QUÍMICA-ÁTOMOS

ÁTOMOS

Introdução

Este módulo trata do átomo. O cursista deve conhecer e compreender este conceito, sua história, a constituição do átomo e do ião e a massa das partículas fundamentais da matéria.

Além disso, está incluído um certo conhecimento da radioactividade e das fórmulas electrónicas. A literatura mostra mais sobre a ligação entre átomos e raios.

Índice

1. História das ideias sobre os átomos

2. O núcleo

2.1 Protões & neutrões

2.2 Radioactividade & radiação

3. Electrões

3.1 As camadas

3.2 Electrões de valência

3.3 Fórmulas electrónicas

4. Iões

4.1 Energia de ionização

5. Massa do átomo

6. Relação entre
estrutura atómica e luz

1. História das ideias sobre os átomos

A palavra 'átomo' surgiu pela primeira vez nos tempos dos Gregos, na antiguidade cujos filósofos (em particular o Demócritos) introduziam o conceito átomo:

a partícula mais pequena da substância (a partícula que já não pode ser cortada = a-tomos).

Na filosofia do Demócritos, cada substância é constituída por átomos, cada um com suas propriedades particulares.
'Átomos' de açúcar, por exemplo, têm uma forma redonda, 'átomos' de sal têm certos picos (tipo agulha). Assim cada substância tem seus próprios átomos. E uma vez que existem milhares de substâncias, também devem existir miljares de 'átomos'.
As propriedades da substância foram consideradas a consequência da forma tridimensional do chamado 'átomo Democrítico'.
John Dalton retomou a palavra para as partículas elementares constituintes de toda matéria. Só que ele deixou a ideai de existir igual número de átomos e substâncias. Ele começou a dizer: os átomos são os tijolos da matéria. As substâncias são constituídas por conjuntos destas partículas dos quais existem tipos em número limitado.
Thomson descobriu o electrão no átomo.
Rutherford descobriu o núcleo e sua composição.
Hoje em dia conhecemos diferentes partículas presentes no átomo, tal como o quark e o neutrino.

Exercício 1
Qual a diferença fundamental entre o átomo dos Gregos e o átomo do Dalton?

Mais sobre a história, veja o intermezzo ao fim do módulo.

2. O núcleo

O núcleo é constituído por nucleões (partículas nucleares, sendo em princípio duas: os protões e os neutrões).

O núcleo fica no centro do átomo.

O nucleão tem uma massa de ±1 u.m.a. .
O número total de nucleões apresenta o número de massa atómica.
A presença de protões provê o núcleo duma carga positiva. O núcleo (positivo) atrai os electrões (negativos).

Mudanças no núcleo chamam-se: reacções nucleares.

2.1 Protões & neutrões

Estes dois são as partículas no núcleo (os nucleões).
Na física nuclear já descobriram as partículas constituintes dos protões e neutrões, (temos quarques, e mais) mas essas ficam fora deste curso.
Protões en neutrões têm uma massa ± igual e uma carga diferente: o protão é positivo e o neutrão não tem carga; é neutro.
Os protões atraem as camadas electrónicas (negativas), assim assegurando a existência do átomo. Os neutrões servem para estabilizar o núcleo com 2 ou mais protões.
Existem forças de repulsão no núcleo, entre os protões. O núcleo assim tem uma constituição instável. Felizmente, existem outras forças: forças de massa. Essas só funcionam a distância muitíssimo curta, e nas quais os neutrões têm um papel importante: fazem com que o núcleo fica estável.

Exercício 2

Quais são as forças de repulsão no núcleo?
Explique por que o núcleo de Hidrogénio normalmente não contém neutrões.

Exercício 3
Átomos com número atómico grande (>92) já não são estáveis.
O que pode ser a razão?

resposta

2.2 Radioactividade & radiação

Uma proporção errada de protões e neutrões cria um núcleo instável. Estes núcleos tentam reestabelecer a estabilidade por mudanças na composição do núcleo.
Mudanças no núcleo são chamadas: reacções nucleares.
Elementos instáveis sofrem reacções nucleares naturais.

Também podemos, duma maneira artificial, tratar os átomos estáveis com certas partículas (de grande velocidade/energia para criar núcleos instáveis. Depois de chocar vom estas partículas, os núcleos vão sofrer reacções nucleares artificiais.

