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ESTRUTURA ATÔMICA E TABELA PERIÓDICA

1 INTRODUÇÃO

A constituição da matéria é motivo de muita curiosidade entre os povos antigos. Filósofos buscam há

tempos a constituição dos materiais. Resultado dessa curiosidade implicou na descoberta do fogo, o que

o permitiu cozinhar os alimentos, e consequentemente implicou em grande desenvolvimento para a

sociedade. A partir dessa descoberta pôde-se verificar, ainda, que o minério de cobre (conhecido na

época com pedras azuis), quando submetido ao aquecimento, produzia cobre metálico, ou aquecido na

presença de estanho, formava o bronze. A passagem do homem pelas “idades” da pedra, do bronze e do

ferro, foi, portanto, de muito aprendizado para o homem, conseguindo produzir materiais que lhe fosse

útil. Por volta de 400 a.C., surgiram os primeiros conceitos teóricos da Química. Os filósofos gregos

Demócrito e Leucipo afirmavam que a matéria não era contínua, e sim constituída por minúsculas

partículas indivisíveis, às quais deram o nome de átomos. Platão e Aristóteles, filósofos muito influentes

na época, recusaram tal proposta e defendiam a ideia de matéria contínua. Esse conceito de Aristóteles

permaneceu até a Renascença, quando por volta de 1650 d.C. o conceito de átomo foi novamente

proposto por Pierre Cassendi, filósofo francês. O conceito de "Teoria atômica" veio a surgir após a

primeira ideia científica de átomo, proposta por John Dalton após observações experimentais sobre gases

e reações químicas. Os modelos atômicos são, portanto, teorias fundamentadas na experimentação.

Tratam-se, portanto, de explicações para mostrar o porquê de um determinado fenômeno. Diversos

cientistas desenvolveram suas teorias até que se chegou ao modelo atual. Desde os tempos antigos o

homem procura desvendar os mistérios da constituição da matéria. A ideia de átomo (A=não,

TOMO=parte, divisão), surgiu da proposição de filósofos gregos, pois imaginavam que se uma amostra

for dividida em partes cada vez menores, em dado momento, se obteria uma partícula tão pequena que

não poderia ser mais dividida (partícula indivisível = átomo). Dentre os filósofos gregos, Aristóteles

acreditava que a matéria poderia ser dividida indefinidamente, Leucipo (440 a.C.), foi o primeiro a propor

que a matéria era formada por partículas indivisíveis que seu discípulo Demócrito (460 a 370 a.C.)

chamou de átomo.

2 MODELOS ATÔMICOS

i) Modelo Atômico de Dalton

Em 1803, o químico inglês John Dalton propôs uma explicação da natureza da matéria. A proposta foi

baseada em fatos experimentais, sendo a primeira tentativa de relacionar mudanças químicas a

eventos que ocorrem ao nível de átomos individuais.

Os principais postulados da teoria de Dalton são:

“Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos”;

“Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e apresentam as mesmas

propriedades químicas”;

“Átomos de diferentes elementos apresentam massa e propriedades diferentes”;

“Átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem destruídos”;

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“As reações químicas correspondem a uma reorganização de átomos”;

“Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos diferentes em proporções

fixas”.

A conservação da massa durante uma reação química (Lei de Lavoisier) e a lei da composição definida

(Lei de Proust) passou a ser explicada a partir desse momento, por meio das ideias lançadas por Dalton.

Com base nesses postulados pode-se imaginar o modelo atômico de Dalton como sendo uma estrutura

esférica maciça, indivisível e homogênea cuja massa e volume variam de elemento para outro. Embora

tenham sido comprovadas falhas nesta teoria, algumas ideias são hoje ainda aceitas. Em 1811, Amadeo

Avogadro completou a teoria de Dalton introduzindo o conceito de molécula.

ii) Modelo Atômico de ThomsonA descoberta de que a matéria é constituída de partículas eletricamente carregadas (eletrização) levou à

admissão de que o átomo seria constituído por partículas negativas (elétrons) e positivas (prótons),

embora a comprovação da existência dos elétrons e dos prótons só tenha ocorrido algum tempo depois.

