Estrutura do átomo e a tabela periodica

Introdução

No presente trabalho abordaremos sobres os átomos que são partículas infinitamente pequenas que constituem toda matéria no universo.  Um modelo é uma representação da realidade (não a própria realidade), assim, os modelos atómicos são representações dos principais componentes do átomo e de sua estrutura e explicam determinados comportamentos físicos e químicos da matéria. Isso é feito porque ainda não é possível ao ser humano enxergar um átomo isolado nem mesmo com ultramicroscópios.

Estrutura do atomo e a tabela periodica

Entre os modelos atômicos, o mais usado atualmente no Ensino Médio para o entendimento da estrutura do átomo e suas propriedades é o de Rutherford-Bohr. Segundo esse modelo, a estrutura do átomo é constituída de duas partes principais: o núcleo e a eletrosfera.

Duas partes principais da estrutura de um átomo – eletrosfera e núcleo

* Núcleo: Constituindo-se como a parte central do átomo, ele é compacto, maciço e muito denso, além de ser formado pelas partículas de maior massa, que são os prótons e os nêutrons.

Ilustração de prótons e nêutrons que compõem o núcleo atômico

- Prótons: são partículas de carga elétrica positiva (carga relativa = +1; carga em coulomb (C) = +1,602 . 10^-19) e a sua massa relativa é igual a 1.

- Nêutrons: são partículas de massa igual à dos prótons (1), mas como o próprio nome indica, eles são neutros, ou seja, não possuem carga elétrica.

* Eletrosfera: É uma região onde os elétrons ficam girando ao redor do núcleo. Apesar de ser uma região de volume muito maior que o do núcleo, ela é praticamente vazia, pois cada elétron é 1836 vezes menor que 1 próton (ou que 1 nêutron). É por isso que a massa do átomo concentra-se praticamente toda no núcleo. Os elétrons são partículas de carga elétrica negativa (-1).

Os elétrons giram ao redor do núcleo bilhões de vezes por milionésimo de segundo, dando forma ao átomo e fazendo-o comportar-se como se fosse sólido.

Ilustração de eletrosfera com três camadas eletrônicas e elétrons girando ao redor do núcleo

Resumidamente, podemos fazer uma tabela para diferenciar as três partículas subatômicas principais que fazem parte da estrutura do átomo:

Massa e carga elétrica das três partículas subatômicas principais – prótons, nêutrons e elétrons

Os átomos de todos os elementos químicos são compostos por essas três partículas subatômicas. O que difere um elemento químico de outro é a quantidade em que essas partículas aparecem, principalmente a quantidade de prótons no núcleo, que é chamada de número atômico.

Tabela períodica

Os elementos são colocados em faixas horizontais (períodos) e faixas verticais (grupos ou famílias).

Em um grupo, os elementos têm propriedades semelhantes e, em um período, as propriedades são diferentes.

Na tabela há sete períodos.

Os grupos são numerados de 0 a 8. Com exceção dos grupos 0 e 8, cada grupo está subdividido em dois subgrupos, A e B. O grupo 8 é chamado de 8B e é constituído por três faixas verticais.

Modernamente, cada coluna é chamada de grupo. Há, portanto, 18 grupos numerados de 1 a 18.

Posição dos Elementos na Tabela Periódica

• Elementos representativos ou típicos (o último elétron é colocado em subnível s ou p): grupos A. Estão nos extremos da tabela.
• Elementos de transição (o último elétron é colocado em subnível d; apresentam subnível d incompleto): grupos 1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B e 8B. Estão localizados no centro da tabela periódica.
• Elementos de transição interna (o último elétron é colocado em subnível f; apresentam subnível f incompleto). Estão divididos em duas classes:
• Lantanídeos (metais terras raras): grupo 3B e 6º período. Elementos de Z = 57 a 71.
• Actinídeos: grupo 3B e 7º período. Elementos de Z = 89 a 103.
• Gases nobres: grupo zero ou 8A ou 18.

Os grupos mais conhecidos são:

• 1A: metais alcalinos
• 2A: metais alcalino-terrosos
• 6A: calcogênios
• 7A: halogênios

Relação entre configuração eletrônica e a posição do elemento na tabela

Período:

Um elemento com x camadas eletrônicas está no período x.

Exemplo: P (Z = 15) K = 2 ; L = 8 ; M = 5

P (fósforo) está no 3º período.

Grupo:

a) Elementos representativos (grupos A) e 1B e 2B. O número de elétrons na camada de valência é o número do grupo.

