química elementar – capítulo 1

E-books
PCNA
Vol. 1
QUÍMICA
ELEMENTAR
CAPÍTULO 1 – ATOMÍSTICA
1
QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
SUMÁRIO
Apresentação --------------------------------------------- 3
Capítulo 1 -------------------------------------------------- 4
1. Estudo do átomo-------------------------------------- 4
1.1. Modelo atômico de Dalton ------------------------- 4
1.2. Modelo atômico de Thomson --------------------- 5
1.3. Modelo atômico de Rutherford ------------------- 6
1.4. Modelo atômico de Bohr--------------------------- 7
1.5. Modelo de Orbitais Atômicos (modelo atual) --- 9
1.5.1. Estados energéticos dos elétrons (números
quânticos) -------------------------------------------------- 17
1.5.1.1. Níveis energéticos (número quântico 𝐧) ----18
1.5.1.2. Subníveis energéticos (número quântico l) 19
1.5.1.3. Orbitais (número quântico magnético m ou
ml) ---------------------------------------------------------- 20
1.5.1.4. Spin (número quântico de spin ms ou s) -- 22
1.5.2. Identificação dos elétrons --------------------- 25
2. Distribuição Eletrônica ---------------------------27
2.1. Distribuição eletrônica nos átomos neutros ----27
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
2.2. Distribuição eletrônica nos íons ---------------- 30
3.Tabela Periódica ------------------------------------ 32
3.1. Classificação dos elementos segundo suas
configurações eletrônicas -------------------------------- 33
3.2. Características da Tabela Periódica ----------- 33
3.3. Propriedades Aperiódicas e Periódicas -------- 34
3.3.1. Propriedades Aperiódicas --------------------- 34
3.4. Classificação dos elementos segundo suas
propriedades ---------------------------------------------- 40
3.4.1. Metais -------------------------------------------- 40
3.4.3. Gases Nobres ------------------------------------ 41
3.4.4. Hidrogênio --------------------------------------- 41
EXERCÍCIOS PROPOSTOS ------------------------- 42
GABARITO ---------------------------------------------- 48
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Apresentação
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Básicas (Física, Química e Matemática). Assistindo às aulas
no próprio ambiente em que cursará sua graduação, isso
auxiliará você a adquirir o conhecimento necessário para
enfrentar melhor o programa curricular do seu curso.
Então seja Bem-vindo ao Curso de Nivelamento em
Química Elementar do PCNA. Este é o primeiro de uma
série de o i t o E-books que vão lhe acompanhar durante
o curso, o professor utilizará este material como apoio às
suas aulas e é fundamental que você o leia e acompanhe as
atividades propostas.
A série “E-books PCNA-Química” foi desenvolvida
com o propósito de apresentar o conteúdo do curso de
Química Elementar.
Neste fascículo você irá encontrar o conteúdo de
Atomística. É bom lembrar que não se pode aprender
Química sem alguns pré-requisitos, que muitas vezes não
valorizamos por acharmos simples e descomplicados,
todavia, atenção e compreensão se fazem necessária.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Capítulo 1
1. Estudo do átomo
Ao longo do tempo, várias teorias foram elaboradas
com o propósito de entender a unidade fundamental da
matéria: o átomo.
Neste capítulo, vamos navegar no mundo dos modelos
atômicos até chegarmos ao atual, conhecido como Modelo
dos Orbitais Atômicos.
1.1. Modelo atômico de Dalton
John Dalton (1808) definiu o átomo como sendo
maciço, de forma esférica, indivisível e indestrutível. Dessa
forma, seu modelo atômico ficou mais conhecido como o
modelo atômico de bola de bilhar.
A contribuição de Dalton foi fundamental para a
compreensão da Lei de conservação da massa de Lavoisier, o
qual afirmou que “na natureza, nada se perde, nada se cria,
tudo se transforma”.
Ao afirmar que o átomo é indestrutível, Dalton
ratificou a proposição de Lavoisier.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.1 – Representação do átomo de Dalton
1.2. Modelo atômico de Thomson
Joseph John Thomson (1897) realizou experimentos
que possibilitaram a descoberta do próton e do elétron.
Segundo ele, como a tendência da matéria é ficar neutra, o
número de cargas positivas teria que ser igual ao número de
cargas negativas.
Assim, definiu o átomo como uma esfera carregada
positivamente onde os elétrons ficam incrustados nesta. Por
conta disso seu modelo atômico ficou conhecido como
“Pudim de Ameixas”, onde os elétrons eram representados
pelas ameixas e a massa do pudim era a parte positiva.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.2 – Representação do átomo de Thomson
1.3. Modelo atômico de Rutherford
Ernest Rutherford (1911) realizou um experimento
muito importante para o estudo do átomo. Rutherford
bombardeou uma lâmina de ouro com um feixe de partículas
alfa e, com base nas suas observações, formulou a sua teoria
para o átomo: é constituído em sua maior parte por espaço
vazio, a massa se concentra no centro (núcleo) com
partículas de carga positiva e as partículas de carga negativa
giram ao redor do núcleo em alta velocidade numa região
denominada de eletrosfera. Por conta disso, sua teoria ficou
conhecida como modelo planetário. A falha desse modelo é
mostrada pela teoria do eletromagnetismo, que aponta que
toda partícula com carga elétrica submetida a uma
aceleração origina a emissão de uma onda eletromagnética.
