Resumo - 2o.bimestre - 1o. ano - 1K

Ao passar pela história da química, na área da atomística (que estuda o átomo), tudo começou quando em 478 a.C., um filósofo grego chamado Leucipo, fez a seguinte observação: a areia da praia de longe parece contínua, mas após chegarmos perto dela existirão milhares de grãos de areia. Assim tudo no Universo parecesse contínuo mas na verdade são formados por “grãozinhos”. A esses ”grãozinhos” eles deram nome de átomos (algo indivisível).


Mas na época acabou predominando a teoria de Aristóteles (384-322 a.C.), onde dizia que tudo é constituído por quatro “elementos” básicos: fogo, terra, ar e água.

Somente no século XIX, John Dalton (1766-1844) retomou a teria de Leucipo, mas modificando-a dizendo que os átomos são indivisíveis, mas que existe, por exemplo, a diferença do átomo de ferro do átomo de magnésio, diferenças de massas e tamanhos. Mas a teoria de Dalton não explicava a natureza elétrica da matéria, onde cargas elétricas de sinais diferentes se atraem e de sinais iguais se repelem.

Por volta de 1887 um cientista inglês chamado Joseph John Thomson fez experiências com tubo de raios catódicos, e concluiu que os raios catódicos são na verdade, constituídos pelo fluxo de partículas menores que o átomo e dotadas de carga elétrica negativa. Estava descoberto o elétron.

Tubos de raios catódicos: São tubos de vidro que contém nas duas pontas extremidades metálicas (chamadas de eletrodos) ligadas a uma bateria. Quando a pressão dentro desse tubo é diminuída, o gás entre os eletrodos transmite certa luminosidade (Você verá um tubo desses se olhar para a lâmpada fluorescente, que tem na sua casa ou escola), mas quando abaixarmos muitíssimo a pressão (cerca de 100mil vezes a pressão ambiente) a luminosidade desaparece, restando apenas uma mancha luminosa atrás do pólo positivo (chamado de raio catódico).

Obs: Os raios catódicos são formados independentes do tipo de gás utilizado.

Assim J.J. Thomson formulou um modelo onde o átomo é uma esfera positiva com elétrons “incrustados”, onde a carga negativa dos elétrons compensaria a carga positiva do átomo.

Na mesma época o cientista alemão Eugene Goldstein descobriu, com tubo de raios catódicos modificados, os prótons que pesavam 1836vezes mais do que o elétron. Assim essa descoberta abalou o modelo de Thomson que não levava em conta os prótons.

Ernest Rutherford (1871-1937), cientista nascido na Nova Zelândia, realizou em 1911 um experimento onde derrubou de vez o modelo de Thomson.

Ele “bombardeou” uma finíssima folha de ouro com partículas radioativas carregadas positivamente (chamada de partículas alfa), e usou uma tela fluorescente que emitisse uma luminosidade quando atingida por partículas alfa. Observou-se que a maioria das partículas alfa atravessava a folha sem qualquer desvio. Apenas algumas poucas eram desviadas ou ricocheteavam. Aí foi quando Rutherford o “modelo planetário”, onde o átomo se assemelha ao sistema solar, com os elétrons girando em torno do núcleo, como os planetas em volta do sol.

Alguns cientistas observaram que ao adicionar um elemento à chama de bico de Bunsen, observou-se que a chama, inicialmente azul claro, adquire uma cor característica de cada elemento.

Elemento Cor

Lítio Carmim

Sódio Amarelo

Potássio Violeta

Cálcio Vermelho-tijolo

Estrôncio Vermelho

Bário Verde

Cobre Azul

Chumbo Azul-claro

Faça uma experiência em casa: jogue um pouco de sal de cozinha (NaCl: cloreto de sódio) na chama do fogão à gás, e você verá a cor amarela proveniente do sódio (cuidado para não se queimar e nem sujar o fogão da mamãe).

Mas acontece que alguns cientistas descobriram que ao passar a luz do sol (ou lâmpada comum) pelo prisma, ela se decompõe em varias cores conhecidas como arco-íris. Que foram chamados de espectro da luz visível. Também fazendo experiências com lâmpada de gás (tubos de raios catódicos, lembra?), notaram que esses não se observavam espectros completos, mas apenas algumas linhas, correspondentes somente algumas freqüências das ondas de luz visível. É chamado de espectro de linhas ou espectro atômico. Mas nenhum cientista foi capaz de explicar esses espectros.

