INTRODUÇÃO A QUÍMICA ORGÂNICA

Classificação dos átimos de carbono em uma cadeia conforme POSIÇÃO

Carbono primário: Quando esta ligado apenas um outro átomo de carbono

...—C—C—C—C—C—...

Carbono secundário: Quando esta ligado a três dois outros átomos de carbono.

...—C—C—C—C—C—...

Carbono terciário: Quando esta ligado a três outros átomos de carbono.

Exemplo:

Carbono quaternário: Quando esta ligado a quatro átomos de carbono.

 Exemplo: 

TIPOS DE CADEIA ORGÂNICA

            A existência de uma grande variedade de cadeias orgânicas nos obriga a classificá-las segundo critérios:

1)      Quanto ao fechamento da cadeia

·         Aberta ou acíclica.

·         Fechada ou cíclica: Quando há fechamento na cadeia, formando um ciclo, núcleo ou anel.

Exemplos: 

2)      Quanto à disposição dos átomos

·         Normal

·         Ramificada

Exemplos: 

3)      Quanto aos tipos de ligação.

·         Saturada: Quando só existem ligações simples entre os átomos de carbono. OBS: Apenas ligações simples entre os átomos de carbonos, não de outros.

·         Insaturada: Quando ligações duplas ou triplas entre os átomos de carbono surgem.

Exemplos:

Exemplo de Cadeia SATURADA, apenas ligações simples entre carbonos.

Cadeia INSATURADA, contém ligações duplas ou triplas entre os carbonos.

4)      Quanto à natureza do átomo

·         Cadeia homogênea: Quando na cadeia só há átomos de carbono

·         Cadeia heterogênea: Quando há na cadeia além de átomos de carbono, átomos de outros elementos.

Em uma classificação geral, podemos dizer que as cadeias carbònicas podem ser definidas baseando-se nestes quatro conceitos: 1)Aberta ou fechada 2)Saturada ou Insaturada  3)Homogênea e Heterogênea 4)Normal ou Ramificada

Exemplos: 

AS LIGAÇÕES QUÍMICAS

É muito raro encontrar na natureza substâncias compostas apenas de um único elemento, por exemplo raramente encontramos sódio livre na natureza, mas não é difícil achar sal comum, um composto de sódio e cloro (NaCl). As propriedades da substância existente está estritamente ligada a configuração eletrônica da estrutura molecular, dureza, fragilidade, estados físicos, estas e outros qualidades das substâncias são definidas pela junção de átomo de diferentes elementos. O que mantém os elementos interligados tem relação com os elétrons de cada átomos. Apenas os gases nobres são estáveis o suficiente para não necessitarem de ligações químicas, isto devido a sua configuração eletrônica com 8 elétrons na camada de valência. Por sinal esta é a regra do octeto, a regra diz que um átomo para se manter estável precisa de 8 elétrons na última camada de sua configuração.

Alguns livros nos dizem que o átomo tende a buscar a estabilidade, discordo disso, não é que ele tenda a buscá-la, o que ocorre é que quando o átomo se liga a outro e se torna estável, essa ligação não se desfaz com tanta facilidade, tornando assim a substância mais duradoura. Existem algumas exceções a regra, uma delas é o hélio que tem apenas uma camada para completar e como já tem dois elétrons em seus orbital já é estável.

É sobre estas ligações químicas que abordarei nesta postagem. A princípio podemos classificar as ligações químicas em três ou são iônicas ou covalentes ou metálicas.

1. LIGAÇÕES IÔNICAS

As ligações iônicas podem ser também chamadas de heteropolares ou eletrovalentes. Vamos tomar por exemplo a ligação do sódio Na com o Cloro Cl

Na⁺Cl^- >>> NaCl

Ligações Iônicas que formam o cloreto de sódio, o sal comum.

O sódio cede um elétron para o cloro, o sódio tem 1 elétron na última camada e o cloro 7 assim eles terminam com 8 elétrons na última camada, entretanto suas cargas deixam de ser neutras, como o elétron tem carga elétrica negativa quem recebe elétrons - no caso o Cloro - fica com carga elétrica negativa, quem cede elétrons - o sódio - fica com carga elétrica positiva, as cargas elétricas opostas os mantém atraídos e  consequentemente unidos, esta é a chamada ligação iônica, quando cations e ânions se mantém conectados, atraídos eletricamente ela pode ser chamada de eletrovalente pelo mesmo motivo,  uma camada de valência de um átomo cede elétrons para a camada de valência de outro átomo, em oposição as ligações covalentes que compartilham elétrons como veremos na sequência. A ligação iônica também é conhecida como ligação heteropolar, pois contém átomos ligados como polos elétricos opostos.