Dessa forma, o novo átomo proposto estaria violando as leis
eletromagnéticas conhecidas na época, uma vez que os
elétrons estariam perdendo energia a cada emissão e
descreveriam órbitas cada vez menores, até o momento em
que acabariam colidindo com o núcleo.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.3 – Representação do átomo de Rutherford
1.4. Modelo atômico de Bohr
O modelo de Bohr representa os níveis de energia. É
comparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar, onde
cada elétron possui a sua própria órbita e com quantidades
de energia já determinadas. Baseado na teoria quântica
proposta por Planck, Bohr elaborou os seguintes postulados:
I- Os elétrons descrevem ao redor do núcleo órbitas
circulares chamadas de camadas eletrônicas, com energia
constante e determinada. Cada órbita permitida para os
elétrons possui energia diferente.
II- Os elétrons ao se movimentarem numa camada
não absorvem nem emitem energia espontaneamente.
III- Ao receber energia, o elétron pode saltar para
outra órbita mais energética. Dessa forma, o átomo fica
instável, pois o elétron tende a voltar à sua orbita original.
Quando o átomo volta à sua órbita original, ele devolve a
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
energia que foi recebida em forma de luz. A energia absorvida
ou emitida por um átomo é equivalente ao número inteiro de
um quanta. Cada quanta tem energia igual a ℎ. 𝑓, em que 𝑓 é
a frequência da radiação e ℎ é a constante de Planck.
Portanto, a variação de energia produzida num átomo será
igual à energia emitida ou recebida. Essa variação de energia
é dada por:
𝐸𝑒 − 𝐸𝑖 = ℎ. 𝑓
Em que:
𝐸𝑒: energia da órbita mais externa (de maior energia);
𝐸𝑖: energia da órbita mais interna (de menor energia).
Figura 1.4 – Representação do átomo de Bohr
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
1.5. Modelo de Orbitais Atômicos (modelo atual)
O elétron se comporta ora como partícula, ora como
onda, dependendo do tipo de experiência. Devemos assim,
entender o elétron como um elemento físico que tem
comportamento dual – uma onda-partícula. De fato o físico
francês De Broglie já havia lançado a seguinte hipótese:
“A todo elétron em movimento está associada uma
onda característica”, que ficou conhecida como princípio da
dualidade de De Broglie.
Outra consideração importante é que não se pode
medir com boa precisão a velocidade ou posição de corpos
muito pequenos, pois os próprios instrumentos de medição
alterariam essas determinações. Este é o caso do elétron.
Sendo assim, Werner Heisenberg afirmou que “quanto maior
for a precisão na medida da posição de um elétron, menor
será a precisão na 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”, que ficou conhecido como
princípio da incerteza de Heisenberg.
Com a dificuldade de prever a posição exata de um
elétron, o cientista Erwin Schrödinger foi levado a calcular a
região onde haveria maior probabilidade de encontra-lo.
Essa região do espaço foi denominada de orbital.
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde é
máxima a probabilidade de encontrar um determinado
elétron.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Esse modelo matemático usa a ondulatória para o
cálculo de energia dos elétrons e é denominado de Equação
de Schrödinger. Ela é representada da seguinte maneira:
ℎ2
𝜕 2𝜓 𝜕 2𝜓 𝜕 2𝜓
𝐸𝜓 = − 2 ( 2 + 2 + 2 ) + 𝑉(𝑥, 𝑦, 𝑧)
8𝜋 𝑚 𝜕𝑥
𝜕𝑦
𝜕𝑧
A letra “E” é a energia, “ψ” (a letra grega psi)
representa a função de onda para o elétron, “h” é a constante
de Planck, “m” é a massa, V(x, y, z) responde pela energia
potencial (a qual geralmente é uma função da posição).
Assim a equação expressa a energia total como a soma da
energia cinética – termo entre parênteses da equação - e da
energia potencial, representando, desta maneira, a energia
mecânica.
Claro que nossos estudos não usarão está fórmula
passo a passo, mas devemos pensar que cada forma de orbital
e quantidade de energia do átomo provem desta fórmula.