Com base nestes dados, Thomson propõe que o átomo seria uma partícula compacta, não maciça,

formada por um aglomerado de cargas positivas cravejado de partículas negativas e de carga total nula.

Assim, em 1897, o cientista ingles Sir Joseph John Thomson, também conhecido por J. J. Thomson

(descobridor do eletron) modificou o modelo atômico de Dalton com uma nova teoria. A teoria de Thomson

é consequencia da descoberta da natureza elétrica da matéria, e das experiências com tubos de Crookes,

uma vez que os físicos adotaram o modelo atômico com o qual os químicos trabalhavam. Segundo

Thomson, o átomo seria uma esfera maciça e positiva com as cargas negativas distribuídas ao acaso na

esfera. A quantidade de cargas positivas e negativas seria igual e dessa forma o átomo seria eletricamente

neutro, ou seja, acreditava-se que os elétrons distribuíam-se uniformemente no átomo. O modelo proposto

por Thomson ficou conhecido como “pudim de passas”, devido o átomo ser composto de elétrons

embebidos numa sopa de carga positiva. Em outras palavras, postulava-se que no lugar de uma sopa de

carga positiva seria uma nuvem de carga positiva. Foi somente mais tarde que se postulou que os elétrons

estavam arranjados em aneis e circundavam completamente em orbitas a esfera positiva.

De onde surgiu a ideia de Thomson: Já no século VI a.C., o filósofo grego Tales de Mileto havia percebido

que, atritando um bastão de resina chamada âmbar com um tecido ou pele de animal, o âmbar passava a atrair

objetos leves, como folhas secas, fragmentos de palha etc. Daí surgiu o termo eletricidade, derivado de

elektron, palavra grega que significa âmbar e também conclui-se que toda a matéria, no estado normal, contém

partículas elétricas que se neutralizam mutuamente; quando ocorre atrito, algumas dessas partículas tendem a

migrar de um corpo para outro, tornando-os eletrizados. Em 1854 Heinrich Geissler desenvolveu um tubo de

descarga constituído de um vidro largo, fechado e com eletrodos circulares em suas extremidades. Geissler

notou que, quando produzia uma descarga elétrica no interior do tubo de vidro, com gás sob baixa pressão, a

descarga deixava de ser barulhenta, e aparecia no tubo uma luz cuja cor dependia do gás, de sua pressão e da

voltagem aplicada. Em 1875, William Crookes colocou gases muito rarefeitos (isto é, em pressões baixíssimas)

em ampolas de vidro. Submetendo esses gases a voltagens elevadíssimas, apareceram emissões que foram

denominadas raios catódicos. Quando submetidos a um campo elétrico uniforme e externo, gerado por duas

placas planas paralelas e carregadas, esses raios sempre se desviam na direção e no sentido da placa que

está carregada positivamente, o que prova que os raios catódicos são negativos. Esse desvio ocorre sempre do

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mesmo modo, qualquer que seja o gás no interior da ampola, levando os cientistas a imaginar que os raios

catódicos seriam formados por pequenas partículas negativas, e existem em toda e qualquer matéria (elétrons),

evidenciando a existência de uma partícula subatômica (menor que o átomo), contrariando Dalton. Da ampola

de Crookes derivam os aparelhos de raios X e a televisão.

Em 1886 por Eugen Goldstein, que modificou a ampola de Crookes e descobriu os chamados raios anódicos ou canais. Esses raios são formados pelos “restos” dos átomos do gás, que sobram após terem seus elétrons arrancados pela descarga elétrica. Por terem perdido elétrons (cargas negativas), as partículas que formam os raios anódicos são positivas, o que pode ser demonstrado pelo desvio dessas partículas em presença de um campo elétrico ou de um campo magnético. Em particular, quando o gás presente na ampola de Goldstein é o hidrogênio (cujos átomos são os mais leves que se conhecem), os raios canais apresentam o menor de todos os desvios verificados no campo elétrico ou no magnético. Imaginou-se então a existência de uma segunda partícula subatômica — o próton —, com carga positiva de valor igual à do elétron (capaz, portanto, de tornar o átomo de hidrogênio eletricamente neutro).

Para explicar os fenômenos anteriores, Joseph John Thomson propôs, em 1903, um novo modelo de

átomo, formado por uma “pasta” positiva “recheada” pelos elétrons de carga negativa, o que garantia a

neutralidade elétrica do modelo atômico (esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”).