Mg^2-Cl²⁺

Ligação Iônica, ocorre cedência de elétrons do Mg para o Cl

AlF₃

Cedência de elétrons do Al para os átomos de F

OBSERVAÇÕES:

* A ligação iônica é bem forte, em geral os átomos ligados iônicamente formam substâncias sólidas de alto ponto de fusão e ebulição.

* Os átomos que formam a ligação iônica são em geral entre metais e não metais, isto devido aos metais terem poucos elétrons na camada de valência  e os não metais terem quase oito elétrons  na camada de valência, assim um tem tendência a doar e outro a receber elétrons.

* Quando um átomo cede um elétron sua carga elétrica se torna positiva, o núcleo ( positivo) atrai com maior intensidade os elétrons restantes, isto diminui o tamanho do raio atômico e aumenta a densidade do átomo, o inverso ocorre com o átomo que recebe elétrons.

2. LIGAÇÕES COVALENTES

A ligação covalente se dá a partir do compartilhamento de elétrons, pode ser chamada também de ligação homopolar ou ligação molecular.

COMO SE DÁ O COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS?

Imaginemos o átomo do hidrogênio, ele possui apenas 1 elétron na última camada, se  dois átomos de hidrogênio estiverem juntos a tendência é a ligação molecular, os átomos compartilharam seus elétron, cada um terá então dois elétrons a sua disposição completando assim a configuração do gás nobre hélio, é formado então uma molécula estável da substância hidrogênio H₂. A ligação molecular entre átomos do mesmo elemento ocorrem em vários compostos. Outro exemplo é o cloro (Cl), cada átomo neutros de cloro contém 7 elétrons na última camada, para se estabilizar é necessário 8 elétrons, sendo assim cada átomo de Cl compartilha 1 elétron com o outro átomo, adquirindo a configuração do gás nobre Nêonio (Ne). O mesmo ocorre com o enxofre com 6 elétrons na última camada, o compartilhamento de 2 elétrons entre eles resulta no composto S₂, um gás estável, o diferencial do S₂ em relação ao Cl₂ e o H₂ é a dupla ligação, isto devido ao compartilhamento de dois elétrons. Pode ocorrer até o compartilhamento de 3 elétrons, um exemplo é o gás nitrogênio (N) em que o átomo tem 5 elétrons na última camada, uma ligação de nitrogênio ocorre uma tripla ligação formando a substância N₂, três elétrons de cada átomo são compartilhados com o outro.

Nestes quatro exemplos acima, do S, Cl, N e H as substâncias formadas são simples - formadas de átomos do mesmo elemento químico - entretanto as ligações covalentes normalmente acontecem entre os átomos das colunas 3A até 7A da tabela periódica, como a última camada destes elementos é quase completa eles se tornam mais propensos a ligações covalentes.

ALGUMA EXCEÇÕES A REGRA DE COVALÊNCIA

Uma ligação covalente que o ocorre de maneira diferente da habitual é a ligação dativa, nesta ligação as moléculas não compartilham elétrons de maneira equitativa, apenas um átomo disponibiliza elétrons para o outro. Veja o exemplo:

1º SO­₂    

A representação estrutural é:

O=S --> O.

Representação de Lewis para O=S --> O.

OBS: É importente ter em mente como diferenciar uma ligação iônica de uma molecular. Se no composto houver um única ligação iônica o composto é iônico, para ser um composto molecular é necessário ter apenas ligações moleculares.

Exemplos:

Compostos moleculares

H-O-H   Água

O=C=O       Gás Carbônico

O=S --> O         Gás Sulfuroso


Compostos Iônicos

Na⁺Cl^-    Cloreto de Sódio

Na₂SO₄ (Sulfato de Sódio)

NaNO₃ (nitrato de Sódio)



OUTRAS EXCEÇÕES:
Alguns compostos não seguem a regra do octeto, não precisam ter necessariamente 8 elétrons na última camada. Alguns compostos tem menos, outros tem mais. Veja os exemplos:

MENOS QUE 8

BeH₂ Apenas 4 elétrons em volta do Berílio                                              

BF₃ 6 elétrons em volta do Boro                                                  .

Fluoreto de Boro (BF₃₎

MAIS QUE 8

PCl₅ 6 elétrons em volta do Boro Contém 10 elétrons em volta do P.              

