Química aplicada a engenharia aulas 1 e 2 [unifacs] by EAD UNIFACS

QUÍMICA APLICADA À ENGENHARIA Autores – André Vieira e Natasha Londero

Universidade Anhembi Morumbi

Universidade Salvador

Janes Fidelis Tomelin Diretor de EaD

Adriano Lima Barbosa Miranda Diretor de Educação Corporativa e Novos Projetos

Fabiano Prado Marques Diretor Acadêmico – Escola de Engenharia e Tecnologia

Rafael Gonçalves Bezerra de Araújo Diretor da Escola de Engenharia e TI

Francisco Carlos Damante Revisor Técnico

Alex Soares Caldas Revisor Técnico

Universidade Potiguar

Rede Laureate Internacional de Universidades

Barney Vilela Coordenador Geral do Núcleo de Coordenação a Distância Catarina de Sena Pinheiro Diretora da Escola de Engenharia e Ciências Exatas Raimundo Cícero Araújo Montenegro Revisor Técnico

Daniella Loureiro Koncz Coordenadora de Novos Negócios André Torres Gregório Designer Instrucional

FabriCO Projeto educacional Projeto gráfico Autoria do conteúdo Revisão ortográfica e gramatical

SUMÁRIO CARTA AO ALUNO................................................................................................................ 4 AULA 1 – ESTRUTURA ATÔMICA........................................................................................... 5 INTRODUÇÃO........................................................................................................... 5 OBJETIVOS................................................................................................................ 5 1.1 Matéria e energia............................................................................................. 6 1.1.1 Os estados da matéria.............................................................................. 6 1.1.2 Elementos e compostos............................................................................ 6 1.1.3 Composição do átomo.............................................................................. 7 2.1 Estrutura atômica.............................................................................................. 8 2.1.2 Número atômico....................................................................................... 8 2.1.3 Massa atômica.......................................................................................... 9 3.1 As teorias atômicas.......................................................................................... 9 3.1.1 Modelo atômico de Dalton....................................................................... 9 3.1.2 Modelo atômico de Thomson................................................................. 10 3.1.3 Modelo atômico de Rutherford............................................................... 10 3.1.4 Modelo de Bohr do átomo de hidrogênio.............................................. 12 4.1 Princípio da incerteza de Heisenberg............................................................. 13 5.1 Os níveis eletrônicos de energia.................................................................... 14 CONCLUSÃO........................................................................................................... 16 AULA 2 – PROPRIEDADES PERIÓDICAS............................................................................... 17 INTRODUÇÃO......................................................................................................... 17 OBJETIVOS.............................................................................................................. 17 2.1 Classificação dos elementos........................................................................... 18 2.1.1 Os elementos do grupo principal........................................................... 19 2.1.2 Os metais de transição........................................................................... 20 2.1.3 O átomo de hidrogênio.......................................................................... 21 2.2 Propriedades periódicas ................................................................................ 22 2.2.1 Carga Nuclear Efetiva.............................................................................. 22 2.2.2 Raio atômico e raio iônico ..................................................................... 24 2.2.3 Energia de ionização............................................................................... 27 2.1.4 Afinidade eletrônica .............................................................................. 29 2.3 As relações diagonais..................................................................................... 29 CONCLUSÃO........................................................................................................... 30

QUÍMICA APLICADA À ENGENHARIA

CARTA AO ALUNO De onde viemos? O que somos? E para onde vamos? Algum dia você deve ter se feito uma dessas perguntas. Estas questões filosóficas instigam a humanidade faz muito tempo. De que são feitas as coisas? O que é a matéria? Qual a essência do universo? Perguntas desse tipo devem ter sido formuladas logo depois, mas são tão antigas quanto as primeiras e, claro, de grande importância. Na tentativa de explicar qual a natureza da matéria, surgiram várias teorias. Uma delas foi criada por um filósofo grego, Empédocles, por volta do século V a.C. Segundo ele, tudo que existe no universo seria composto de quatro elementos principais: terra, fogo, ar e água. A teoria dos quatro elementos mostrou-se inconsistente. Contudo, ela mostra a curiosidade do ser humano por tentar explicar e compreender a natureza da matéria. Nesta disciplina teremos como objetivo responder a tais questionamentos filosóficos e sanar outras perguntas que norteiam nosso cotidiano. Ah! Lembre-se: atenção e um pouco de curiosidade são os requisitos básicos para entrar no mundo dos átomos.