Voltemos ao orbital através de uma analogia. Imagine
que colocássemos uma máquina fotográfica próximo a uma
colmeia e tirássemos muitas fotografias, a intervalos de
tempos regulares. Veríamos um amontoado de pontinho, e
cada um deles representaria a posição de uma abelha no
momento em que a foto foi tirada. Não faz o menor sentido
tentar descobrir qual é a trajetória seguida por uma abelha,
muito menos tentar prever sua trajetória futura. Entretanto
podemos dizer que há uma grande probabilidade de se
encontrar as abelhas muito próximas à colmeia.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.5 – Abelhas próximas a uma colmeia.
Modernamente é possível programar computadores
utilizando a equação de Schrödinger para que eles façam
uma simulação do resultado que seria obtido caso
conseguíssemos tirar muitas fotos dos elétrons em um
átomo.
Para exemplificar, considere um átomo de neônio.
Vamos simbolizar os elétrons, dois a dois, por cores
diferentes:
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Resultado fornecido pela simulação por computador
de muitas fotografias tiradas dos elétrons do subnível 1s.
Figura 1.6 – Elétrons do subnível 1s
Como você pode perceber, confirma-se o que foi dito:
não dá para falar em trajetória dos elétrons. Eles parecem
mover-se de modo desordenado, e o único padrão lógico de
movimentação é que eles, na maior parte do tempo, se
concentram em uma região esférica.
Suponha que, de cada cem pontos que aparecem no
desenho, noventa estejam localizados dentro de uma esfera
imaginada por nós. A probabilidade de encontrar os dois
elétrons 1s dentro dessa esfera é de noventa em cem, ou seja,
90%. Vamos chamar a região interna a essa esfera de orbital
1s.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Da mesma maneira se analisarmos as “fotos” dos
elétrons 2s, chegaremos a uma conclusão análoga, sendo o
orbital 2s uma esfera um pouco maior.
Figura 1.7 – Orbitais 1s e 2s, respectivamente.
Veja agora as “fotografias” dos elétrons do subnível 2p:
Figura 1.8 – Elétrons do subnível 2p no eixo x.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.9 – Elétrons do subnível 2p no eixo y.
Figura 1.0 – Elétrons do subnível 2p no eixo z.
Como você pode perceber, esses elétrons, dois a dois,
apresentam comportamento semelhante. Nesse caso, os
orbitais, chamados de orbitais 2p, têm o formato semelhante
a dois ovos (formato duplo ovoide). Cada um deles está
orientado ao longo de um dos eixos x, y e z. Esses três orbitais
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
juntos compõem o subnível 2p, em que, ao todo, há 6
elétrons.
Figura 1.11 – Orbital 2p.
Assim o conceito matemático de orbital criado pelos
cientistas, ajuda a organizar o estudo dos elétrons, o que é
fácil perceber pelo seguinte esquema:
Figura 1.12 – Orbitais 1s, 2s e 2p.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Pelo que vemos, cada orbital pode conter, no máximo,
2 elétrons. Por quê? Segundo o conceito da física, “quando
uma carga elétrica gira ao redor de si mesma, ela se comporta
como um ímã”. Admite-se que os elétrons (cargas elétricas
negativas) giram ao redor do seu próprio eixo, comportando
como pequenos ímãs cujos polos de sinais opostos se atraem,
atenuando a repulsão entre as cargas de mesmo sinal. Assim,
existem no máximo 2 elétrons em um orbital, não mais do
que isso.
Já sabemos, então que os elétrons presentes na
eletrosfera de um átomo encontram-se em níveis de energia
formados por subníveis, e estes, por sua vez, formados por
orbitais. Cada orbital pode conter no máximo 2 elétrons.
Para simplificar, os químicos representam um orbital
por quadrado (ou círculo) e os elétrons por flechas,
orientadas para cima ou para baixo, representando os dois
diferentes sentidos de rotação.
Figura 1.13 – Duas representações para um orbital contendo
2 elétrons.
Assim, foi criado um conjunto de números, chamados
números quânticos, para representar os níveis, subníveis,
orbitais e sentidos de rotação.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Trata-se de um código matemático que associa valores
numéricos às diferentes características de um elétron e são
apresentados nos itens a seguir.
1.5.1. Estados energéticos dos elétrons (números
quânticos)
Por meio de cálculos matemáticos, chegou-se à
conclusão que os elétrons se dispõem ao redor do núcleo
atômico, na ordem de níveis com menos energia para os com
mais energia, assim, se o átomo não receber energia externa,
seus elétrons ficarão num estado de mínima energia possível,
denominado estado fundamental. Veja como é disposto os
níveis de energia dos elétrons:
Figura 1.14 – Disposição dos níveis d energia dos elétrons
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
1.5.1.1. Níveis energéticos (número quântico 𝐧)
São as sete “escadas” que aparecem no diagrama
anterior. E correspondem as camadas (K, L, M, N, O, P, Q,
etc). Em cada camada, os elétrons possuem uma quantidade
fixa de energia e por esse motivo, as camadas também são
denominadas de estados estacionários ou níveis de energia.
