^-  8e^- 7e^-

Na₁₁   2e^- 8e^- 1e^-

O₈      2e^- 6e^-

K₁₉   2e^-  8e^-  8e^- 1e^-

Br₃₅   2e^-  8e^-  18e^- 7e^-

Sn₅₀  2e^- 8e^- 18e^- 18e^- 4e^-

X₁₁₅  2e^- 8e^- 18e^- 32e^- 32e^- 18e^- 5e^-

Niels Bohr propôs a existência de camadas eletrônicas na eletrosfera para resolver limitações físicas no modelo de Rutherford, no modelo que ficou conhecido como modelo de Rutherford-Bohr.

2.     Importância da distribuição electrónica

Nos ajuda a descobrir o grupo e o período de um determinado elemento Químico

Nos ajuda a descobrir as valências dos elementos químicos e para se descobrir as valências é importante no mínimo saber o grupo em que o elemento químico se localiza e a partir do seu grupo temos a capacidade extrair a sua valência.

Seguindo a regra de Octeto estabelece que para que um elemento seja estável é necessário que ele tenha a configuração de um gás nobre (8 electrões) na última camada com ascensão do Hélio que possui 2e na última camada pois ele também é considerado estável, uma vez que ele está localizado no oitavo grupo

Vejamos para estas duas configurações

Cl₁₇   2e^-  8e^-  7e^-

Na₁₁   2e^- 8e^- 1e^- 

O Cloro para poder ganhar a estabilidade é necessário que ele ganhe 1e por isso ele ficará carregado com sinal negativo Cl^‐

O sódio pode se tornar estável se ele perder a última camada

A partir de ganhos e perdas podemos extrair as valências dos elementos químicos

 

Dados fornecidos pela camada de valência

Última camada ou camada de valência ou camada mais externa	Valência	Carga
1e	I	+1
2e	II	+2
3e	III	+3
4e	IV, etc	+4, etc
5e	III,  etc	-3, etc
6e	II, etc	-2, etc
7e	I, etc	-1, etc

3.     Propriedades da tabela periódica

Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência dos números atómicos dos elementos.”

3.1.Afinidade Electrónica

Também chamada de “eletroafinidade”, trata-se da energia mínima necessária de um elemento químico com o intuito da retirada de um electrão de um anião.

Ou seja, a afinidade electrónica indica a quantidade de energia liberada no momento em que um electrão é recebido por um átomo.

Observe que esse átomo instável se encontra sozinho e no estado gasoso. Com essa propriedade, ele adquire estabilidade quando recebe o elétron.

Em contraposição ao raio atómico, a eletroafinidade dos elementos da tabela periódica cresce da esquerda para a direita, na horizontal. Já no sentido vertical, ele aumenta de baixo para cima

O elemento químico que possui maior afinidade electrónica é o Cloro (Cl^-), com o valor de 349 KJ/mol.

3.2.Energia de Ionização

Também chamado de “potencial de ionização”, essa propriedade é contrária à de afinidade electrónica.

Trata-se da energia mínima necessária de um elemento químico com o intuito de retirar um electrão de um átomo neutro.

Desse modo, essa propriedade periódica indica qual a energia necessária para transferir o electrão de um átomo em estado fundamental.

O chamado “estado fundamental de um átomo” significa que o seu número de protões é igual ao seu número de electrões (p+ = e-).

Com isso, após a retirada de uns electrões do átomo, ele é ionizado. Ou seja, ele fica com mais protões do que electrões, e, portanto, se torna um catião

Na tabela periódica, a energia de ionização é contrária à do raio atómico. Assim, ela aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima.

3.3.Eletronegatividade

Propriedade dos átomos dos elementos os quais possuem tendências em receber elétrons numa ligação química.

Ela ocorre nas ligações covalentes no momento do compartilhamento de pares de electrões. Ao receber electrões, os átomos ficam com uma carga negativa (anião).

A eletronegatividade induz o comportamento dos átomos, a partir do qual são formadas as moléculas.

Na tabela periódica, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita (no sentido horizontal) e de baixo para cima (no sentido vertical)

3.4.Raio atómico

Relacionada com o tamanho dos átomos, essa propriedade é definida pela distância entre os centros dos núcleos de dois átomos do mesmo elemento.

Na tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo na posição vertical. Já na horizontal, eles aumentam da direita para esquerda.

3.5.Eletropositividade

Ao contrário da eletronegatividade, essa propriedade dos átomos dos elementos indica as tendências em perder (ou ceder) electrões numa ligação química.

Ao perder electrões, os átomos dos elementos ficam com uma carga positiva, formando assim, um catião.