Começava- se, então, a admitir oficialmente a divisibilidade do átomo e a reconhecer a natureza elétrica

da matéria. O modelo atômico de Thomson explicava satisfatoriamente os seguintes fenômenos:

Eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas elétricas (parte das positivas em

um corpo e igual parte das negativas em outro, como no caso do bastão atritado com tecido);

Corrente elétrica, vista como um fluxo de elétrons;

Formação de íons negativos ou positivos, conforme tivessem, respectivamente, excesso ou falta de

elétrons;

Descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de seus átomos (como na

ampola de Crookes).

iii) Modelo Atômico de RutherfordEm 1911, Rutherford fez uma experiência muito importante, que veio alterar e melhorar profundamentea compreensão do modelo atômico. Resumidamente, a experiência é descrita a seguir.

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Pela figura, observa-se que um pedaço do metal polônio emite um feixe de partículas α, que atravessa uma lâmina finíssima de ouro. Rutherford observou, então, que a maior parte das partículas α atravessava a lâmina de ouro como se esta fosse uma peneira; apenas algumas partículas desviavam ou até mesmo retrocediam. Rutherford admitiu que a lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e justapostos, como pensaram Dalton e Thomson. Ao contrário, ela seria formada por núcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em grandes espaços vazios.

Os grandes espaços vazios explicam por que a grande maioria das partículas α não sofre desvios. As

partículas α são positivas, é fácil entender que: no caso de uma partícula α passar próximo de um núcleo

(também positivo), ela será fortemente desviada; no caso extremo de uma partícula α chocar diretamente

com um núcleo, ela será repelida para trás. Para completar seu modelo, Rutherford imaginou que ao redor

do núcleo estavam girando os elétrons. Sendo negativos, os elétrons iriam contrabalançar a carga positiva

do núcleo e garantir a neutralidade elétrica do átomo. Sendo muito pequenos e estando muito afastados

entre si, os elétrons não iriam interferir na trajetória das partículas α.

iv) Modelo Atômico ClássicoHoje, sabe-se que o tamanho do átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior que o de seu núcleo. Em 1932, o

cientista James Chadwick verificou que o núcleo do elemento berílio radioativo emite partículas sem carga

elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons. Essa partícula foi denominada nêutron, confirmando-

se assim a existência da terceira partícula subatômica. De certa maneira, os nêutrons “isolam” os prótons,

evitando suas repulsões e o consequente “desmoronamento” do núcleo.

Novos estudos foram feitos visando estabelecer as relações entre as massas e as intensidades das cargas

elétricas dos prótons, nêutrons e elétrons. Concluiu-se então que, adotando-se como padrão, para o

próton, massa % 1 e carga elétrica % "1, resultam os seguintes valores aproximados:

Partícula Massa Carga elétrica

Prótin 1 +1

Neutron 1 0

Elétron 1/1.836 -1

Observa-se que a massa de um elétron é de 1.836 vezes menor que a de um próton ou de um nêutron.

Consequentemente, a perda ou ganho de elétrons, por parte de um átomo (transformando-o num íon

positivo ou negativo), não irá praticamente alterar sua massa.

Identificação dos átomos

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Número atômico (Z): é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo. Em átomos, cuja carga

elétrica é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons.

Numero de massa (A): é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes num átomo.

A=Z+N; Número Atômico (Z) = Número De Prótons (p+); Número De Massa (A) = Número De Prótons (p+) + número de nêutrons (N).

Elemento químico: é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico Z. Representação: (ZXA).

Íons: Um átomo, em seu estado normal, é eletricamente neutro, ou seja, número de elétrons na

eletrosfera é igual ao número de prótons no núcleo, em consequência, carga nula. Porém, um átomo pode

perder ou ganhar elétrons da eletrosfera, sem sofrer alterações em núcleo, resultando em partículas

denominadas íons. Quando ele ganha elétrons, ele se torna um íon negativo (ânion), quando perde

elétrons, ele se torna um íon positivo (cátion).