AULA 1 Estrutura Atômica

INTRODUÇÃO Imaginar um mundo onde um átomo pode ser explicado por teorias extremamente complexas pode parecer um pouco assustador. Imagine então para os químicos e filósofos da antiguidade. A teoria atual para a estrutura do átomo não foi algo que nasceu em poucos anos, mas sim em séculos de estudos, desde a ideia inicial de Demócrito até a contribuição da teoria quântica de Bohr. Por isso, nesta aula, veremos a evolução científica dos conceitos e das teorias acerca dos átomos e de algumas de suas propriedades. Vamos começar?

OBJETIVOS » » Perceber o que é estrutura atômica, matéria e energia.

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» » Compreender os conceitos básicos da teoria atômica e partículas subatômicas. » » Adquirir noções básicas do modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio. » » Apreender o princípio da incerteza de Heisenberg. » » Reconhecer o magnetismo e paramagnetismo. » » Compreender a organização subcamadas atômicas e suas energias. » » Realizar a atribuição dos elétrons. » » Entender os níveis eletrônicos de energia e as configurações eletrônicas.

1.1 MATÉRIA E ENERGIA A matéria e a energia apresentam interesse tanto científico quanto filosófico desde a antiguidade. Atualmente, a matéria é tratada como sendo tudo o que tem massa e ocupa um lugar no espaço, como o ouro, a água e a madeira. Por outro lado, a energia é tudo o que pode modificar a matéria, tudo que pode provocar ou anular movimentos e causar deformações, mais especificamente tudo que tem a capacidade de realizar trabalho.

1.1.1 Os estados da matéria A matéria pode se apresentar em três estados: sólido, líquido e gasoso. Um sólido conserva o seu volume e a sua forma independente do recipiente. Um líquido mantém o seu volume, mas adquire a forma de seus recipientes. Por terem volumes e formas variáveis, os gases podem se expandir, adquirindo a forma do recipiente em que são postos. Tanto os líquidos quanto os gases apresentam fluidez, que é a capacidade de fluir – por isso também são chamados “fluidos”. (RUSSEL, 2008).

1.1.2 Elementos e compostos Existem duas espécies de substâncias puras: os elementos e os compostos. Um elemento é uma substância simples, fundamental e elementar. Os elementos, que estão presentes na tabela periódica (figura 1), são representados sempre por uma letra maiúscula, exemplo flúor (F), enxofre (S), nitrogênio (N), ou por uma letra maiúscula seguida de uma minúscula, como o ferro (Fe), cloro (Cl) e sódio (Na).

AULA 1 – ESTRUTURA ATÔMICA

Figura 1 - Tabela periódica dos elementos. Fonte: <www.dicadetudo.com>.

“Os compostos ou moléculas são constituídos de dois ou mais elementos combinados em uma relação definida e, assim, são substâncias mais complexas do que os elementos.” (RUSSEL, 2008, p. 22). Exemplos de compostos: o cloreto de sódio, a água e o ozônio. Os compostos químicos são representados por suas fórmulas moleculares, por exemplo, o cloreto de sódio por NaCl, ou seja, significa que esse composto é formado pela combinação de 1 átomo de sódio (Na) e 1 átomo de cloro (Cl). A molécula de água, como já nos é familiar, é representada por H2O. Isso significa que ela é formada por 2 átomos de hidrogênio (H) e 1 átomo de oxigênio (O). O composto ozônio, que tem a fórmula O3, é formado por apenas 3 átomos de oxigênio (O). Perceba que o número representa a quantidade de átomos presente nos compostos.

Acesse o site: <www.tabelaperiodicacompleta.com>.

1.1.3 Composição do átomo Segundo Raymond (2007, p. 30). O átomo é definido como a menor partícula possível de um elemento. O átomo é composto por elétrons, prótons e nêutrons. O elétron é

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uma partícula carregada negativamente que se move descrevendo uma trajetória ao redor do núcleo de um átomo. Os elétrons estão dispostos em camadas. Cada camada contém elétrons que orbitam a uma mesma distância média do núcleo. Eles compensam um igual número de prótons, que têm carga positiva, o que possibilita que o átomo todo seja neutro. O próton é partícula subatômica que se encontra no núcleo e tem uma carga elétrica unitária positiva. O nêutron é uma partícula estável que influencia na radioatividade e em outras formas das reações nucleares, porém tem pouca influência nas propriedades físicas e químicas.