Exemplo: P (Z =15) → K = 2 ; L = 8 ; M = 5

O fósforo está no grupo 5A.

b) Elementos de transição: a soma do número de elétrons dos subníveis s e d mais externos é o número do grupo. Exemplo: V (Z = 23)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

Soma s + d = 2 + 3 = 5 → grupo 5B.

As fórmulas químicas

As fórmulas químicas foram criadas para facilitar a representação da composição das substâncias. Por meio delas podemos discernir a quantidade e os tipos de átomos que formam a substância.

Existem vários tipos de fórmulas químicas, que variam inclusive conforme o tipo de ligação. Mas aqui trataremos das principais fórmulas químicas usadas para representar os compostos moleculares, que são aqueles formados unicamente por ligações covalentes. Quando átomos de dois elementos ligam-se por meio desse tipo de ligação, eles realizam um compartilhamento de pares de elétrons. Assim, a primeira fórmula que é usada para representar as ligações covalentes é uma que mostra os elementos, o número deles e também os pares de elétrons compartilhados. Essa é a fórmula eletrônica ou fórmula de Lewis.

Na fórmula eletrônica, os elétrons da última camada eletrônica (camada de valência) de cada átomo são mostrados por meio de “pontinhos” ou “x” ao redor do símbolo do elemento. Por exemplo, o hidrogênio é da família 1, então ele possui um elétron em sua camada de valência. Já o oxigênio é da família 16 ou VI-A, logo possui seis elétrons na sua camada de valência:

Elétrons na camada de valência do hidrogênio e oxigênio

Então, segundo a regra do octeto, o hidrogênio precisa de mais um elétron para ficar estável (como ele só possui uma camada eletrônica, esse elemento fica estável com apenas dois elétrons). Já o oxigênio precisa de mais dois para ficar com oito elétrons e, assim, ficar estável. Logo, dois átomos de H ligam-se a um átomo de O, realizando dois compartilhamentos de elétrons, isto é, duas ligações covalentes:

Fórmula de Lewis da água

Observe que na fórmula de Lewis os pares de elétrons compartilhados são representados por uma espécie de “laço” em volta deles, que mostra essa formação das ligações. Quando ocorre como no caso acima, que entre dois átomos existe apenas uma ligação, então temos uma ligação simples. Se houver entre dois átomos duas ligações, será uma ligação dupla, e se forem três ligações, então será uma ligação tripla. Observe isso abaixo:

Exemplos de ligações covalentes simples, duplas e triplas

Agora vejamos outro tipo de fórmula química mais simples que a fórmula eletrônica: a fórmula estrutural plana. Essa fórmula também mostra os elementos e o número de átomos envolvidos, mas a diferença é que o par de elétrons compartilhado é simbolizado por um traço (—). Veja:

Traços usados na fórmula estrutural

Veja alguns exemplos:

Exemplos de fórmulas estruturais planas

Uma fórmula química bastante simples de se escrever é a fórmula molecular. Essa fórmula indica o número real de átomos de cada tipo de elemento químico que aparece na molécula.

Veja como fica a fórmula molecular para os compostos mencionados nos exemplos anteriores:

Noção Do NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)

O número de oxidação de compostos iônicos é a sua própria carga, já no caso dos moleculares é uma carga teórica que o elemento adquire ao romper sua ligação covalente.

Para os compostos iônicos, o Número de Oxidação (Nox) representa a própria carga que o íon adquire ao realizar a ligação iônica. Por exemplo, o cloreto de sódio é um composto iônico, formado quando o sódio perde um elétron para o cloro; assim, o sódio se torna um cátion com carga elétrica de +1, e o cloro um ânion com carga -1. Esses valores constituem seus respectivos Nox.

No entanto, os compostos moleculares não perdem nem recebem elétrons, portanto, o seu Nox é considerado como a carga elétrica teórica que o elemento adquiriria se a ligação covalente fosse rompida e o par de elétrons ficasse com o elemento mais eletronegativo. Por exemplo, no caso do ácido clorídrico (HCl), o cloro é o elemento mais eletronegativo, assim ele atrairia mais fortemente para si o par de elétrons compartilhado com o hidrogênio. Desse modo, teremos que o Nox do cloro será -1 (porque ele ficou com um elétron a mais que era do hidrogênio) e o do hidrogênio é igual a +1 (porque o hidrogênio perdeu um elétron para o cloro).