Nome e símbolo dos elementos: Cada elemento químico tem um nome e um símbolo. O símbolo é

geralmente tirado do nome do elemento em latim, obedecendo a seguinte regra: a primeira letra é sempre

com a inicial maiúscula do nome do elemento; a segunda letra, se houver, será minúscula (isso evita que

dois elementos cujos nomes comecem com a mesma letra tenham o mesmo símbolo).

Exemplos:

Nome Origem do nome Símbolos Nome Origem do nome Símbolos

Hidrogênio Hydrogenum (latim) H Enxofre Sulfur (latim) S

Potássio Kalium (latim) K Sódio Natrium (latim) Na

Cloro Chlorus (grego) Cℓ Mercúrio Hydrargyrium (latim) Hg

O elemento químico pode ser representado também pela indicação do seu número atômico e do seu

número de massa. O número atômico deve ser escrito à esquerda e um pouco abaixo do símbolo, e o

número de massa à esquerda e um pouco acima, ou então à direita e um pouco acima. Assim:

92238U ou 92U238

Este símbolo representa um átomo de urânio (U), que tem número atômico (Z) 92 e número de massa (A) 238.

Por esta representação, determina-se quantos prótons, elétrons e nêutrons os átomos dos elementos

possuem. Veja: 92238U ; * prótons: 92 (é o número atômico); * elétrons: 92 (pois o número de prótons é

sempre igual ao de elétrons, no átomo neutro); * nêutrons: 238 – 92 = 146 (se Z + n = A, então n = A – Z)

Observação:

Elemento químico: átomos com mesmo Z;

Z= número atômico: Z=p+

p+= número de prótons;

A= número de massa: A=Z + n;

n=número de nêutrons: n=A-Z;

e-=número de elétrons: e-=p+=Z (no átomo neutro)

ISÓTOPOSISÓTOPOS: São átomos do mesmo elemento químico (mesmo número atômico), mas números de massa

diferentes. Veja outro exemplo: o prótio, o deutério e o trítio são isótopos do mesmo elemento químico, o

hidrogênio.

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Prótio Deutério Trítio

11H 1

2H 1

3H

Z =1 Z =1 Z =1

p+ = 1 p+ = 1 p+ =1

A = 1 A =2 A = 3

n = 0 n = 1 n = 2

Mais isótopos: 816

O, 817

O, 818

O (oxigênio-16, oxigênio-17, oxigênio-18); 1735

Cℓ, 1737

Cℓ (cloro-35, cloro-37);

ISÓBAROS: São átomos de diferentes elementos químicos, portanto, apresentam diferentes números

atômicos, mas mesmo número de massa. O potássio-40, por exemplo, é isóbaro do cálcio-40.

1940

K 2040

Ca

Z =19 Z =20

P+ = 19 p+ = 20

A = 40 A = 40

n = 21 n = 20

O mesmo acontece com o 614

C (carbono-14) e o 714

N (nitrogênio-14).

ISÓTONOS: São átomos de diferentes elementos químicos. portanto, apresentam diferentes números atômicos,

diferentes números de massa, mas mesmo número de nêutrons.

O trítio, por exemplo, é isótono do hélio-4.

13H 2

4He

Z = 1 Z = 2

p+ = 1 p+ = 2

A = 3 A = 4

n = 2 n = 2

Isótonos: 919

F (flúor-19) e o 1020

Ne (neônio-20)

2758

Co (cobalto-58) e o 2859

Ni (níquel-59)

v) Modelo Atômico de Rutherford-BohrO modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado em 1913, pelo cientista dinamarquês Niels Bohr,

utilizando a teoria de Max Planck, que em 1990 já havia admitido a hipótese de que a energia não seria

emitida de modo contínuo, mas em “pacotes”, A cada “pacote de energia” foi dado o nome de quantum.

Surgiram, assim, os chamados postulados de Bohr:

Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, que

são denominadas órbitas estacionárias;

Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia;

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Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem

definida de energia, chamada quantum de energia (em latim, o plural de quantum é quanta).

Recebendo energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o elétron salta de uma órbita mais interna

para outra mais externa; a quantidade de energia recebida é, porém, bem definida (um quantum de

energia).