Além disso, cada camada comporta um número máximo de
elétrons calculado pela equação de Rydberg:
X = 2 . n2
X → é o número máximo de elétrons em um determinado
nível;
n → é o número do nível.
Porém até hoje só foi possível identificar elementos
com as seguintes quantidades de elétrons nas respectivas
camadas:
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.15 – Quantidade de elétrons por camada eletrônica.
Atualmente, esses níveis são identificados pelo
chamado número quântico principal (n), que é um número
inteiro e varia de 1 até infinito.
1.5.1.2. Subníveis energéticos (número quântico l)
São os “degraus” de cada escada existente no
diagrama de energia. De cada degrau para o seguinte há,
também, aumento no conteúdo de energia dos elétrons.
Esses subníveis são identificados pelo chamado número
quântico secundário ou azimutal ( l ), que assume os valores
de 0 até (n-1). Teoricamente, um átomo pode apresentar
infinitos subníveis, mas apenas 4 são conhecidos, designados
pelas letras s, p, d, f, cujo valor de l para cada orbital é 0, 1, 2
e 3, respectivamente.
Para saber o número máximo de elétrons no subnível,
deve-se usar a expressão 2(2l + 1).
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Tabela 01 – Quantidade de elétrons máxima por subnível.
Subnível
l
2(2l +1)
s
p
d
f
0
1
2
3
2(2×0 + 1)
2(2×1 + 1)
2(2×2 + 1)
2(2×3 + 1)
Nº máx de
elétrons
2
6
10
14
1.5.1.3. Orbitais (número quântico magnético m ou
ml)
Completando o modelo atual da eletrosfera, devemos
acrescentar que cada subnível comporta um número
diferente de orbitais, de acordo com o diagrama energético
mais completo a seguir:
Figura 1.16 – Diagrama energético da quantidade de
orbitais por subnível
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Nesse diagrama, cada orbital é representado
simbolicamente por um quadradinho. Note que os subníveis
(“degraus”) s, p, d, f, contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7
(sequência de números ímpares) orbitais. Os orbitais são
identificados pelo número quântico magnético (m ou ml). O
orbital central é zero e os números são sempre inteiros
variando de –l a +l. Segue um exemplo a seguir para um
número quântico l =3.
Figura 1.17 – Valores de ml para l = 3.
Outra informação importante é que o quadrado do
número quântico principal é igual ao número total de orbitais
neste nível:
n2 = nº total de orbitais
A tabela a seguir pode ilustrar melhor a quantidade
total de orbitais, afirmando a fórmula que relaciona o
número quântico principal e esta quantidade.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Tabela 02 – Relação entre os valores de n, l e ml.
Valor
de n
1
2
3
4
Valores para l
(designação
por letra)
0 (s)
0 (s)
1 (p)
0 (s)
1 (p)
2 (d)
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
Valores
para ml
0
0
-1, 0, 1
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, 1,
2
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, 1,
2
-3,-2, -1, 0, 1,
2, 3
Número de
orbitais
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
1.5.1.4. Spin (número quântico de spin ms ou s)
Por fim, cálculos matemáticos provaram que um
orbital comporta no máximo dois elétrons. No entanto, surge
uma dúvida: se os elétrons são negativos, por que não se
repelem e se afastam? A explicação é a seguinte: os elétrons
podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos,
criando campos magnéticos que os repelem ou os atraem.
Essa rotação é conhecida como spin (do inglês spin, girar):
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.18 – Elétrons girando no mesmo sentido
causando repulsão
Figura 1.19 – Elétrons girando em sentidos opostos
causando atração
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Daí a afirmação conhecida como princípio da exclusão
de Pauli: “Um orbital comporta no máximo dois elétrons,
com spins contrários”.
Desse modo, a atração magnética entre os dois
elétrons contrabalança a repulsão elétrica entre eles.
O spin é identificado pelo chamado número quântico
de spin (ms ou s), cujos valores são (− 1⁄2) e (+ 1⁄2).
Normalmente, a representação dos elétrons nos
orbitais é feita por meio de uma seta:
Está é a representação, por convenção, de um elétron
com spin negativo s = − 1⁄2
Está é a representação, por convenção, de um elétron
com spin positivo s = + 1⁄2
Assim, de acordo com o Princípio da Exclusão de
Pauli, teremos, pela lógica, o seguinte número de orbitais por
subnível:
Tabela 03 – Número de orbitais por subnível
Subnível
Número
Número de
máximo de
orbitais
e
s
2 elétrons
1 orbital
p
6 elétrons
3 orbitais
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
d
f
10 elétrons
14 elétrons
5 orbitais
7 orbitais
1.5.2. Identificação dos elétrons
Por analogia, podemos dizer que um elétron é
localizado por seus quatro números quânticos, da mesma
maneira que uma pessoa é localizada por seu endereço —
nome da rua, número do prédio, andar e número do
apartamento. Assim, dizemos que:
“Num átomo, não existem dois elétrons com os quatros
números quânticos iguais”.