Na prática o fenómeno de mudanças no núcleo é descrito como radioactividade, que pode ser natural ou artificial.

Dois tipos principais das mudanças nucleares:

Um neutrão pode mudar num protão, perdendo e enviando para fora um electrão (raio β).
Isto acontece se houver neutrões demais.
Outra possibilidade é de enviar embora um pacote de quatro nucleões: 2 neutrões + 2 protões (partícula ou raio α).
Isto acontece quando não há neutrões suficientes.

Mesmo existem equações para as reacções nucleares:

(reacção nuclear natural)

(reacção nuclear artificial)

Exercício 4
Frâncio(221 nucleões) é um isótopo alfa-radioactivo. Elabore a equação da reacção nuclear.

Nos centrales nucleares podem usar o "combustível" Uránio(235) cujos núcleos captam um neutrão. Começa assim uma reacção nuclear muito exotérmica (=liberta-se muita energia).
O outro isótopo de Uránio(238) também pode reagir com um neutrão, formando ²³⁹Pu. Este Plutónio pode-se aplicar de matéria prima na produção de bombas atómicas.

Exercício 5
Dá a equação da reacção nuclear da formação de Plutónio.

3. Electrões

São as partículas com carga negativa, quase sem massa (±2000 x mais leve do que o nucleão). Normalmente fazem parte dos átomos, por exemplo nas ligações, mas podem existir fora dos átomos, por exemplo nos raios de cátodo.

Os electrões têm um carácter de partícula, mas podem ser considerados doutra maneira, sendo vibrações electromagnéticas. Neste curso os electrões são considerados partículas.

A carga negativa do electrão neutraliza exactamente a carga positiva de um protão. Um átomo (neutro) deve ter números de protões e electrões iguais. Caso não, não há átomo neutro, mas um ião.

3.1 As camadas

Os electrões do átomo, cada um com a carga negativa, precisam duma boa organização na ocupação do espaço em volta do núcleo. Para lembrar: o núcleo (positivo) atrai os electrões (negativos).
Não só existem forças de atracção entre o núcleo e os electrões, mas também forças de repulsão entre os electrões. podemos assim dizer: os electrões lutam para obter o seu espaço necessário.
Pode considerar os electrões como cargas em movimento, i.é, corrente eléctrica. [Carga em movimento = corrente eléctrica]. Assim aqueles electrões causam um campo electromagnético que influencia a posição de todos os outros electrões presentes. O conjunto de forças criam uma distribuição complicada dos electrões do átomo.
Aqui apresentamos somente umas regras gerais que são justificados pela teoria atómica.

Os electrões contêm uma certa quantidade de energia, dependente - entre outros factores - da distância ao núcleo.

Quanto mais afastado do núcleo,
tanto mais energia tem o próprio electrão.

Todas as forças presentes, com a energia de cada electrão, criam certos níveis energéticos de cada electrão do átomo.

Em seguida três regras simples para os níveis principais, sobre a distribuição principal dos electrões:

o núcleo atrai os electrões; a camada mais interior, mais perto do núcleo, é a primeira, é camada número 1 (ou: o nível principal no 1);
o número máximo de electrões na camada n é igual a 2n².
o número 2n² apresenta também o número preferido pelas camadas (n = número quântico principal);
a camada exterior tem um número máximo de 8 electrões.

Exercício 6
A última regra tem umas excepções nos elementos com número atómico muito pequeno. Explique.

Método mais detalhado, mais completo, incluíndo todos os átomos.

As camadas principais podem ser subdivididas em subcamadas / subníveis:

Camada 1 é constituída por um subnível,	tipo s	com número máximo de electrões:	2
Camada 2 divide-se em duas subníveis	tipo s p	com números máximos de electrões:	2 6
Camada 3 divide-se em três subníveis	tipo s p d	com números máximos de electrões:	2 6 10
Camada 4 divide-se em quatro subníveis	tipo s p d f	com números máximos de electrões:	2, 6 , 10, 14
Camadas 5 - 7 teoricamente podiam dividir-se em 5 até 7 subníveis, mas átomos tão grandes não existem
Camada 5 divide-se em quatro subníveis	tipo s p d f	com números máximos de electrões:	2, 6, 10, 14
Camada 6 divide-se em três subníveis	tipo s p d	com números máximos de electrões:	2, 6, 10
Camada 7 divide-se em dois subníveis	tipo s p	com números máximos de electrões:	2 6

Formando os subníveis, os electrões começam com os níveis mais perto do núcleo, ou seja, com os subníveis com a menos energia.
Os subníveis começam a sobrepor a partir da terceira camada, subnível 3d/4s.
Sempre: o último restante dos electrões dum átomo fica no último subnível; este último subnível determina o lugar do elemento na tabela periódica completa.