Pelo contrário, ao “voltar” de uma órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite um quantum

de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravioleta ou

raios X (daí o nome de fóton, que é dado para esse quantum de energia). Esses saltos se repetem milhões

de vezes por segundo, produzindo assim uma onda eletromagnética, que nada mais é do que uma

sucessão de fótons (ou quanta) de energia.

Estudos posteriores mostraram que as órbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agrupam em

sete camadas eletrônicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q. Em cada camada, os elétrons possuem uma

quantidade fixa de energia; por esse motivo, as camadas são também denominadas estados estacionários

ou níveis de energia. Cada camada comporta um número máximo de elétrons e cada nível de energia é

caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, ....

O modelo dos orbitais atômicosA todo elétron em movimento está associada uma onda característica (princípio da dualidade ou de De

Broglie). Pode-se também medir, a posição de a velocidade de grandes corpos, como por exemplo, um

automóvel, no entanto, o elétron é tão pequeno, que os instrumentos de medição alterariam essas

determinações. Werner Heisenberg, em 1926, afirmou que “quanto maior for a precisão na medida da

posição de um elétron, menor será a precisão da medida de sua velocidade e vice-versa”, e enunciou o

seguinte princípio: Não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron, num mesmo instante

(princípio da incerteza ou de Heisenberg). Devido à dificuldade de se prever a posição exata de um elétron

na eletrosfera, o cientista Erwin Schrödinger (1926) calculou a região onde haveria maior probabilidade de

se encontrar o elétron. Essa região do espaço foi denominada orbital, ou seja, orbital é a região do espaço

ao redor do núcleo onde é máxima a probabilidade de encontrar um determinado elétron. Exemplo das pás

do avião paradas e em movimento. Outro exemplo pode ser o átomo de hidrogênio, que possui um único

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elétron, segundo o modelo atômico de Rutherford-Bohr, o elétron seria uma pequena partícula girando em

alta velocidade em uma órbita circular. Segundo o modelo de orbitais, o elétron é uma partícula-onda que

se desloca no espaço, mas estará com maior probabilidade dentro de uma esfera (orbital) concêntrica ao

núcleo. Devido à sua velocidade, o elétron fica dentro do orbital, assemelhando-se a uma nuvem

eletrônica.

Estados energéticos dos átomosPor meio de cálculos matemáticos, chegou-se à conclusão de que os elétrons se dispõem ao redor do

núcleo atômico, de acordo com o DIAGRAMA ENERGÉTICO.

i) Níveis energéticos: São as sete “escadas” que aparecem no diagrama onde os elétrons têm um

conteúdo de energia crescente. Esses níveis correspondem às sete camadas (K, L, M, N, O, P e

Q) do modelo de Rutherford-Bohr. Atualmente, eles são identificados pelo chamado número

quântico principal (n), que é um número inteiro, variando de 1 a 7;

ii) Subníveis energéticos: São os “degraus” de cada escada existente no diagrama. De cada

degrau para o seguinte há aumento no conteúdo de energia dos elétrons. Esses subníveis são

identificados pelo chamado número quântico secundário ou azimutal (ℓ), que assume os valores 0,

1, 2 e 3, mas que é habitualmente designado pelas letras s, p, d, f, respectivamente. Se for

mencionada a posição 3p, sabe-se que se trata do segundo degrau (p) da terceira escada (3), no tocante ao nível de energia;

iii) Orbitais: Cada subnível comporta um número diferente de orbitais, de acordo com o diagrama

energético completo a seguir:

Nesse diagrama, cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Os subníveis (“degraus”) s, p, d, f, contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7 (sequência de números ímpares) orbitais. Os orbitais são identificados pelo chamado número quântico magnético (Mℓ ou m). Num dado subnível, o orbital central tem o número quântico magnético igual a zero; os orbitais da direita têm m= "1, "2, "3; os da esquerda têm m= -1, -2, -3, como está exemplificado abaixo:

iv) Spin: Os cálculos provaram que um orbital comporta no máximo dois elétrons, daí sugere que se

os elétrons são negativos, eles não se repelem ou se afastam, pois podem girar no mesmo

sentido ou em sentidos opostos, criando campos magnéticos que os repelem ou os atraem,

conhecida com spin (inglês=girar).