Ex1) Os dois elétrons do elemento hélio têm os
seguintes números quânticos:
1º 2º
1º elétron: n=1, l=0, m=0, s=-1/2
2º elétron: n=1, l=0, m=0, s=+1/2
K (n = 1)
Orbital s
No preenchimento dos orbitais, outra regra
importante é a chamada Regra de Hund ou da máxima
multiplicidade, que diz:
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
“Em um mesmo subnível, de início, todos os orbitais
devem receber seu primeiro elétron, e só depois cada orbital
irá receber seu segundo elétron”.
Assim, a ordem de entrada dos seis elétrons num
orbital do tipo p será:
Figura 1.18 – Distribuição dos 6 elétrons num orbital
do tipo p
OBS: Por fim, é importante não confundir:
• elétron mais afastado do núcleo (ou elétron de
valência) é aquele com maior valor do número quântico
principal (n);
• elétron mais energético é aquele situado no nível (n)
ou subnível (l) de maior energia, o que é dado pela soma:
(n+l)
Por exemplo, na distribuição eletrônica do átomo de
escândio (Z = 21), temos em destaque o elétron mais
energético e o elétron mais afastado:
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.19 – Distribuição eletrônica do átomo de
escândio.
2. Distribuição Eletrônica
2.1. Distribuição eletrônica nos átomos neutros
A distribuição dos elétrons em um átomo neutro pode
ser feita pelo diagrama dos níveis energéticos, que vimos
anteriormente, ou seja, o elétron irá ocupar primeiro o nível
e o subnível de menor energia disponível. No entanto, o
cientista Linus Pauling imaginou um diagrama que
simplifica essa tarefa e que passou a ser conhecido como
diagrama de Pauling:
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.20 – Diagrama de Linus Pauling.
Consideremos, como exemplo, a distribuição dos 26
elétrons de um átomo de ferro (Z = 26).
Aplicando o diagrama de Pauling, temos:
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.21 – Distribuição eletrônica do átomo de
ferro.
O que foi feito? Apenas o seguinte: percorremos as
diagonais, no sentido indicado, colocando o número máximo
de elétrons permitido em cada subnível, até inteirar os 26
elétrons que o ferro possui. De fato, veja que, no último
orbital atingido (3d), nós colocamos apenas seis elétrons,
com os quais completamos a soma 26 elétrons, e não 10
elétrons, que é o máximo que um subnível d pode comportar.
Essa é a distribuição dos elétrons num átomo de ferro
considerado em seu estado normal ou estado fundamental.
Para indicar, de modo abreviado, essa distribuição
eletrônica, escrevemos:
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 4𝑠 2 3𝑑6
Reparem que escrevemos os subníveis 1s, 2s, 2p ... em
ordem crescente de energia e colocamos um “expoente” para
indicar o número total de elétrons existente em cada subnível
considerado.
Evidentemente, a soma dos “expoentes” é igual a 26,
que é o número total de elétrons do átomo de ferro.
Veja também que, somando os “expoentes” em cada
linha horizontal, obtemos o número total de elétrons
existentes em cada camada ou nível eletrônico do ferro.
2.2. Distribuição eletrônica nos íons
A distribuição eletrônica nos íons é semelhante à dos
átomos neutros. No entanto, é importante salientar que os
elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para se
transformar num íon) serão recebidos ou retirados da última
camada eletrônica, e não do subnível mais energético.
Ex1) O átomo de ferro (número atômico = 26) tem a
seguinte distribuição eletrônica:
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 4𝑠 2 3𝑑 6
Camada mais
externa
Subnível mais
energético
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Quando o átomo de ferro perde 2 elétrons e se
transforma no íon Fe²+, este terá a seguinte distribuição
eletrônica:
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 3𝑑6
Evidentemente, se o átomo de ferro perder 3 elétrons
e se transformar no íon Fe³+, este terá a seguinte
distribuição eletrônica:
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 3𝑑5
Ex2) O enxofre (número atômico = 16) tem a seguinte
distribuição eletrônica:
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝4
Subnível mais energético
Camada mais externa
Quando o átomo de enxofre ganha 2 elétrons e se
transforma no íon S²-, este terá a seguinte distribuição
eletrônica:
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6
Exceções importantes: Nos átomos que terminam
com a configuração eletrônica de ns² (n − 1)d9 (Família 11),
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
o elétron salta do subnível mais externo (subnível s) para o
mais interno (subnível d). Isso acontece, pois, o átomo
adquire mais estabilidade (menos energia acumulada)
quando os orbitais internos estão semipreenchidos ou
totalmente preenchidos.
Alguns exemplos são Cobre (Cu), Prata (Ag), Ouro
(Au) e Cromo (Cr) - este último é da família 6. Tente fazer a
distribuição deles e note que orbital d deve conter 5 ou 10
elétrons ao retirarmos 1 elétron do orbital s.