Exemplo
O átomo do elemento Sódio tem uma distribuição dos electrões nos subníveis:
1s² 2s² 2p⁶ 3s¹.

Portanto, o átomo de Sódio tem 3 camadas principais e na última camada principal tem 1 electrão (de valência).
Neste caso, o mesmo resultado obtém-se com as três regras simples: 1 - 8 - 1.

Exercício 7
Cada camada principal contém pelo menos um subnível.
Qual é o tipo de subnível presente em cada camada principal?

Exercício 8

Para os elementos com os números atómicos 32 54 83 56 22 73 44 68 94 , e segundo as três regras simples,
elabore uma tabela que contém os dados: número de electrões de valência (nas colunas da tabela) e o número total das camadas principais nas linhas da tabela.
Consulta na literatura/tabela o esquema total de preenchimento dos subníveis com electrões.
Elabore uma nova tabela que contém os dados melhorados: número de electrões de valência e o número total das camadas principais.

NOTA BEM: Sabe-se que as características mais importantes do átomo são seu número de camadas e seu número de electrões de valência.

3.2 Electrões de valência

Os electrões dos vários subníveis não são diferentes, tirando a sua quantidade de energia. Portanto, electrões na última camada, os chamados "electrões de valência", não são dum outro tipo.
Todavia, chamamos este grupo de electrões "electrões de valência" porque estes desempenham nas substâncias um papel especial. Eles determinam em grande parte as propriedades do elemento.

Normalmente, as camadas possuem um número de preferência de electrões e assim ficam bastante estáveis. A última camada prefere 8 electrões, mas normalmente não têm (sem falar dos gases nobres).
Nas reacções químicas, são estas camadas exteriores que procuram resolver este problema, para chegar a um estado mais estável. Portanto, é a última camada, são os electrões de valência que determinam a formação das ligações químicas, e assim, as reacções químicas.

Exercício 9
Os gases nobres têm uma estrutura electrónica semelhante; o Hélio não chega a 8 electrões de valência, mas mesmo assim, é gás nobre.
Explique este problema.

resposta

3.3 Fórmulas electrónicas

As fórmulas electrónicas mostram o símbolo do átomo incluíndo todos os electrões de valência, tanto nos átomos solteiros como nas substâncias.
Assim, a fórmula electrónica dum átomo de sódio é: Na·
O ponto apresenta o único electrão de valência do Sódio.
Um traço apresenta um par de electrões. (dois pontinhos)

Uma ligação entre dois átomos, por exemplo na molécula de Cl₂, pode apresentar com uma fórmula electrónica:
_ _
| Cl - Cl |

4. Iões

Iões são partículas que sempre têm uma carga, positiva ou negativa. Pode ser um átomo ou um grupo de átomos ligados que ganhou ou cedeu electrões. No caso de ter um grupo de átomos ligados, fala-se dum ião complexo, por exemplo: SO₄^2-: um átomo de Enxofre com 4 átomos de oxigénio ligam-se um aos outros, e os cinco átomos juntos contêm 2 electrões demais.

Exercício 10
Escolhe a resposta certa:
A. Um ião Cu²⁺ é:

um átomo que perdeu 2 electrões
um átomo que ganhou 2 protões
uma partícula com mais electrões do que protões
uma partícula com mais protões do que neutrões

B. Dado o ião Hg₂²⁺
Podemos dizer que:

átomos de Mercúrio perdem 1 electrão cada; depois juntam-se dois iões
átomos de Mercúrio perdem 2 electrões
2 átomos de Mercúrio ganham 2 protões
átomos de Mercúrio ganham 1 protão; juntam-se dois iões

Exercício 11
Como resolver o seguinte problema:
Dizem que flúor é bom para os dentes. Por outro lado, o elemento flúor é bastante venenoso.