Pentacloreto de Fósforo (PCl₅)

 *No caso de mais de oito elétrons é um fenômeno que só ocorre com átomos grandes do 3º período para baixo, o nome do fenômeno é camada de valência expandida.

3. LIGAÇÕES METÁLICAS

O terceiro tipo de ligação  química possível é a ligação metálica. A principal diferença dessa ligação em relação as outras é que ela ocorre não com poucos átomos se unindo por compartilhamento de elétrons, mas por uma enorme quantidade de átomos de elementos metálicos ligados por uma nuvem de elétrons "livres" vagando por nêutrons e cátions.

Como já vimos em postagens anteriores os metais tem poucos elétrons na última camada, esses elétrons podem sair do limite de atração do núcleo, se vários átomos de metais estiverem juntos estes elétrons podem se soltar e continuar presos nos cristais metálicos.

Exemplo de ligação metálica. Bolinhas grandes são cátions e nêutrons, bolinhas pequenas elétrons livres.

Esta característica faz com que as substâncias metálicas seja um aglomerado de cátions e nêutrons envolvido por uma "nuvem" faz com que estas substâncias se mantenham unidas.

A união de vários átomos de um determinado metal forma microcristais, esta característica da estrutura dos metais resultam em vantagens para algumas aplicabilidades humanas.

Algumas características qualitativas das substâncias metálicas são:

1º Boa condutividade elétrica e térmica: devido a energia elétrica ser o fluxo de elétrons, como os metais tem vários elétrons vagando entre os átomos o fluxo de energia elétrica corre mais facilmente.

2º Alta densidade: Devido aos cristais se encaixarem mais facilmente, se tornando mais compactos, somado ao fato dos cátions já serem mais densos devido a carga positiva ser maior que a negativa, tornando seu volume menor,  a densidade das substâncias metálicas é bem alta.

3º Alto ponto de fusão e ebulição: A ligação metálica é muito forte, isto mantém  os átomos firmemente ligados, dificultando a separação que é necessária para a entrada no ponto de fusão e ebulição.

4º Ductilidade e maleabilidade: Os átomos dos metais podem deslizar uns nos outros quando aquecidos, isto lhes possibilita a produção de chapas e lâminas, tubos, fios etc. Esta característica é muito aplicada na indústria, permite moldar formas úteis e resistentes para fins específicos.

5º Resistência a tração: Devido a forte ligação proporcionada pela nuvem eletrônica os metais resistem a tração melhor que os outros elementos, tal propriedade é muito útil na construção civil e nas peças mecânicas em geral.

A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS

Postagem baseada no livro de Ricardo Feltre para Ensino Médio, Química Volume 1.

Com a grande quantidade de elementos químicos descobertos no século XIX e XX, surgiu a necessidade dos químicos organizarem estes elementos de maneira a tornar mais facil e ágil  a comparação entre elementos e possíveis aplicações práticas deles. Estas buscas levaram a percepção de características periódicas nos elementos ou seja, existe características físicas e químicas que se repetem de períodos em períodos de elementos.

HÁ UMA LÓGICA NOS ELEMENTOS, MAS QUAL?

DIMITRI IVANOVITCH MENDELEYEV

Este questionamento já vinha sendo feito desde o início do século XIX, em 1862 o cientista francês Alexander B. de Cahncourtois elaborou um agrupamentos chamado de parafuso telúrico, no qual baseava-se na massa atômica dos elementos. Em 1864 John A. R. Newlands percebeu uma repetição de propriedades a cada oito elementos, em ordem de massa atômica, em 1869 o grande avanço da classificação veio com o cientista russo Dimitri Ivanovitch Mendeleyev. Mendeleyev organizou uma tabela na qual os elementos com propriedades químicas semelhantes, o modelo elaborado por Mendeleyev se assemelha a classificação atual no que refere-se a forma que são organizadas as informações na tabela periódica atual, com caracterísiticas equivalentes nas colunas e avanço de massa atômica por linhas. Entretanto a tabela periódica moderna atômica se baseia no número atômico e não na massa atômica como na tabela de Mendeleyev - por sinal ele mesmo percebeu que alguns elementos precisavam ser invertidos na sua tabela, pois as medições da massa dos elementos da época não correspondia com a sequência lógica de características dos elementos.

TABELA FORMULADA POR MENDELEYEV, ELA APRESENTA AS LIMITAÇÕES DO CONHECIMENTO DE SEU TEMPO.

A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA MODERNA

TABELA PERIÓDICA MODERNA, DIVIDIDA EM CLASSES DE ELEMENTOS

 O agrupamento se dá em períodos e grupos. Os períodos são linhas horizontais, os grupos ou famílias são as colunas da tabela. Note que na terceira coluna nos 6º e 7º períodos, ocorre série dos lantanídeos e dos actinídeos.