Acontece que um cientista dinamarquês, Neils Bohr (Cada nome difícil! Neils, Thonsom, Stanlei. He! He! He!), propôs uma resposta para o mistério.

Bohr, em 1913, propôs um modelo onde:

1. 1.Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares, chamadas de camadas ou níveis (Ufa! Demorou, éin!).

2. 2.Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia.

3. 3.Não é permitido a um elétron permanecer entre dois desses níveis.

4. 4.Um elétron pode passar de um nível para outro de maior energia, desde que absorva energia externa (energia elétrica, luz, calor, etc.). Quando isso acontece, dizemos que o o elétron foi “excitado”.

5. 5.O retorno do elétron ao nível inicial se faz acompanhar da liberação de energia na forma de ondas eletromagnéticas (ondas que se propagam no ar e no vácuo: luz visível ou ultravioleta).

Assim foram quantizadas as energias dos elétrons, isto é, deveriam possuir determinados valores. Cada camada ou nível tinha sua energia determinada.



A absorção de energia excita o elétron No retorno ao estado fundamental ocorre liberação de energia

Assim Bohr consegue explicar os espectros atômicos. Nas lâmpadas os elétrons do gás são excitados (o elétron “pula” de um nível de energia menor para um maior) por uma corrente elétrica. Quando voltam para o nível de energia menor desprendem ondas de luz visível.

Como nada no mundo é perfeito como queríamos, veio um tal de físico Werner Heisenberg (Outro nome difícil!), que fez uma pergunta interessante: Se formos medir a temperatura de um copo d’água é só colocar um termômetro e obteremos o valor correspondente. Mas se quisermos medir a temperatura de uma gotícula, a temperatura do termômetro não irá interferir?

É claro que interfere. Aí Heisenberg formulou em 1927 o chamado: Princípio de Incerteza de Heisenberg. Onde diz que: O ato de medir altera a grandeza medida. Isso se torna tanto mais problemático quanto menor é o objeto de medida. E como vamos saber onde está exatamente o pequeníssimo elétron? Para Heisenberg o elétron é mais bem caracterizado por sua energia do que por sua posição, velocidade ou trajetória.

“Já que era incerta a posição dos elétrons, vamos estudar suas energias por seus espectros”, assim pensaram os cientistas, que continuaram a trabalhar com espectros. Por espectro os cientistas definem o resultado da interação de alguma forma de radiação com a matéria; por exemplo, você poderia dizer que o raio-x da perna quebrada do moleque da esquina é um espectro; outro exemplo de espectro é o arco-íris, resultado da interação da luz do sol com as gotas de chuva: esse espectro é muito parecido com aquele que se observa quando se “filtra” por um prisma a luz emitida por um elemento –pode ser aquela luz de cor amarela do sódio, por exemplo, daquela sua experiência caseira, lembra-se? – só que a “luz” de qualquer elemento químico é composta de zonas de luz e sombra, diferentemente do arco-íris, que é contínuo. Assim, o “espectro” de um elemento se parece como:









Onde as linhas de luz de diferentes espaçamentos são provenientes de elétrons sendo emitidos e recuperados pelo elemento; as diversas linhas indicam que elétrons de diferentes energias são emitidos e recuperados quando o elemento é excitado a ponto de emitir luz.

Nas décadas de 20 e 30, com aparelhos mais modernos para fazerem espectros, eles observaram que as linhas de espectros atômicos eram subdivididas em outras linhas mais. Quando apareceu o cientista americano Linus C. Pauling (Tem que ter um americano!), que deu idéia que os níveis são divididos por subníveis. Esses subníveis foram designados pelas letras minúsculas: s, p, d, f, g, h, etc.

A camada K é formada pelo subnível s.

A camada L é formada pelos subníveis s e p.

A camada M é formada pelo subnível s, p e d.

A camada N é formada pelo subnível s, p, d e f.

E assim por diante...