4.1 Energia de ionizaçã

Para formar iões positivos, é necessário tirar, afastar 1 ou mais electrões duma partícula neutra.
Separar partículas sempre custa energia.

Assim também: tirar electrões dum átomo (é afastar partículas) custa energie.
Em perder electrões, certos átomos só precisam de pouca energia, outros precisam de muita. Um electrão escapa mais facilmente quando o electrão tem uma boa distância do núcleo e quando a carga nuclear não é muito grande. O efeito da distância fica dominante sobre o efeito da carga. Um átomo de sódio, por exemplo, facilmente cede um electrão. Uma consequência deste facto é de que o elemento tém uma grande reactividade.

Chama-se a energia de ionização a energia necessária para tirar completamente um electrão do átomo.

Exercício 12
Explique a importância da carga nuclear e a distância para o núcleo na determinação da energia de ionização.

5. Massa do átomo

partícula	Massa (g)	Massa (u.m.a)	Carga
Electrão	9,1*10^-28	0	-1
Neutrão	1,67495*10^-24	1	0
Protão	1,67254*10^-24	1	+1

Umas observações:
A massa dos electrões é nada, comparada com a massa dos nucleões.
Para determinar a massa do átomo pode simplesmente somar os nucleões: número de massa do átomo.
Quando um átomo de Sódio contem 11 protões e 12 neutrões, o átomo tem 23 nuceões, seja o número de massa é 23.

Exercício 13
À base dos dados na tabela, estima quantas vezes mais pesado é o protão do que o electrão.

Exercício 14
Nas reacções nucleares, um neutrão pode mudar num protão + electrão (raios β). Faça um controle se a massa assim muda. Caso não, o que pode ser a causa?

A unidade de qualquer massa do átomo = u.m.a.

Exercício 15
Usando a definição da u.m.a., deduza que a u.m.a. pode-se considerar a massa média de um nucleão.
Calcule a massa média em gramas.

Exercício 16
Suponha de ter 1 grama de nucleões (mistura de protões e neutrões). Quantos nucleões são necessários? (usa os dados da tabela).

Cada átomo tem seu número de massa: é a soma dos nucleões. O átomo de Cloro pode conter 17 protões e 18 neutrões, portanto, o número de massa deste átomo é 35.

Muitos elementos têm mais do que um só tipo de átomos. Não varia o número do átomo, mas sim o número de neutrões. Chamamos os diferentes tipos do átomo: isótopos.
Um elemento pode ter diversos isótopos com números de massa diferentes.
A massa média dos isótopos, que normalmente se encontra nas tabelas na literatura, chamamos a massa atómica

A massa atómica baseia-se nos números de massa dos isótopos do elemento.

Exemplo:
O Cloro tem dois tipos diferentes de átomos: tipo 1 tem 20 neutrões, tipo 2 tem 18 neutrões. O número atómico de Cloro é 17 (o átomo contem 17 protões) Portanto, o número de massa do átomo de Cloro pode ser 35 ou 37. Símbolos destes isótopos são: ³⁵Cl e ³⁷Cl
A massa média destes isótopos não é 36, por que o Cloro natural tem mais ³⁵Cl do que ³⁷Cl.
Afinal, a massa atómica de Cloro fica perto de 35,5 a.m.e.

Exercício 17
Na natureza, o Carbono é constituído por 98,89% carbono, isótopo ¹³C
As massas atómicas relativas dos isótopos são: 12,000 do ¹²C e 13,003 do ¹³C
Calcule a massa atómica do elemento Carbono.
Resposta

6 Relação entre estrutura atómica e a luz

Numa chama, certos átomos/iões são capazes de apanhar uma quantidade de energia que fica armazenada nos electrões (nem sempre electrões de valência).
Quando electrões apanham mais energia do que normal, já não podem ficar no seu nível de energia normal; afastam-se mais ou menos do núcleo.