São sete períodos, cada um equivale a qual será a última camada eletrônica do átomo:

PERÍODO 1 = Última camada K
PERÍODO 2 = Última camada L                 
PERÍODO 3 = Última camada M
PERÍODO 4 = Última camada N        E assim sucessivamente.

As colunas, grupos ou famílias são muito importantes, os elementos de uma mesma família tem propriedades semelhantes. Algumas famílias tem nomenclaturas especiais. Vejamos primeiro a classificação geral, cada coluna recebe de acordo com a IUPAC ( International Union of Pure and Applied Chemistry), cada coluna tem da esquerda para direita um número que a represente 1, 2, 3, 4 ....18, mas há também classificação mais antiga I A, II A, III B, IV B, V B, VI B, VII B, VII B (que abrange 3 colunas, as 8, 9 e 10 da IUPAC), I B, II B, III A, IV A, V A, VI A VII A e VIII A. No Grafico acima temos as duas

Algumas famílias tem um nome próprio:

I A (1) METAIS ALCALINOS : Alcalinos vem de cinza de plantas, são elementos com tendência a coloração cinza.

Lítio  (Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), Césio (Cs) e Frâncio (Fr).

II A (2) METAIS ALCALINOS TERROSOS: Encontrados na terra

 Berílio (Be), Magnésio (Mg), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), Bário (Ba) e Rádio (Ra).

VII A (16) CALCOGÊNIOS: Formadores de Cobre, pois os minérios de Cobre contêm oxigênio ou enxofre.

Oxigênio (O), Enxofre (S), Selênio (Se), Telúrio (Te) e Polônio (Po).

VII A (17) HALOGÊNIOS: Formadores de Sais.

Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) e Astato (At).

VIII (18) GASES NOBRES: Gases perfeitamente estáveis, pois contém 8 elétrons na última camada. Não se misturam com outros elementos.

Hélio (He), Nêonio (Ne), Argônio (Ar), Kriptônio (Kr), Xenônio (Xe) Radônio (Rn).

Os demais grupos são classificados como família do primeiro elemento do grupo. Exemplo:  Coluna V A (15) o primeiro elemento  da tabela é o carbono, o grupo é então reconhecido como família do carbono.

Observações Importantes

Observações Importantes

1.  As colunas com a marcação A, I A até VIII A são elementos representativos, as colunas dos grupos B são conhecidos como elementos de transição e são todos metálicos. Sendo que os lantanídeos e actinídeos são de transição interna
2. Além das divisões por linhas e colunas temos disponível na tabela periódica moderna outra divisão. Entre metais e não metais.Igual a imagem abaixo.

   

   Metais em amarelo, semimetais em rosa, ametais em roxo, gases nobres em azul e o hidrogênio em verde

3.  A tabela também revela em que subnível eletrônico está o elétron mais energético. Veja abaixo.

Tabel Periódica dividida em qual subnível energético está o último elétron S, P, D e F.

Devido a esta possibilidade de prever o encaixe do próximo elétron, também existe a possibilidade de abreviar a configuração eletrônica de um elemento utilizando o símbolo do último gás nobre.

Por exemplo: C (Z=6): 1S² 2S² 2P² è C (Z=6): [He] 2S²  2P²

^OU

 Si (Z=14) 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P² è [Ne] 3S² 3P²

PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS

Avançando na tabela periódica percebemos que algumas propriedades se repetem periodicamente, outras apenas aumentam, algumas apenas diminuem. As propriedades que naõ são periódicas são chamadas de aperiódicas, por exemplo, a massa do elemento aumenta com o aumento do número atômico outro exemplo é o calor específico do elemento no estado sólido que diminui ao longo da tabela periódica. As mais importantes são as propriedades periódicas, vou abordar algumas delas na sequência.

RAIO ATÔMICO: O raio da circunferência da órbia do átomo.

Aumenta no seguinte sentido:

Sentido de aumento do raio do átomo

Motivo: Enquanto maior a quantidade de prótons, mais forte é a atração exercida nos elétrons, logo quanto maior o número atômico mais intenso a atração, mais denso se torna o átomo e menor o seu volume e consequentemente menor seu raio. Se compararmos átomos da mesma coluna temos o maior raio atômico no átomo com maior número atômico, entretando quando a comparação é por período o átomo de menor número atômico é quem tem o maior raio atômico.