29Cu:
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 4𝑠 2 3𝑑9 → 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 4𝑠1 3𝑑10
24Cr:
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 4𝑠 2 3𝑑4 → 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 4𝑠1 3𝑑 5
3.Tabela Periódica
A periodicidade ocorre quando um determinado
evento se repete regularmente, em função de um certo
parâmetro.
Sendo assim, as posições dos elementos na tabela
periódica são organizadas em ordem crescente de número
atômico (tratando apenas de átomos neutros, podemos
considerar que o número atômico é igual ao número de
elétrons, sendo assim úteis para fazer a distribuição
eletrônica).
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
3.1. Classificação dos elementos segundo suas
configurações eletrônicas
Elemento Representativo – Possui seu elétron mais
energético num subnível s ou p.
Elemento de Transição Externa - Possui seu elétron
mais energético num subnível d.
Elemento de Transição Interna - Possui seu elétron
mais energético num subnível f.
3.2. Características da Tabela Periódica
a) Período – O número do período é igual ao número de
níveis de energia ou camadas eletrônicas que o átomo possui.
b) Família – Segue regras diferentes para a classificação.
Mas é importante ressaltar que, dependendo do caso, ela
pode ser usada para prever o número de elétrons na camada
de valência e subnível mais energético. Veja:
•
Famílias 1 e 2 – o número da família é igual ao número
de elétrons que o elemento possui na sua camada de valência.
Ex: Família 2, 2 elétrons na camada de valência
12Mg
= 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2
•
Família 13 até 18 – elementos com o elétron mas
energético no subnível p. Para descobrir a quantidade de
elétrons na última camada, basta subtrair 10 do número da
família.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Ex: Família 16 → 16 − 10 = 6 → 6 elétrons na camada
de valência.
8O
= 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝4
Família 3 até 12 – elementos de transição, excluindo
os de transição interna da família 3. Nestas famílias, a soma
do subnível mais energético com os elétrons da camada de
valência (que será sempre s², ou seja, 2 elétrons) resultará no
número da família.
Ex: Família 12 → 2 + 10 = 12 → 2 elétrons no
subnível s e mais 10 no subnível d.
30Zn
= 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 4𝑠 2 3𝑑10
3.3. Propriedades Aperiódicas e Periódicas
3.3.1. Propriedades Aperiódicas
Certas propriedades são aperiódicas, ou seja, se forem
colocadas em um gráfico em função do número atômico dos
elementos, o resultado será uma curva sempre ascendente ou
descendente. Ex.: massa Atômica e calor específico.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.22 – Gráfico da massa atômica x número atômico
Figura 1.23 – Gráfico do calor específico x número atômico
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
3.3.2. Propriedades Periódicas
a) Raio Atômico
É a propriedade que se relaciona com o tamanho do
átomo e, para comparar esta medida, é preciso levar em
conta dois fatores:
•
Quanto maior o número de níveis, maior será o
tamanho do átomo.
•
O átomo que apresenta menor número atômico e
mesmo número de camadas, terá um raio atômico
maior, pois a atração entre prótons e elétrons será
menor.
Figura 1.24 – Sentido de crescimento do raio atômico
na tabela periódica
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
a) Energia de Ionização:
Energia necessária para retirar 1 elétron de 1 átomo
(ou íon) isolado (no estado gasoso).
•
•
•
Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a
energia de ionização.
Em uma mesma família esta energia aumenta de
baixo para cima;
Em um mesmo período a Energia de Ionização
aumenta da esquerda para a direita.
Figura 1.25 – Sentido de crescimento da energia de
ionização na tabela periódica
b) Afinidade eletrônica
É a quantidade de energia liberada quando um átomo
neutro e no estado gasoso (isolado) captura um elétron.
Equacionando para um átomo X genérico:
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
𝑋(𝑔) + 𝑒 − → 𝑋1− + 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎
•
Em uma família ou período, quanto menor o raio,
maior a afinidade eletrônica. Porém não são
conhecidos com precisão para todos os elementos.
Figura 1.29 – Sentido de crescimento da afinidade
eletrônica na tabela periódica
c) Eletronegatividade
É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons
para perto de si, em comparação a outro átomo.
•
Na tabela periódica a eletronegatividade aumenta de
baixo para cima e da esquerda para a direita.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
•
Essa propriedade se relaciona com o raio atômico,
sendo que, quanto menor o tamanho de um átomo
maior será a força de atração sobre os elétrons.