Na tabela 1 são apresentados os símbolos, a carga e a massa de cada espécie. Tabela 1 - Propriedades das partículas subatômica

PARTÍCULA

SÍMBOLO

CARGA

MASSA (KG)

Elétron

-1

9,109 × 10-31

Próton

P (H+)

1,673 × 10-27

Nêutron

1,675 × 10-27

Talvez você não consiga conceber o valor de massa de um próton ou nêutron (1,673 · 10-27 kg). Assim, podemos informar que uma formiga, por exemplo, pesa incríveis 0,000010 kg ou 10,0 · 10-6 kg, e uma gota de água pesa aproximadamente 0,000003 kg ou 3,0 · 10-6 kg. Isso mostra a dificuldade em estudar o assunto e porque os filósofos antigos se referiam aos átomos como “partículas invisíveis”.

2.1 ESTRUTURA ATÔMICA A estrutura atômica nada mais é que o número de prótons, a massa e o elemento químico existentes em um átomo.

2.1.2 Número atômico O número atômico (Z) é o termo usado para designar o número de prótons (P) no núcleo de um átomo. Em um átomo neutro, por exemplo, o número prótons é igual ao de elétrons. Veja: Z = P = ePerceba que o valor de Z é característico de cada elemento químico. Ou seja, se dois átomos possuem o mesmo número atômico, ele se trata do mesmo elemento. O número atômico será sempre representado como: ZE

AULA 1 – ESTRUTURA ATÔMICA

2.1.3 Massa atômica “A massa atômica (A) é a soma do número de prótons (P) e do número de nêutrons (N) existentes no núcleo de um átomo” (RUSSEL, 2008, p. 238). A=P+N A unidade de massa atômica é representada por “u.” ou “u.m.a.” (unidade de massa atômica). Ao calcular a massa atômica, é preciso desprezar a massa dos elétrons. Isso porque a massa do elétron em relação ao próton é muito pequena, cerca de 2 mil vezes menor. Veja a seguir como é feita a representação da massa atômica e do número atômico: E ou ZEA

A Z

A letra E indica o símbolo do elemento químico. Ou seja, é apenas uma referência. Exemplo: 8O16 (ZEA) refere-se a um átomo de oxigênio com um número atômico 8 (Z) e um número de massa 16 (A). Embora alguns elementos apresentem o mesmo número atômico, eles podem mostrar diferentes números de massas. Esse é um caso de átomos isótopos: mesmo número Z e distintos números A. Entenda: C12 e 6C13 (isótopos)

3.1 AS TEORIAS ATÔMICAS Vimos até aqui alguns fundamentos sobre a estrutura atômica. Porém, é interessante entender o desenvolvimento lógico envolvido nas teorias sobre os átomos e os experimentos mais importantes que contribuíram para sua definição.

3.1.1 Modelo atômico de Dalton Em 1807, John Dalton (1766–1844) propôs uma importante teoria acerca da natureza da matéria e dos átomos por meio de estudos e observações experimentais de gases e reações químicas. Dalton imaginou o átomo semelhante a uma bola de sinuca minúscula. Dessa forma, os átomos teriam a forma esférica, maciços, indivisíveis e indestrutíveis. A proposta baseada em seus dados experimentais resultou em mais alguns postulados como: » » todos os átomos de um dado elemento são idênticos; » » todos os átomos de diferentes elementos apresentam massa e propriedades diferentes; » » uma molécula apresenta combinação específica de átomos de mais de um elemento; » » em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias.

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3.1.2 Modelo atômico de Thomson “Joseph J. Thomson (1956–1940) propôs um novo modelo atômico estudando valores de descargas elétricas em tubos catódicos.” (RUSSEL, 2008, p. 229). Talvez você não imagine, mas provavelmente deva ter um tubo catódico em casa: monitores e televisões. Em 1898, ele sugeriu que o átomo poderia ser uma esfera carregada positivamente, em que alguns elétrons estão inseridos e poderiam ser facilmente removidos. O modelo de Thomson, conhecido como “pudim de passas”, é ilustrado na figura a seguir.

Figura 2 - Ilustração do átomo de Thomson, conhecido como “pudim de passas”. Fonte: <www.agracadaquimica.com.br>.

Por meio de campos magnético e elétrico, Thomson ainda foi capaz de determinar a relação carga/ massa do elétron. Consequentemente, concluiu que os elétrons deveriam ser constituinte de todo tipo de matéria, ou seja, a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás utilizado.

Este foi o primeiro modelo a reconhecer que o átomo seria formado por diferentes partículas.

3.1.3 Modelo atômico de Rutherford Atkins (2006, p. 45) afirma que Em 1890 descobriu-se que alguns elementos são radioativos. Isso significa que eles emitem radiação de alta energia: partículas alfa (α), beta (β) e raios gama (δ). Uma partícula alfa carrega uma carga positiva tem uma massa que é muito maior do que um elétron.