Existem duas situações:

Um electrão (normalmente de valência) apanha energia suficiente para afastar-se completamente do átomo (ionização do átomo).
A energia necessária para tal é chamada: energia de ionisação.
Um electrão (normalmente não de valência) apanha energia insuficiente para afastar-se completamente; move para um nível superior.
Assim forma-se um átomo em estado de agitação, o que não é estável. O electrão agitado volta para o seu lugar anterior, enquanto perde aquela energia extra.
Muitas vezes, esta energia é emitida de forma: raio electromagnético (pode ser luz na área visível).
Cada átomo cria assim o seu próprio espectro de luz.

Sódio Amarelo Cobre Verde

Potássio Violeta fraco Estanho Azul

Cálcio Vermelho Chumbo Azul fraco

Exercício 18
Numa chama, introduz uns cristais de sal da cozinha. Observações?

INTERMEZZO:

A história dos átomos, mais em pormenores. Demócritos (cerca de 470 - 370 a.c. ), um dos primeiros filósofos atomistas, imaginou que todas as formas de matéria poderiam ser divididas em partículas invisíveis, que ele denominou átomos, palavra grega que significa indivisível. Ele afirmou que os átomos estariam em movimento constante e poderiam combinar-se entre si de várias maneira. Esta hipótese era puramente especulativa, não estando calcada em observações científicas.

Teoria Atómica de Dalton

Mais de 2000 anos apos Demócrito, o professor Inglês John Dalton (1766 - 1844) retomou o conceito de átomos e propôs uma teoria atómica baseada em jactos e evidências experimentais.
A essência da teoria de Dalton pode ser descrita assim:

Elementos são compostos de partículas pequenísimas, indivisiveis, chamados átomos.
átomos de um mesmo elemento são semelhantes em massa e tamanho.
átomos de elementos diferentes têm massas e tamanhos diferentes.
compostos químicos são formados pela união de dois mais átomos de elementos diferentes.
átomos combinam-se para formar compostos mantendo entre si proporções numéricas simples.
átomos de dois elementos podem combinar-se em proporções diferentes, formando um composto.

A teoria atômica de Dalton continua sendo um marco no desenvolvimento da Química. As princípais premissas de sua teoria ainda são válidas, mas algumas de suas afirmativas devem ser modificadas ou aperfeiçoadas. Investigações posteriores mostraram que átomos são compostos de partículas subatômicas; nem todos os átomos de um elemento específico têm a mesma massa; e átomos em circunstâncias bem especificas, podem ser decompostos.

Descoberta dos Iões

O grande cientista Inglês Michael Faraday (1791 - 1867) descobriu que certas substâncias, quando dissolvidas em água, conduziam a corrente eléctrica.
Ele também observou que certos compostos poderiam ser decompostos em seus elementos pela passagem de corrente eléctrica. Átomos de alguns elementos eram atraídos para o eléctrodo positivo, enquanto átomos de outros elementos eram atraídos para o electrodo negativo.
Faraday concluiu que estes átomos eram dotados de carga eléctrica. Ele os chamou de iões.
O cientista sueco Svante Arrhenius (1859 - 1927) ampliou o trabalho de Faraday.
Arrheinius argumentou que um ião era um átomo dotado de carga positiva ou negativa. Ao se fundir um composto como o cloreto de sódio (NaCl), ele conduziu a corrente eléctrica, sem necessidade da água. A explicação de Arrhenius para esta condutividade foi que, ao fundir, o cloreto de sódio dissociava-se em iões carregados, Na⁺ e Cl^-.
Os iões Na⁺ moviam-se na direcção do eléctrodo negativado (cátodo), enquanto ao Cl^- migravam em direcção ao eléctrodo positivo (anodo). Assim, iões positivos são denominados catiões, e iões negativos, aniões.
Em 1897 o físico Inglês Joseph Thomson conseguiu demostrar experimentalmente a existência do electão.

Modelo de Thomson

Thomson formulou em 1904 uma teoria sobre a estrutura atómica. Segundo essa teoria, o átom seria uma sefera carregada positivamente que, para tornar-se neutra, tinha electrões negativos distribuidos em sua superfície.
Este modelo ficou conhecido por Pudim de ameixas (plum-pudding).