VOLUME ATÔMICO: Volume atômico é o volume ocupado por um conjunto do mesmo elemento ou seja 1 mol (6,02 * 10²³ átomos) do elemento no estado sólido.

Volume Atômico, maiores nas pontas da seta.

Os metais são eme geral mais densos e tem inversamente menor volume por quantidade de matéria.

DENSIDADE ABSOLUTA: d=m/v, esta medida deve ser feita com elementos no esta sólido, pois não se pode comparar a densidade em gases, líquidos e sólidos sem levar em consideração que o estado do elemento tem relação com o estado do comportamento da molécula. Na tabela periódica percebe-se que os metais são mais densos, logo a sequência de densidades segue na tabela periódica a seguinte direção:

Densidade, Metais são mais densos.

PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO: Outra característica que tem sua periodicidade é o ponto de fusão e ebulição sendo o seguinte sentido:

Pontos de fusão são maiores nos metais. A exceção é o carbono, e os metais alcalinos I A (1)

A única exceção é o carbono com ponto de ebulição a 3800ºC

POTENCIAL DE IONIZAÇÃO: O potencial de ionização é a energia necessária para arrancar um elétron do atomo, é medida em elétron-volt (eV), para arrancar  o primeiro elétron é chamado 1º potencial de ionização (este é o mais importante, o segundo elétron é o segundo potencial de ionização e assim consecutivamente. Cresce no seguinte sentido:

Linha de aumento da energia de Ionização

AFINIDADE ELETRÔNICA: A afinidade eletrônica ou eletroafinidade é a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso, é medida em elétron-Volt e cresce de acordo com a seguinte sequência na tabela periódica.

Afinidade eletrônica, sendo os gases nobres mais estáveis eles tem uma afinidade eletrônica muito menor.

ELETROPOSITIVIDADE E ELETRONEGATIVIDADE: São as propriedades de atrair ou liberar elétrons, em geral os metais, com dois elétrons na última camada eletrônica tem maior disponibilidade de "doar" elétrons, eles têm maior eletropositividade sendo o Frâncio, o elemento mais eletropositivo da tabela periódica. Os ametais tem entre 5 e 7 elétrons na última camada periódica, o que os torna mais propensos a receberem elétrons, são pois mais eletronegativos.

ELETRONEGATIVIADE, AVANÇA EM DIREÇÃO AOS AMETAIS.

ELETROPOSITIVIDADE, AVANÇA EM DIREÇÃO AOS METAIS.

A EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS

POSTAGEM BASEADA NA LEITURA DO LIVRO QUÍMICA VOLUME 1 DE RICARDO FELTRE

Como aprendemos na última postagem de química a matéria é composta por minúsculas partículas chamadas de átomos, na teoria de Dalton estes átomos seriam unidades indivisíveis de matéria, entretanto  este modelo atômico não explica a natureza energética da matéria. Afinal qual a relação entre matéria e energia? Estudos posteriores apontaram de maneira mais clara a natureza elétrica da matéria, tais estudos foram passo a passo alterando a perspectiva da ciência de como seria o modelo atômico. Experiências em gases colocados a baixa pressão sobre a ação de corrente elétrica emitiam luzes, outras experiências nos gases mostraram características de atração e repulsão a polaridades ora negativas ou positivas. Tais experimentos revelam que a matéria até então primária, o átomo pode ser fragmentado em partículas ainda menores, com carga eletromagnética positivas, negativas ou neutras, tal avanço na compreensão da matéria é uma superação ao modelo atômico de Dalton. Em 1886 Eugen Goldstein fez estudos sobre a natureza elétrica da matéria e percebeu que os átomos de hidrogênio (o átomo mais leve existente) obtinha uma taxa desvio muito pequeno quando submetido a um campo elétrico ou magnético, as experimentações levaram a conclusão que ele é eletricamente neutro, logo deve haver partículas positivas e negativas em harmonia, a idéia de Dalton passa a ser obsoleta frente a teoria do pesquisador Joseph John Thomson, que divide o átomo em prótons e elétrons.

Modelo Atômico de Thomson

Dalton e seu entendimento de como seria o átomo.

O modelo de Thomson dá respostas satisfatórias aos seguintes fenômenos:

• Corrente elétrica: Sendo considerado um fluxo de eletróns
• Formação de íons: Como os íons são a existência de elétrons a mais ou a menos que prótons (+Cátion, -Ânion).
• Eletrização por atrito: O atrito separa as cargas elétricas entre os corpos. Parte negativa fica em um corpo, por exemplo caneta e parte positiva em outro, por exemplo um tecido.
• Descargas elétricas em gases: Os elétrons são arrancados de seu estado estável no átomo por outros elétrons provenientes da descarga elétrica.