AULA 1 – ESTRUTURA ATÔMICA

Sabendo disso, em 1911, Ernest Rutherford (1871–1937) realizou um dos mais importantes experimentos científicos da história. Tal experimento consistiu em bombardear uma fina lâmina de ouro, com partículas alfa emitida pelo elemento de polônio (Po). Com isso, foi possível estudar a trajetória dessas partículas. A partir desse experimento, foram realizadas três importantes observações: » » a maioria das partículas alfa atravessava diretamente a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória; » » algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória com ângulos variados; » » apenas um pequeno número de partículas batia na lâmina e retornava. Por meio desses dados, Rutherford imaginou que os átomos de ouro não deveriam ser maciços, como afirmaram anteriormente Dalton e Thomson. Para ele, existiam “buracos” na lâmina de ouro que permitiam a passagem das partículas. Essas lacunas foram denominadas eletrosfera. As partículas que retornaram ou desviaram seriam fruto de alguma repulsão ou interferência entre cargas positivas das partículas α e uma região positiva. Diante disso, Rutherford concluiu que um “[...] átomo poderia ser composto por um pequeníssimo núcleo carregado positivamente (no centro do átomo), rodeado por uma região comparativamente maior, contendo os elétrons” (ATKINS, 2006, p. 236). A sugestão foi de uma estrutura planetária, semelhante ao sistema solar, onde o núcleo seria corresponde ao sol e os elétrons aos planetas que se movimentam em órbitas fixas. Ele compreendeu que se elétrons carregados negativamente estavam distribuídos na maior parte do átomo e se a carga positiva compreendendo a maior parte da massa estava concentrada em um minúsculo núcleo no centro do átomo, então não somente muitas partículas alfa passariam em linha reta sem apresentar deflexão, mas aquelas partículas alfa que passassem próximas do núcleo seriam fortemente repelidas por sua carga positiva. (ATKINS, 2006, p. 236).

A figura a seguir mostra um desenho do átomo idealizado por Rutherford.

Figura 3 - Modelo ilustrativo do átomo proposto por Rutherford. Fonte: <www.brasilescola.com>.

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Uma comparação interessante entre a distância do elétron e o núcleo do átomo pode ser ilustrada no estádio do Maracanã, em que uma bola de futebol representa o núcleo de um átomo, no centro do campo, e seus elétrons estariam circulando nas arquibancadas do estádio.

3.1.4 Modelo de Bohr do átomo de hidrogênio Em 1913, Niels Bohr (1885–1962), um físico dinamarquês, identificou que a teoria de Rutherford violava uma das leis clássicas da física: a famosa mecânica newtoniana. Ou seja, um elétron acelerado à medida que fosse perdendo energia desceria em espiral até colidir com o núcleo do átomo. Isso significaria que a matéria deixaria de existir ou existiria por determinado prazo de validade. O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por Niels Bohr, baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta por Planck em 1900 (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em “pacotes”, denominados quanta de energia. (ATKINS, 2006, p. 135).

Com essa nova teoria, foram propostos os seguintes postulados. 1) Os elétrons descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo do átomo, chamadas de camadas ou níveis de energia. 2) Nas camadas ocupadas por um elétron, possui um valor determinado de energia (estado estacionário), em que cada um deles possui uma energia fixa e definida. 3) Os elétrons absorvem uma quantidade definida de energia quando saltam de um nível para outro mais externo. Porém, se o elétron passar de um estado de alta energia para um estado de menor, existe a emissão de energia, que é igual à diferença de energia entre os dois estados.

Figura 4 - Ilustração do salto e decaimento eletrônico emitindo e absorvendo energia. Fonte: <www.mundoeducacao.com/quimica/estudo-atomo-bohr>.

4) Ao retornar ao nível mais interno e liberar energia, o elétron emite um quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética, denominado fóton.

AULA 1 – ESTRUTURA ATÔMICA

5) Cada órbita ou camada é denominada de estado estacionário, que pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. Essas camadas podem apresentar um número máximo de elétrons. Ou seja, K = 2; L = 8; M = 18; N = 32; O = 32; P = 18 e Q = 2.

Figura 5 - Representação de como seria um átomo, na visão de Bohr. Fonte: <www.mundoeducacao.com/quimica/estudo-atomo-bohr>.