Modelo de Rutherford

A Experiência de Rutherford "o átomo com núcleo"
O grande químico Inglês, Ernest Rutherford estudava os efeitos das emissões radioactivas, bombardeando diversos materiais com diferentes tipos de emissões.
Rutherford havia mostrado, em 1907, que as partículas alfa, de carga positiva e emitidas por certos elementos radioactivos, eram iões do elemento Hélio. Rutherford usou estas partículas alfa para demonstrar a presença de núcleos nos átomos.
Em experimentos realizados em 1911, direccionou um feixe de iões Hélio de carga positiva (partículas alfa) contra uma lâmina muito fina de ouro (com espessura equivalente, aproximadamente, a 1000 átoms).
Rutherford constatou que:

a maioria das partículas alfa (1) atravessava livremente a placa de ouro.
poucas partículas alfa (2) passavam e sofriam desvio.
muito poucas partículas alfa (3) não atravessavam a placa de ouro.

Tudo isto era percebido com o uso de telas fluorescentes de sulfureto de zinco (ZnS). Estas telas ficam luminosas nos pontos onde são atingidos pelas radiações.
Rutherford concluiu então que a massa da placa de ouro estaria distribuida em pequenos pontos, aos quais ele chamou de núcleos.
Os desvios foram explicados admitindo-se que o núcleo era positivo. Com isso, uma repulsão entre o núcleo e a não atravessavam a placa de ouro deveriam ter colidido frontalmente com um núcleo. E, finalmente, como o átomo é uma região negativa, praticamente sem massa, que foi denominada electrosfera.
Rutherford foi mais além. Supôs que os electrões estariam dispostos ao redor do núcleo tal como os planetas ao redor do sol. Surgiu então o célebre modelo planetário do átomo (Modelo de Rutherford).

A Contribuição de Max Planck

Em 1900, Max Planck lançou uma ideia verdadeira espectacular sobre a propagação da energia. Segundo ele, a energia seria perdida ou recebida por um sistema em "pacotes" e chamou cada pacote de "quantum de energia". (o plural de quantum é quanta).

Factos importantes desta teoria:

A troca de energia sempre dá através de um número inteiro de quanta, ou seja, um sistema perde ou ganha 1,2,3...,n quanta, numa 1 quantum, por exemplo. Então, o quantum é indivisível.
Cada tipo de energia tem o seu quantum característico. Por exemplo, o quantum da luz vermelha é menor que o quantum da luz ultravioleta, porque esta é mais energética que a luz vermelha. Por outras palavras, quanto mais energia possuir uma radiaçã, maior será o seu "pacote" fundamental de energia, ou seja, maior será o seu quantum.

Os Postulados de Bohr

As ideias de Rutherford (átomo planetário) foram muito criticadas pela física clássica, pois, se os electrôes girassem ao redor do núcleo, deveriam perde energia e acabariam por cair no núcleo.
Niels Bohr, dois anos depois de ter sido estabelecido o modelo de Rutherford, propôs alguns postulados que acabariam transformando o modelo de Rutherford num novo modelo de explicação teórica aceitável. Este novo modelo passou a constituir o modelo atômico de Bohr ou modelo atômico de Rutherford - Bohr.
O grande mérito dos postulados de Bohr era mostrar que a física clássica não servia para explicar os fenómenos atômicos.

1º Postulado:
O átomo apresenta núcleo positivo e está rodeado de electrôes negativos.

2º Postulado:
A electrosfera é dividida em regiões denominadas 'níveis de energia' ou 'camadas'. Um electrão sempre estará em um nível, nunca será encontrado entre dois níveis.

3º Postulado:
O electrão, quando em seu nível, não perde nem ganha energia de forma espontânea. Dizemos que o electrão se movimenta em um estado estacionário de energia, ou seja, a energia global do electrão é constante.

4º Postulado:
Se fornecermos energia para um electrão, ele poderá saltar para uma camada mais externa, isto é, mais energética.
A energia será a diferença entre a energia E₂ da camada final e E₁ da camada inicial.

5º Postulado:
Depois de recebida esta energia, o electrão tende a voltar igual à recebida.
Mas note este facto: a energia é recebida segundo várias formas, tais como calor, luz etc..., mas a energia perdida se dá através de ondas electromagnéticas (luz visível, por exemplo)

FIM DO INTERMEZZO da doutora Carolina (Beira, Moçambique)

Sódio	Amarelo	Cobre	Verde
Potássio	Violeta fraco	Estanho	Azul
Cálcio	Vermelho	Chumbo	Azul fraco