A descoberta da radioatividade de elementos como urânio, polônio e rádio onde percebe-se a liberação de radiações de três tipos: alfa de carga elétrica positiva, beta de carga elétrica negativa e os raios gama de carga elétrica neutra, ajudou ainda mais a consolidar a idéia de átomo como partícula divisível. Esta descoberta da divisão do átomo em três partículas se deu graças ao pesquisador Rutheford.

Rutheford desenvolveu um modelo atômico melhor elaborado do que Thomson. A experiência que lhe permitiu imaginar tal modelo atômico ocorreu da seguinte forma.

Experimento de Rutherford

Utilizando do material polônio Rutheford bombardeou um finíssima película de ouro com raios a alfa, o qual é importante frisar que a carga elétrica é positiva, a maioria das partículas atravessaram a película sem problemas, gerando manchas no papel fotográfico atrás dela, outras eram desviada e uma pequena quantidade era rebatida. Ora se o modelo atômico de Thomson estivesse correto todas as partículas emitidas seriam rebatidas ao se chocarem com uma parede de átomos justapostos. Através do raciocínio Rutheford chegou a conclusão que a carga positiva do átomo ficava no centro da estrutura atômica, uma espécie de núcleo, a carga negativa, os elétrons orbitavam em torno do núcleo. A imagem acima mostra o motivo para apenas algumas partículas alfa sofrerem desvios da rota, só aquelas que se chocavam com núcleo, que também possui carga elétrica positiva, recuavam ou eram desviadas. Para este modelo se manter deve-se admitir o equilíbrio elétrico do átomo, logo a carga elétrica dos prótons deve ser a mesma dos elétrons, outra admissão necessária é a existência de partículas positivas, caso contrário elas se repeliriam intensamente de maneira que a estrutura atômica não poderia se manter, surge disto a aceitação da existência de partículas neutras dentro do átomo, convenientemente batizadas de nêutrons, estas partículas neutras isolam as partículas positivas.

Hoje sabemos que o elétron é igual a 1/1836 vezes o tamanho do próton. A identificação mais exata da massa do elétron nos permite diferenciar átomos de diferentes elementos, a quantidade de prótons presente no átomo é  a característica que o define.

ÁTOMO IMAGINADO POR RUTHERFORD

Em relação a quantidade de partículas presentes no átomo temos algumas classificações e informações a considerar:

• Número atômico: representado pela letra Z, significa a quantidade de prótons existente em um átomo, quando o átomo esta eletricamente neutro, sua representação é na parte inferior da letra que representa o átomo no lado esquerdo, _ZX.
• Número de massa: Representado pela letra A, o número de massa é o peso atômico do átomo, ou seja quantas partículas há no núcleo do átomo. A fórmula do número de massa é a quantidade de prótons (Z) + a quantidade de nêutrons. Desconsidera a presença do elétrons pois seu peso é praticamente inexistente comparado ao peso do átomo.

Um elemento químico é representado pelo seu número atômico e seu número de massa.

ÍONS

Íons são átomos com carga elétrica alterada, pode ser positiva ou negativa, pode ocorrer se por acaso o átomo vier a perder ou ganhar elétron. Se perder, como o elétron tem carga negativa o átomo fica com carga positiva, ele pode então ser chamado de cátion, se vier a  receber elétron sua carga que a principio é eletricamente neutra se torna negativa, o átomo é considerado um ânion.

Baseando nas informações de número de prótons e nêutrons, podemos fazer algumas comparações entre os átomos. Uma classificação surgiu de tais comparações: os isótopos, isótonos e isóbaros.

ISOTOPOS: Os átomos são considerados Isótopos quando tem igual quantidade de prótons e diferente número de massa. Exemplo: as moléculas de hidrogênio com mais nêutrons:

₁H²    ₁H³   ₁H¹

A massa é diferente, mas o número de prótons é o mesmo, são pois isótopos.

ISOTONOS: Tem a mesma quantidade de nêutrons, mas diferente número atômico

₁₇Cl³⁷          ₂₀Ca⁴⁰

Sabemos que é possível calcular a quantidade de nêutrons diminuindo da massa A os prótons (p)    A-p=n, no exemplo temos  Cloro de massa igual a 37 e número atômico (número de prótons) igual a 17, 37-17=20 nêutrons. No segundo elemento temos A=40 Z=20, então 40-20=n, 40-20=20 nêutrons, são isotonos.