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Princípio de exclusão de Pauli: Um orbital comporta no máximo dois elétrons, com spins contrários. A atração magnética entre os dois elétrons contrabalança a repulsão entre eles.

O spin é identificado pelo número quântico magnético spin (Ms ou s), cujos valores são -1/2 e +1/2.A representação dos elétrons nos orbitais é feita por uma seta:

v) Identificação dos elétrons: Cada elétrons da eletrosfera é identificado por seus quatro números

quânticos:

Num átomo, não existem dois elétrons com os quatro números quânticos iguais. No preenchimento dos

orbitais, outra regra importante: Regra de Hund ou da máxima multiplicidade, que diz: Em um mesmo

subnível, de início, todos os orbitais devem receber seu primeiro elétron, e só depois cada orbital irá

receber seu segundo elétron, cada elétron individualmente deve ocupar um orbital até e eles devem

conter spin oposto.

Elétron mais afastado do núcleo (elétron de valência) é aquele com maior valor do número

quântico principal (n);

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Elétron mais energético é aquele situado no nível (n) ou subnível (ℓ) de maior energia, o que é

dado pela soma n + ℓ,

Distribuição eletrônica em átomos neutrosA distribuição dos elétrons em um átomo neutro pode ser feita pelo diagrama dos níveis energéticos. O

cientista Linus Pauling imaginou um diagrama que simplifica essa tarefa e que passou a ser conhecido

como diagrama de Pauling

Distribuição dos 26 elétrons de um átomo de ferro (Z=26): Aplicando o diagrama de Pauling, primeiramente percorre-se as diagonais, no sentido indicado das setas, colocando o número máximo de elétrons permitido em cada subnível, até inteirar os 26 elétrons que o ferro possui. No último orbital atingido (3d), foram colocados apenas seis elétrons, com os quais completa-se a soma 26 elétrons, e não 10 elétrons, que é o máximo que um subnível d pode comportar. Essa é a distribuição dos elétrons considerado em seu estado normal ou estado fundamental. De modo abreviado, essa distribuição eletrônica, escreve-se: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Escreve-se os subníveis 1s, 2s, 2p ... em ordem crescente de energia e coloca-se um “expoente” para indicar o número total de elétrons existente em cada subnível considerado, com soma igual a 26, que é o número total de elétrons do átomo de ferro e também que somando os “expoentes” em cada linha horizontal, obtêm-se o número total de elétrons existentes em cada camada ou nível eletrônico do ferro. Conclui-se que a distribuição eletrônica do átomo de ferro, por camadas, é: K= 2; L=8; M=14; N= 2.

Distribuição eletrônica nos íonsSemelhante à dos átomos neutros. Porém, os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para

transformar-se num íon) serão recebidos ou retirados da última camada eletrônica, e não do subnível mais

energético.

CLASIFICAÇÃO PERIÓCIDA DOS ELEMENTOSEm 1869, o químico russo Mendeleev propôs a primeira classificação dos elementos de forma regular,

tendo inclusive previsto a existência de alguns elementos não descobertos à data. Este trabalho foi

considerado um dos passos fundamentais da química nos fins do século passado. Mendeleyev chegou à

primeira tabela periódica, verificando então que havia uma periodicidade das propriedades quando os

elementos químicos eram colocados em ordem crescente de suas massas atômicas. Em uma de suas

primeiras tabelas, Mendeleyev colocou os elementos químicos conhecidos (cerca de 60, na época) em 12

linhas horizontais, em ordem crescente de massas atômicas, tomando o cuidado para colocar na mesma

vertical os elementos de propriedades químicas semelhantes. Com as conclusões de Mendeleyev,

estabeleceu-se a chamada lei da periodicidade: Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos

variam periodicamente na sequência de suas massas atômicas. De fato, as propriedades dos elementos

são funções periódicas do seu número atômico. Além de ser mais completa que a tabela de Mendeleyev, a Classificação Periódica moderna apresenta os elementos químicos dispostos em ordem crescente de números atômicos. De fato, em 1913, Henry G. J. Moseley estabeleceu o conceito de número atômico, verificando que esse valor caracterizava melhor um elemento químico do que sua massa atômica (assim desapareceram, inclusive, as

