Fundamentos da Química: Átomos, Ligações e Tabela Periódica

Experimentos e Teorias Atômicas

Os experimentos são baseados em teorias atômicas: no século XIX e início do século XX, encontraram-se provas da divisibilidade do átomo através de dois tipos de experimentos:

• Descargas de eletricidade através de gases a baixa pressão.
• Bombardeamento de gases e substâncias radioativas em chapas finas ou com partículas subatômicas.

Descobertas Importantes

• 1897: Joseph John Thomson descobre o elétron.
• 1911: Ernest Rutherford descobre o próton (chamado de núcleo de hidrogênio).
• 1932: James Chadwick descobre o nêutron.

Modelo Atômico de Thomson

O átomo é uma esfera de carga elétrica positiva na qual elétrons negativos estão embutidos em número suficiente para neutralizar a carga positiva.

Conceitos Nucleares

• Número Atômico (Z): Número de prótons.
• Número de Massa (A): Número de prótons e nêutrons.
• Isótopos: Átomos com o mesmo número atômico, mas diferente número de massa.
• Isóbaros: Átomos com diferente número atômico, mas igual número de massa.
• Massa Atômica Média: Média ponderada da massa dos diferentes isótopos de um elemento.

Modelo Atômico de Rutherford

• O átomo possui um núcleo central positivo que acumula a maior parte da massa.
• Elétrons negativos orbitam o núcleo em órbitas circulares concêntricas.
• Há um grande espaço vazio no átomo, e seu núcleo é cerca de 10.000 vezes menor que o volume atômico.
• O átomo é eletricamente neutro.

Teoria Quântica de Planck

A energia que um átomo ganha ou perde deve ser um múltiplo exato do quantum de energia, que é dado por: E = hν, onde h = 6,626 x 10-34 Js.

Modelo Atômico de Bohr

• O átomo possui um núcleo central positivo onde quase toda a massa se acumula. Elétrons negativos giram ao redor do núcleo.
• Os elétrons não emitem energia em órbitas circulares concêntricas, mas não podem ter qualquer raio. Apenas raios específicos são possíveis, dados por: mvr = nh / 2π.
• O átomo absorve ou emite energia na forma de radiação eletromagnética quando um elétron se move de uma órbita para outra.

Modelo Vetorial do Átomo e Números Quânticos

Quatro variáveis determinam a energia do elétron: raio médio, inclinação da órbita, excentricidade e spin do elétron. Estas são quantizadas por quatro números quânticos:

• Principal (n): n = 1, 2, 3, ...
• Secundário (l): l = 0, 1, 2, ..., n - 1
• Magnético (m_l): ml = -l, ..., 0, ..., +l
• Spin (s): s = +1/2, -1/2

Níveis e Subníveis Energéticos

• Nível ou Camada: Definido pelo número quântico principal (n).
• Subcamada ou Subnível: Definido por n e l.
• Orbitais: Definidos por n, l e m_l.

Regras de Preenchimento Eletrônico

• Regra de Hund (Multiplicidade Máxima): Em um subnível, os elétrons ocupam o máximo de orbitais individualmente antes de emparelhar.
• Regra de Madelung (Princípio da Construção): O orbital de menor energia é aquele com o menor valor de n + l. Em caso de empate em n + l, o orbital com o menor n tem a energia mais baixa.

Os elétrons ocupam os orbitais sucessivamente em ordem crescente de energias. A figura (representada abaixo) resume a ordem de preenchimento dos subníveis:

7s 7p
6s 6p 6d
5s 5p 5d 5f
4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d
2s 2p
1s

Tabela Periódica

A Tabela Periódica organiza os elementos por número atômico, agrupados por propriedades químicas e físicas. Possui 18 grupos e 7 períodos.

• Grupo (Coluna): Elementos na mesma coluna da Tabela Periódica. Possuem propriedades químicas semelhantes e notação eletrônica equivalente na camada de valência.
• Período (Fileira): Elementos na mesma fileira da Tabela Periódica. O último nível de energia é o mesmo em sua notação eletrônica, mas suas propriedades não são similares.

Propriedades Periódicas

Propriedades dos elementos que variam de acordo com sua ordenação na Tabela Periódica:

• Energia de Ionização: Energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso.
• Afinidade Eletrônica: Energia liberada ou requerida no processo de captura de um elétron por um átomo. Sua variação em grupos e períodos da Tabela Periódica é similar à energia de ionização.
• Eletronegatividade: Medida do "apetite" dos átomos por elétrons, na escala de Linus Pauling (0-4). Sua variação em grupos e períodos da Tabela Periódica é semelhante à energia de ionização.
• Raio Atômico: A tendência na Tabela Periódica é:

Ligações Químicas

• Ligação Química: União de dois átomos para alcançar uma situação mais estável do que separados.
• Energia de Ligação: Energia liberada na formação de uma ligação e energia necessária para quebrá-la.
• Comprimento de Ligação: Distância entre dois átomos ligados.
• Estrutura de Lewis: Representação dos elétrons de valência (último nível) ao redor do símbolo do elemento.
• Teoria do Octeto (Lewis): Átomos se ligam a outros átomos, ganhando, perdendo ou compartilhando elétrons para adquirir a configuração eletrônica de um gás nobre.
• Ligação Iônica: União de íons de cargas opostas por atração elétrica.
• Ligação Covalente: União de dois átomos pelo compartilhamento de um par de elétrons.
• Ligação Covalente Polarizada (Polar): Ligação covalente na qual o par de elétrons que forma a ligação é transferido para um dos átomos mais eletronegativos.
• Ligação Metálica: Ligação entre átomos metálicos, onde os elétrons de valência são compartilhados por todos os átomos da estrutura (mar de elétrons).
• Ponte de Hidrogênio: Atração entre moléculas onde um átomo de hidrogênio (ligado a um átomo muito eletronegativo) de uma molécula é atraído por um átomo altamente eletronegativo de outra molécula.
• Forças de Van der Waals: Atrações entre as moléculas que possuem polaridade elétrica, seja ocasional ou permanente.