ISOBÁROS: Átomos com mesma massa, mas diferente número atômico. Exemplo:

₁₉K⁴⁰   ₂₀Ca⁴⁰

Basta observar o número de massa A, na parte superior dos elementos, como os dois elementos do exemplo têm a mesma massa, eles são considerados isóbaros.

Para uma melhor identificação de qual é qual basta atentar para a letra após iso (que significa igual).

isótoPos è prótons iguais.

isótoNos è nêutrons iguais.

isóbAros è massa iguais.

Novo Avanço no Modelo Atômico

O modelo atômico de Rutheford é um avanço em relação ao modelo de Thomson, mas ainda há nele paradigmas não resolvidos. O elétron deve girar em trono do núcleo para não ser atraído, mas a mecânica clássica admite que uma partícula de energia em movimento deve consumir energia no ato de movimentar-se. Eis uma questão que só seria respondida posteriormente pelo cientista Niels Henrik David Bohr, mas antes vou apresentar noções sobre ondas, necessárias para um progresso eficiente de nossos estudos.

ONDAS

Na física existe uma área que se dedica ao estudo das ondas, chama-se mecânica ondulatória. Três grandezas físicas são essenciais para o correto estudo das ondas.

1.      Velocidade de propagação: Representada pela letra (v), equivale a dizer a que velocidade a onda avança em seu trajeto.

2.      Freqüência: Representado pela letra (f), equivale a saber que velocidade surge uma nova onda na mesma linha das outras já propagadas, pode ser medida em ciclos por minuto ou segundo.

3.      Comprimento da onda: representado pela letra grega  (lambda), equivale a distância entre a crista de uma onda e outra mais próxima.

A velocidade de propagação é equivalente a freqüência multiplicada pelo comprimento de onda.

V=F*l

Exemplo: Se a freqüência é 4 ondas por minuto e o comprimento de onda é 0,5 metros, a velocidade de propagação equivale a:

V=4*0,5

V=2 m/min

ONDAS ELETROMAGNÉTICAS

Ondas eletromagnéticas: são formadas pelas oscilações de um campo elétrico e um magnético.

A luz visível é um exemplo comum de onda eletromagnética. Podemos observar o comportamento da luz visível que ao atravessar um prisma ela se divide em sete cores, são sete diferentes comprimentos de ondas que se intercalando formam a luz visível. Entretanto esta faixa de iluminação que percebemos a olho nu é apenas uma pequena fração do espectrômetro completo de radiação eletromagnética, diferentes comprimentos de onda que representam vários tipos de raios, que podem ter várias funcionalidades, desde onda longas de rádio l * 10⁶ a radiação g (gama) l *10^-12.

OBS: No vácuo a velocidade de propagação de uma onda eletromagnética é sempre 300.000 km/s, independente do comprimento de onda.

A iluminação visível provinda do sol ao atravessar um prisma se divide nas sete cores do arco íris, preenche todas as partes do espectro contínuo. No início do século XX foi percebido que se ao invés de luz natural fosse utilizado luzes de gases sob alta tensão e baixa pressão, a luz emitida pelos raios luminosos de gases não preenchiam todo o espectro, mas apenas umas finas linhas.

Foi observado que diferentes elementos formam diferentes modelos de coloração no espectro luminoso. Mais uma vez surge questões que envolvem matéria e energia. A resposta satisfatória surgiu com o modelo atômico batizado de Rutheford-Bohr.

OS POSTULADOS DE BOHR

A teoria de Bohr nos leva a aceitar três fatos sobre o comportamento do átomo.

1.      Os elétrons giram em órbitas estacionárias, na qual não recebem nem perdem energia.

2.      Ao saltar de uma órbita para outra mais externa os elétrons podem receber energia, se o inverso ocorre eles perdem energia, a liberação de energia ocorre sob a forma de fótons (luz), os milhões de saltos por segundo que ocorre nos elétrons dentro da órbita gera ondas eletromagnéticas específicas que são lidas pelo espectrômetro, quanto mais elétrons conter o átomo maior a quantidade de raios emitidos, mais colorido se torna o esctômetro.

Após todas as experiências chegamos ao modelo Rutherfor-Bohr, atualmente mais usado para elucidar o funcionamento do átomo, embora não plenamente perfeito.

Atualmente sabe-se que os elementos conhecidos têm seus elétrons espalhados por sete órbitas estacionárias, conhecidas como K,L,M,N,M,O,P e Q e que cada órbita suporta um número específico de elétrons, como apresentado na tabela:

ÓRBITAS	QUANTIDADE DE ELÉTRONS
K	2
L	8
M	18
N	32
O	32
P	18
Q	2

OBS: As camadas O, P e Q podem suportar um número maior de elétrons, mas não conhecemos elementos que ultrapassem as quantidades demonstradas aqui.