No caso dos íons simples, o Nox equivale à sua própria carga elétrica. Por exemplo:

O^2-: Nox = -2
Cl^-: Nox = -1
Na⁺: Nox = +1
Fe²⁺: Nox = +2
Al³⁺: Nox = +3

Por fim, no caso de um elemento ou de substâncias simples, que são aquelas compostas de átomos de apenas um tipo de elemento, temos que o Nox é igual a zero. Alguns exemplos e substâncias assim são: O₂, N₂, H₂, He, etc.

Além disso, o Nox indica a tendência que o elemento tem de se oxidar ou reduzir, pois quando ocorre a oxidação (perda de elétrons), o Nox aumenta. Já no caso da redução (ganho de elétrons), ocorre o contrário, o Nox diminui. Para visualizar esse caso, observe a reação de oxirredução de formação do gás carbônico abaixo:

 _{0                0                  +4-2}
C_n(s) + n O_2(g) → n CO_2(g)

Observe que por serem um elemento (C) e uma substância simples (O₂), os Nox dos reagentes eram iguais a zero. Porém, depois da reação, o carbono sofreu oxidação, assim, observe como seu Nox aumentou (de 0 para +4). Já o oxigênio sofreu redução, portanto, seu Nox diminuiu, indo de 0 para -2.

Iões positivos e Iões Negativos. Compostos iónicos

Os iões estão na origem das substâncias iónicas. Estes corpúsculos são portadores de cargas eléctricas. Os fenómenos eléctricos explicam-se admitindo a existência de cargas eléctricas. Por exemplo, pode verificar-se que alguns materiais, em determinadas condições, adquirem novos comportamentos que se explicam a partir do fenómeno da electrização dos materiais. Por exemplo, na atmosfera, as nuvens podem armazenar grandes quantidades de cargas eléctricase estas manifestarem-se durante uma trovoada com a formação de relâmpagos.

Estes fenómenos eléctricos manifestam-se evidenciando forças de naturezarepulsiva e forças de natureza atractiva: repulsões e atrações elétricas.

Dois materiais electrizados que se atraem apresentam carga eléctrica de natureza oposta: cargas de sinal contrário.

Dois materiais electrizados que se repelem apresentam carga eléctrica da mesma natureza: cargas do mesmo sinal.

Escritas das Fórmula Química

Uma fórmula química é a representação de uma substância através de símbolos. Mais importante, ela denota o número de átomos de cada elemento presente no composto. Por exemplo, a fórmula do Óxido Férrico ou Óxido de Ferro III é Fe₂O₃, o qual nos diz que 2 átomos de Fe e 3 átomos de O estão presentes em uma molécula eletricamente neutra do composto. Para escrever uma fórmula química formula, deve-se saber os símbolos e valências dos elementos / radicais.

Escreva a fórmula química do Fosfato de Cálcio.
Valência do Cálcio (Ca) = 2 ; Valência do Phosphate (PO₄) = 3.
Intercambiando suas valências e subscrevendo-as,
A fórmula do Fosfato de Cálcio é Ca₃(PO₄)₂.
Note que 3 íons cálcio [Ca²⁺] e 2 íons fosfato [PO₄^3-] estão presentes em uma molécula eletricamente neutra de fosfato de cálcio [Ca₃(PO₄)₂].

Escreva a fórmula química do Carbonato de Zinco.
Valência do Zinco (Zn) = 2 ; Valência do Carbonato (CO₃) = 2.
Intercambiando suas valências e simplificando (dividindo por 2),
A fórmula do Carbonato de Zinco é ZnCO₃.
Note que 1 íon zinco [Zn²⁺] e 1 íon carbonato [CO₃^2-] estão presentes em uma molécula eletricamente neutra de carbonato de zinco [ZnCO₃].

 

Conclusão

Em suma chega-se então a conclusão que O átomo foi definido como uma unidade indivisível até o final do século XIX, quando foi proposto o primeiro modelo atômico que provava a existência de partículas subatômicas. Com o passar dos anos, novos estudos experimentais foram realizados e novos modelos atômicos surgiram.

Baseado no modelo atômico Rutherford-Bohr, o átomo é formado por uma região central positiva denominada núcleo, cercado por elétrons em órbitas circulares. Os átomos são formados basicamente por três partículas, são elas: prótons, nêutrons e elétrons

Bibliografia

FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Estrutura do Átomo"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/estrutura-Atomo.htm>. Acesso em 10 de fevereiro de 2016.

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Choppin, Gregory R.. Radiochemistry and Nuclear Chemistry. [S.l.]: Elsevier, 2001.  Close, FE; Marten, Michael; Sutton, Christine. The Particle Odyssey: A Journey to the Heart of Matter. [S.l.]: Oxford University Press, 2002.