E cada subnível comporta um número máximo de elétrons:

Subnível Número máximo de elétrons

s 2

p 6

d 10

f 14

Que são divididas em número crescente de energia:



Assim se fez o diagrama de Pauling:

Camadas Subníveis

K 1s2

L 2s2 2p6

M 3s2 3p6 3d10

N 4s2 4p6 4d10 4f14

O 5s2 5p6 5d10 5f14

P 6s2 6p6 6d10

Q 7s2

Diagrama em ordem crescente de energia:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d10

Observe que o número maior é o nível, a letra minúscula é o subnível e o número menor é o número máximo de elétrons no subnível.

Veja a distribuição eletrônica de algunselementos:

Elemento Símbolo elétrons distribuição eletrônica

Oxigênio O 8 1s2 2s2 2p4

Belírio Be 4 1s2 2s2

Manganês Mn 25 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

O 4s2 vem antes de 3d5, porque a sua energia é menor.

O que são íons? Os átomos tem o mesmo número de prótons e elétrons. Os íons são átomos com falta ou sobra de elétrons. Se o número de elétrons for menor que o número de prótons, o íon ficará positivamente carregado (o próton tem carga positiva), esse íon é chamado de Cátion. Ao contrario, se o número de elétrons for maior que os prótons, o íon ficará negativamente carregado (o elétron tem carga negativa), esse íon é chamado de Ânion. Podemos simplificar isso representando um símbolo + para o cátion, e com o símbolo – para o ânion.

Exemplo: à.



Sódio Cátion do sódio

11Na 11Na+

1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6

Veja que retiramos o elétron da camada de maior energia (mais externa), essa camada é chamada de camada de valência.

Podemos resumir: Camada de valência é a camada (camada, não subnível!) mais afastada do núcleo.

Oxigênio Ânion do oxigênio

8O 8O2-

1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p6

No caso do oxigênio a camada de valência tem dois subníveis (um s e outro p). Como o oxigênio “ganhou” dois elétrons, ele fica com duas cargas negativas com o símbolo 2-.

Mas muito antes de Pauling propor seu diagrama dois cientistas, o russo Dmitri Mendeleev e o alemão Lothar Meyer, por volta de 1860, conheciam poucos elementos químicos e trabalhando com eles descobriram que alguns tinham propriedades físicas e químicas parecidas. Aproximadamente 50 elementos foram publicados por esses cientistas, com uma curiosidade: publicaram independentemente, sem o russo saber do trabalho do alemão e vice versa. Observe os seguintes elementos:

Elemento e massa atômica Propriedades

Li (Lítio) — 3 São metais moles

Reagem violentamente com água

Na (Sódio) — 11

K (Potássio)—19



Esses elementos de propriedades semelhantes foram colocados no mesmo grupo (Observe na tabela periódica que os grupos são colocados em colunas) conforme sua massa atômica. Assim fizeram a primeira tabela periódica.

Através do tempo os químicos descobriram mais elementos e foram adicionando na tabela, e até hoje temos 109 elementos conhecidos pelo homem.

Após o diagrama de Pauling, observaram que os elementos de propriedades comuns tinham a camada de valência em comum também.Por exemplo:

Elemento Distribuição eletrônica

Li 1s22s1

Na 1s2 2s2 2p63s1

K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1

Obs: Os que estão em destaque são as camadas de valências. Aqui a camada de valência tem apenas um elétron que está no subnível s. Eles tendem a formar íons +1, perdendo o elétron da camada de valência.



Assim ficou bem mais fácil para os químicos fazerem a tabela periódica atual, era só dividir os elementos de camada de valência parecida que eles teriam a mesma propriedade.



Então fica assim: Os elementos têm suas propriedades definidas por sua distribuição eletrônica e camada de valência.

Distribuição eletrônica é a distribuição dos elétrons em níveis (ou camadas) e subníveis de energia.

Camada de valência é a camada mais afastada do núcleo do átomo.

Com uma tabela periódica em mãos você poderá fazer a distribuição dos elementos de um mesmo grupo (Coluna da tabela periódica), e verás que eles têm a camada de valência parecida, e com certeza terão as propriedades físicas e químicas parecidas.

É isso aí! Espero que tenha entendido!

Bons estudos!

Mateus OF.

do Grupo da Quim_Geral