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“inversões” da tabela de Mendeleyev, como no caso do iodo e do telúrio). A partir daí a lei da periodicidade ganhou um novo enunciado: Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de seus números atômicos.A tabela periódica apresenta sete linhas horizontais, denominadas períodos, o número de níveis de

energia que o elemento possui, indica o número do período em que ele está. A eletrosfera é formada por,

no máximo, 7 níveis de energia: K ou 1, L ou 2, M ou 3, N ou 4, O ou 5, P ou 6, Q ou 7. Assim, os átomos

que têm apenas 1 nível energético se encontram no 1o período; os que têm 2 níveis estão no 2o período;

os que têm 3 níveis, no 3o período; e assim sucessivamente. Também apresenta dezoito linhas verticais,

denominadas colunas, grupos ou famílias dos elementos. As famílias são as colunas da tabela, onde

estão reunidos os elementos com a mesma configuração eletrônica na última camada – a camada de

valência. Isso quer dizer que os elementos de cada família têm o mesmo número de elétrons na última

camada. Assim: Família 1A (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): 1 elétron na última camada; Família 2A (Be, Mg, Ca,

Sr, Ba, Ra): 2 elétrons na última camada; Família 3A (B, Aℓ, Ga, In, Ti): 3 elétrons na última camada; E

assim por diante: 4A : 4 elétrons na camada de valência; 5A : 5 elétrons; 6A : elétrons; 7A: 7 elétrons.

Além disso, os elementos que têm a mesma configuração eletrônica na camada de valência têm

propriedades químicas e físicas semelhantes, ou seja, cada família apresetna elementos com

propriedades físico-químicas semelhantes. As famílias se dividem em 3 grandes grupos, representados

pelas letras A e B e pelo algarismo 0.

A: Famílias de elementos representativos, com propriedades químicas regulares. A característica dessas

famílias é que têm como último e mais energético subnível eletrônico a ser preenchido o s ou o p.

B: Famílias de elementos de transição, com propriedades químicas variáveis. Todos os elementos de

transição têm como subnível mais energético o d ou o f, que não ficam na última camada do átomo.

0: Família dos gases nobres, cujos elementos têm a sua última camada completa, com 2 elétrons, no caso

do He, e com 8 elétrons no caso dos demais. Por terem a sua última camada de valência completa, os

elementos dessa família são estáveis e têm pequena reatividade química.

Nota: Apesar dos elementos representativos serem menos numerosos que os de transição, 95% dos

compostos químicos conhecidos são resultantes de reações entre elementos representativos. Daí a

importância do agrupamento, na tabela periódica, dos elementos em famílias com a mesma configuração

eletrônica no último nível.

O número da família dos elementos representativos (a) é dado pelo total de elétrons no último nível.

Por isso existem as Famílias 1A, 2A, 3A, ...........7A.

Famílias “A”

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Famílias “B”Existem 2 tipos de elementos de transição, que se distinguem pelo subnível mais energético. Assim:

Elementos de transição externa têm como subnível mais energético o d.

Elementos de transição interna têm como subnível mais energético o f.

Para os elementos de transição externa, o número da família é dado pela soma: do número de elétrons do

subnível d mais energético com o número de elétrons do subnível s adjacente.

Exemplos:

Nota: Se essa soma for superior ou igual a 8, veja o que acontece:

Soma 8: Família 8B Soma 11: Família 1B

Soma 9: Família 8B (segunda) Soma 12: Família 2B

Soma 10: Família 8B (terceira)

Os elementos de transição interna formam as séries dos lantanídeos e dos actinídeos (que se acham

destacados na tabela) e todos pertencem à família 3B. Em resumo, as famílias indicam os elementos com

o mesmo tipo de comportamento em ligações químicas e que esse comportamento depende da

configuração eletrônica da última camada ou os subníveis mais energéticos. Assim:

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Família 0: Última camada completa, com 8 elétrons para os elementos a partir do 2º período e com 2

elétrons para o elemento Hélio (He), também designada família 8A;

Famílias A: Última camada constituída de subníveis s ou p com máximo de elétrons entre 1 e 7;

Famílias B: Elementos de transição externa, com subnível d mais energético;

Elementos de transição interna, com subnível f mais energético.

Obs.: Sabemos que a família 0 é também chamada de gases nobres.