Figura 1.30 – Sentido de crescimento da eletronegatividade
na tabela periódica
d) Eletropositividade ou caráter metálico
É a capacidade que um átomo possui de doar elétrons, em
comparação a outro átomo. Esta propriedade é inversa da
eletronegatividade.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
Figura 1.31 – Sentido de crescimento da eletropositividade
na tabela periódica
3.4. Classificação dos elementos segundo suas
propriedades
3.4.1. Metais
•
•
•
•
•
•
•
Eletropositivos (formam cátions)
Bons condutores de calor;
Bons condutores de eletricidade;
Maleáveis (podem ser transformados em lâminas);
Dúcteis (sofrem grandes deformações antes de
romperem);
Portadores de brilho metálico característico;
Sólidos a 25ºC e 1atm (exceção do mercúrio).
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
3.4.2. Ametais
•
•
•
•
Eletronegativos (formam ânions);
Não são bons condutores de eletricidade e calor;
Podem ser usados como isolantes;
Não possuem brilho como os metais.
3.4.3. Gases Nobres
São 6 elementos cuja a característica principal é a
inércia química. São muito estáveis na forma de átomos e não
possuem
nenhuma
tendência
a
formar
íons
espontaneamente.
3.4.4. Hidrogênio
Elemento único e será sempre estudado a parte.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
Aqui
estão
questões
relacionadas
ao
capítulo
estudado. É importante o esforço para resolver todas as
questões. Em caso de dúvidas os monitores do programa
estão prontos para lhe ajudar. Bons estudos!
1) (UFJF-MG) Associe as afirmações a seus respectivos
responsáveis:
I- O átomo não é indivisível e a matéria possui
propriedades elétricas (1897).
II- O átomo é uma esfera maciça (1808).
III- O átomo é formado por duas regiões denominadas
núcleo e eletrosfera (1911).
a) I - Dalton, II - Rutherford, III - Thomson.
b) I - Thomson, II - Dalton, III - Rutherford.
c) I - Dalton, II - Thomson, III - Rutherford.
d) I - Rutherford, II - Thomson, III - Dalton.
e) I - Thomson, II - Rutherford, III - Dalton.
2) (Cefet – PR) Um dos grandes mistérios que a natureza
propiciava à espécie humana era a luz. Durante
dezenas de milhares de anos a nossa espécie só pôde
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
contar com este ente misterioso por meio de fogueiras,
queima de óleo em lamparinas, gordura animal,
algumas resinas vegetais etc. Somente a partir da
revolução industrial é que se pôde contar com
produtos como querosene, terebintina e outras
substâncias. Mas, mesmo assim, a natureza da luz
permanecia um grande mistério, ou seja, qual
fenômeno físico ou químico gera luz. Somente a partir
das primeiras décadas do século XX é que Niels Bohr
propôs uma explicação razoável sobre a emissão
luminosa. Com base no texto, qual alternativa expõe o
postulado de Bohr que esclarece a emissão luminosa?
a) Os elétrons movem-se em níveis bem definidos de energia,
que são denominados níveis estacionários.
b) Ao receber uma quantidade bem definida de energia, um
elétron “salta” de um nível mais externo para um nível mais
interno.
c) Um elétron que ocupa um nível mais externo “pula” para
um nível mais interno, liberando uma quantidade bem
definida de energia.
d) Quanto mais próximo do núcleo estiver um elétron, mais
energia ele pode emitir na forma de luz; quanto mais distante
do núcleo estiver um elétron, menos energia ele pode emitir.
e) Ao se mover em um nível de energia definida, um elétron
libera energia na forma de luz visível.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
3) Descreva o conceito de orbital atômico.
4) De que forma um elétron pode ser identificado em um
átomo?
5) Quando dizemos que um elétron está em um orbital
4f, quais números quânticos são especificados?
6) Escreva todos os conjuntos de números quânticos (𝑛,
l, ml, ms) permitidos para um orbital 3p.
7) Os diagramas abaixo mostram a distribuição de três
elétrons em três orbitais do tipo p:
A
B
C
A partir da análise dos diagramas, assinale “V” para as
afirmativas verdadeiras e “F” para as falsas.
( ) A distribuição eletrônica em A está incorreta, porque
não obedece ao Princípio de Pauli nem à Regra de Hund.
( ) A distribuição eletrônica em C está correta, porque é o
estado de menor energia.
( ) A distribuição eletrônica em B está incorreta, porque
obedece ao Princípio de Pauli, mas não obedece à Regra
de Hund.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
( ) A distribuição eletrônica em B e C está correta, porque
obedece ao Princípio de Pauli e à Regra de Hund.
( ) A distribuição eletrônica em B está incorreta, porque os
elétrons estão no estado fundamental.
8) Defina o estado fundamental de um átomo.
9) Faça a distribuição eletrônica, utilizando o diagrama
de Linus, do elemento neutro de Manganês no seu
estado fundamental e do íon +2 deste elemento.
(Utilize a tabela periódica para resolver).
10) Qual é o conjunto dos quatro números quânticos
que caracteriza o elétron mais energético do 35Br?
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 4𝑠 2 3𝑑10 4𝑝5
4𝑝5 é o subnível mais energético.