Sendo o elétron um ente físico com comportamento dual, ora como partícula, ora como onda em movimento tão elevado que se torna impossível um cálculo preciso de sua posição espacial, os cientistas preferem aborda-lo e identifica-lo pela quantidade de energia presente nele.

As informações necessárias para identificar corretamente os elétrons se encontram nos quatro seguintes números quânticos.

1.      ORBITA = Nível energético è Representado pela letra “n”

2.      SUBNÍVEL = Representado pela letra “l”

3.      ORBITAL = Número quântico magnético è Representa pela letra “m” ou “m_(l)”

4.      SPÍN = Representado pela letra “m_(s)” ou “s”

1.      ORBITA: É o nível energético ou número quântico principal, composto por órbitas estacionárias, K, L, M, N, O, P e Q ou seus respectivos números 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.

2.      SUBNÍVEL: São as subcamadas, podem ser chamadas de número quântico secundário_(l), são no máximo quatro representada pelas letras S, P, D e F, ou seus respectivos valores 0, 1, 2 ou 3.

3.      NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m) OU (m_l), NÚMERO DE ORBITAL: cada subnível energético suporta uma quantidade de orbitais.

S = 1 orbital

P = 3 orbitais

D = 5 orbitais

F = 7 orbitais

           Sendo o orbital representado por:

0

 = Subnível S

-1

0

1

 = Subnível P

-2

-1

0

1

2

 = Subnível D

-3

-2

-1

0

1

2

3

  = Subnível F

O terceiro número quântico é pois o número do orbital onde está o elétron, podendo ser –3, -2, -1, 0, 1, 2, 3.

4.      SPIN: O quarto número quântico do elétron é o spin representado pela letra (M_S) ou (s), spin vem do inglês, significa girar, é muito importante pois os elétrons giram em torno do próprio eixo, isto lhes dá a propriedade de atrairem-se ou repelirem-se devido à carga magnética gerada pelo giro, num mesmo orbital os elétrons devem girar em sentido contrário para serem atraídos magneticamente, esta atração magnética equivale à repulsão elétrica devido às cargas negativas dos elétrons, sendo assim  um orbital suporta no máximo dois  elétrons, isto mantém o equilíbrio do sistema.

OBS: Se por exemplo o subnível energético tiver 7 orbitais, mas só for ocupado por 9 elétrons, o preenchimento dos orbitais deve ocorrer da seguinte forma:

1º elétron (-1/2) 8º elétron (1/2)

2º elétron (-1/2) 9º elétron (1/2)

3º elétron (-1/2)

4º elétron (-1/2)

5º elétron (-1/2)

6º elétron (-1/2)

7º elétron (-1/2)

Todos os orbitais do subnível devem receber um elétron para só depois o primeiro orbital receber o segundo, assim sucessivamente até todos os orbitais conterem dois elétrons.

Por convenção o primeiro elétron é de carga magnética negativa -½ e o segundo elétron de carga magnética positiva ½.

Nenhum elétron no átomo terá os quatro mesmo números quânticos que outro elétron. Estes números identificam o elétron

N = 1, 2, 3,4, 5, 6 ou 7

(l) = 0, 1, 2 ou 3

M = -3, -2, -1, 0, 1, 2 ou 3

S= -1/2 ou ½

Um erro comum ao estudar o átomo é acreditar que quanto mais afastado do núcleo, mais energético ele se torna em relação aos outros. Na verdade a elétrons em subcamadas mais energéticos do que os que estão na última camada, uma maneira rápida de identificar qual a carga energética do elétron é somar o número da sua camada com o número da subcamada.

N+(l)=quantidade de energia

1º exemplo: O+F=X   >>> 5ª camada + 4º subnível = X    >>>  5+3=8

2º exemplo: Q+S=X   >>>  7ª camada + 1ª subnível = X   >>>  7+0=7

Nos exemplos acima dá para perceber que o elétron mais próximo do núcleo é ainda mais energético do que o mais distante.

O cientista Linus Carl Pauling criou um diagrama que nos permite fazer a distribuição eletrônica correta dos átomos de maneira mais facilitada.

OBS: Nessa distribuição é preciso tomar atenção especial aos íons (ânions e cátions), os elétrons recebidos ou perdidos se aderem ou saem da última camada e não do subnível mais energético.