O hidrogênio não pertence à família dos metais alcalinos, apesar de situar-se na coluna, pois tem um

elétron e um só nível energético.

As famílias que não têm nomes especiais são designadas pelo nome do seu primeiro elemento 3A: família

do boro; 4A: Família do carbono; 5A: Família do nitrogênio.

As famílias agrupam elementos com a mesma configuração eletrônica no último nível e que têm, por isso,

propriedades semelhantes.

Os períodos enumeram os elementos com o mesmo número de camadas (mas configurações diferentes),

razão por que as propriedades dos elementos do mesmo período são diferentes.

Elementos na Tabela Periódica Moderna (TPM)Metais: Localizados à esquerda; apresentam menos de 4e- na última camada; altas temperaturas de

fusão e ebulição; apresentam brilho característico; condutores de eletricidade e calor; maleabilidade

(chapas); ductibilidade (fios).

Não-metais: Localizados à direita; acima de 4 e- na última camada; baixas temperaturas de fusão e

ebulição; isolantes; duros e quebradiços.

Semi-metais: Limite entre metais e não-metais. São eles Boro (B), Silício (Si), Germânio (Ge), Arsênio

(As), Antimônio (Sb), Telúrio (Te) e Po (Polônio).

Gases nobres: Estáveis (não se ligam a outros átomos). Coluna 8A.

Elementos diatômicos (E2): H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2.

Estado físico: À temperatura ambiente (25ºC, 1 atm). Gasosos: H, N, O, F, Cl e Gases Nobres. Líquidos:

Hg e Br. Sólidos: os demais

Propriedades periódicasRaio Atômico: Distância entre o núcleo e o elétron mais externo, ou seja, é a metade da distância

internuclear mínima. Fator determinante número de camadas, o raio aumenta quando aumenta o período.

Obs.: Elementos com o mesmo número de camadas (mesmo período). Raio é inversamente proporcional

ao número atômico. Num grupo, o raio aumenta de cima para baixo;

Num mesmo período, o raio aumenta da direita para a esquerda.

Eletropositividade: Tendência em perder elétrons (caráter metálico). "Eletropositividade e raio são

diretamente proporcionais.".

Num grupo, a eletropositividade aumenta de cima para baixo;

Num mesmo período, a eletropositividade aumenta da direita para a esquerda.

Eletronegatividade: Tendência em atrair elétrons. "Eletronegatividade é inversamente proporcional ao

raio."

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Num grupo, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima;

Num mesmo período, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita.

Eletroafinidade: Energia liberada pelo átomo ao receber um elétron. "Diretamente proporcional a

eletronegatividade."

Num grupo, a eletroafinidade aumenta de baixo para cima;

Num mesmo período, a eletroafinidade aumenta da esquerda para a direita.

Potencial de ionização: Energia necessária para retirar um elétron do átomo no estado gasoso.

"Inversamente proporcional ao raio."Expressa em elétron-volt (eV).

Num grupo, a energia de ionização aumenta de baixo para cima;

Num mesmo período, a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita.

As maiores energias são dos gases nobres.

Densidade: Dada pela relação entre a massa (m) e o volume (V) ocupado.

Num mesmo grupo a densidade aumenta de cima para baixo;

Num mesmo período a densidade aumenta das extremidades para o centro;

Pontos de Fusão e Ebulição (PE e PF)Num mesmo grupo o PE e o PF aumentam de cima para baixo, exceto em metais alcalinos e alcalino-

terrosos, cujos PE e Pf aumentam de baixo para cima;

Num mesmo período os PE e PF aumentam das extremidades para o centro.

Obs.: Estado físico dos elementos em condições ambientes (25°C e 1atm)

Gases: hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, flúor, cloro e gases nobres;

Líquidos: mercúrio e bromo;

Sólidos: todos os demais.

Volume atômico: Se refere ao volume ocupado por 6,02x1023 átomos de algum elemento, e pode ser

calculado a partir da relação desse número de átomos com a respectiva densidade da porção da amostra.

Numa mesma família o volume atômico aumenta com o aumento do raio atômico, enquanto que nos

períodos o volume atômico cresce do centro para os extremos da tabela periódica.