-1
0
+1
: elétron mais energético
11) Qual a propriedade fundamental dos átomos de um
mesmo período?
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
12) Qual a propriedade fundamental dos átomos de uma
mesma família?
13) (UFPE) O número de elétrons na camada de valência
de um átomo determina muitas de suas propriedades
químicas. Sobre o elemento ferro (Z = 26), pode-se
dizer que:
a) Possui 3 níveis com elétrons.
b) Possui 8 elétrons no subnível d.
c) Deve ser menoss eletronegativo que o potássio.
d) Deve possuir raio atômico maior que o do rutênio.
e) No íon de carga +3, possui 5 elétrons em 3d.
14) (ITA-SP) Qual das opções abaixo apresenta a
comparação errada relativa aos raios de átomos e de
íons?
a) Raio do Na+ < raio do Na
b) Raio do Na+ < raio do Fc) Raio do Mg2+ < raio do O2d) Raio do F- < raio do O2e) Raio do F- < raio do Mg2+
15)
Observe as equações a seguir:
A + energia → A+ + 1 elétron
B + 1 elétron → B- + energia
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
As propriedades periódicas relacionadas respectivamente
com essas equações são:
a) afinidade eletrônica e energia de ionização.
b) energia de ionização e afinidade eletrônica.
c) energia de ionização e eletronegatividade.
d) eletropositividade e eletronegatividade.
e) eletropositividade e afinidade eletrônica.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
GABARITO
1) Letra B.
I – Thomson descobriu a existência de partículas
elétricas na matéria bem como suas propriedades;
II – Dalton propôs um modelo conhecido como bola
de bilhar, onde o átomo é uma esfera maciça e
indivisível;
III – Rutherford fez um experimento que determinou
a existência do núcleo e uma eletrosfera que gira ao
redor dele; entre eles existe um enorme vazio.
2) Letra C.
Para saltar de uma camada interna para outra mais
externa, o elétron deve receber determinada
quantidade de energia. Para retornar a camada
anterior, ele devolve essa energia na forma de luz.
3) Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde é
máxima a probabilidade de encontrar um
determinado elétron.
4) Através dos números quânticos.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
• Número quântico principal (n): representa o nível em
que está o elétron;
• Número quântico secundário ou azimutal (l):
representa o orbital em que está o elétron;
• Número quântico magnético: indica a orientação dos
orbitais;
• Spin: indica a orientação do elétron no orbital.
5) Dois números quânticos são especificados. O número
quântico principal (n = 4) e o número quântico
secundário (l = 3, pois é um orbital do tipo f).
6) 1. n=3; l =1; ml= -1; ms= -1/2
2. n=3; l =1; ml= 0; ms= -1/2
3. n=3; l =1; ml= +1; ms= -1/2
4. n=3; l =1;ml= -1; ms= +1/2
5. n=3; l =1;ml=0; ms= +1/2
6. n=3; l =1;ml=+1; ms= +1/2
-1
1
0
4
2
+1
5
3
6
7) V-V-V-F-F
•
Regra de Hund: “Em um mesmo subnível, de início,
todos os orbitais devem receber seu primeiro elétron,
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
•
e só depois cada orbital irá receber seu segundo
elétron”.
Princípio da exclusão de Pauli: “Um orbital comporta
no máximo dois elétrons, com spins contrários”.
8) Um átomo está em seu estado fundamental quando
todos os seus elétrons estão nos níveis de energia mais
baixos que lhes são disponíveis.
9)
25Mn:
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 4𝑠 2 3𝑑5
25Mn+2:
1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 3𝑠 2 3𝑝6 3𝑑 5
O íon Mn+2 perdeu dois elétrons da camada mais
externa, ou seja, 4𝑠 2 .
10) n=4; l = 1; ml =0; ms = +1/2
11) Os elementos de um mesmo período têm em comum
o número quântico principal da camada de valência
dos seus elétrons.
12) Átomos de uma mesma família apresentam o mesmo
número de elétrons na camada de valência.
13) Letra E.
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QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 1
O ferro no estado fundamental possui dois elétrons na
camada mais externa (4s2) e seis elétrons no
penúltimo subnível preenchido (3d6). Com a
formação do íon de carga +3, o ferro perde três
elétrons. Assim, ele perde primeiro os dois elétrons do
subnível 4s e depois mais um elétron do subnível 3d,
ficando com 5 elétrons nesse subnível.
14) Letra E.
O raio do íon negativo F-(ânion) é maior que o raio
do íon positivo Mg2+(cátion).
15) Letra B.
• A + energia → A+ + 1 elétron: Energia de
ionização ou potencial de ionização é a energia
mínima necessária para “arrancar” um elétron
de um átomo isolado e no estado gasoso;
•
B + 1 elétron → B − + energia : afinidade
eletrônica corresponde à energia liberada
quando um elétron é adicionado a um átomo
neutro no estado gasoso.
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