4.1 PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG Todos os estudos realizados até hoje acerca do átomo e suas propriedades não conseguiram responder a umas das principais questões: onde se encontra cada partícula subatômica? “O princípio da incerteza de Heisenberg afirma que é impossível conhecer com certeza a posição e o momento (o produto da massa × velocidade) de uma pequena partícula, tal como um elétron.” (RUSSEL, 2008, p. 264). O princípio da incerteza diz que, para termos a informação sobre a posição e o momento de uma partícula, devemos interagir ou “ver” de alguma maneira essa partícula. Imagine o seguinte: você deseja acompanhar a queda de um balão de festa na sala de sua casa. Tente visualizar o referido balão descendo durante o dia, como se tivesse cronometrando o tempo e o lugar que ele toca o chão. Agora, imagine realizar essa tarefa à noite, totalmente no escuro. Será que é possível? Se você for habilidoso e tiver dedos sensíveis, poderá estender sua mão, deixando o balão tocá-lo levemente. A partir desta sensação, você terá uma ideia sobre a posição e o momento do objeto. Entretanto, o ato de tocar o balão poderia modificar ligeiramente seu movimento, fazendo-o cair em outro lugar e em outro tempo, certo? Ou seja, sua tentativa em determinar a posição e o momento do balão no escuro poderá causar uma alteração nos resultados. Assim, o ato de efetuar a “medida” manualmente introduziu uma incerteza nos resultados. Tal situação é semelhante para qualquer partícula minúscula e rápida como um elétron, por exemplo. O princípio da incerteza pode ser interpretado como, quanto mais de perto tentarmos olhar ou sentir uma pequena partícula, mais difusa se toma a visão. Para o elétron somos forçados a concluir que qualquer retrato físico ou qualquer modelo mental da estrutura eletrônica do átomo não poderá ser precisa em localizar o elétron e descrever o seu movimento. (RUSSEL, 2006, p. 264).

Em outras palavras, nenhum equipamento pode “sentir” ou “ver” um elétron sem influenciar no seu movimento.

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5.1 OS NÍVEIS ELETRÔNICOS DE ENERGIA Até o presente momento vimos que o átomo é a menor partícula possível de um elemento. Ele possui prótons, nêutrons e elétrons. Além disso, move-se descrevendo uma trajetória ao redor de seu núcleo, como a terra faz em torno do sol. Entretanto, como poderíamos organizar vários elétrons em um átomo? Eles giram de maneira aleatória ou seguem alguma direção? É isso o que vamos ver agora! Embora o princípio da incerteza diz que não podemos apontar onde está exatamente o elétron dos átomos, é possível matematicamente prever a região onde existe a maior probabilidade de encontrá-lo. Essa região é chamada de orbitais moleculares. Tente imaginar os orbitais simplesmente como níveis de energia. Você se recorda da analogia do átomo com o estádio de futebol? Pois é, por ela, podemos dizer que quanto mais perto do gramado menor será a camada orbital, certo? “Cada orbital no átomo irá acomodar no máximo dois elétrons e, quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, são ditos emparelhados.” (RUSSEL, 2008, p. 265). Agora vamos aprender uma nova forma de representar elétrons em átomos. Esquematicamente, os orbitais serão representados por pequenos quadrados . Um elétron em um orbital é representado por uma seta, orientada para cima ↑ ou para baixo ↓. Dessa forma, o único elétron do átomo de hidrogênio é representado por: ↑ . Por exemplo, o átomo de Hélio tem dois elétrons, ou seja, ↑↓ . Subcamadas: Os orbitais de um átomo são agrupados em conjuntos chamados de subcamadas. Em átomos no seu estado fundamental, quatro tipos de subcamadas são ocupadas por elétrons, designadas por s, p, d e f, que consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente. (RUSSEL, 2006, p. 269).

s= p=

. .

Já que cada orbital pode receber 2 elétrons, isso significa que a subcamada “s” pode receber no máximo 2 elétrons. Já as subcamadas seguintes: p 6, d 10 e f 14. Lembre-se: as subcamadas formam as camadas, correspondendo assim um conjunto de níveis de energia. Os elétrons de determinada camada estão a uma mesma distância média do núcleo atômico. A identificação de cada camada pode ser feita por valores inteiros positivos: 1, 2, 3, 4 etc., correspondentes ao número quântico principal “n”, sendo n = 1 a camada mais próxima do núcleo. Também se utilizam letras (K, L, M, N...): K para n = 1, L para n = 2, e assim por diante. Por fim, o spin eletrônico é uma propriedade dos elétrons. De acordo com os princípios da física, qualquer partícula com carga, ou com spin eletrônico, tem um momento magnético. Isso significa que ela atua como se fosse um pequeno ímã.

AULA 1 – ESTRUTURA ATÔMICA

Se uma partícula com um elétron não emparelhado atravessa um campo magnético, uma força é exercida sobre ela e a trajetória da partícula será alterada. Este comportamento é chamado paramagnetismo. Quando dois elétrons estão ocupando o um mesmo orbital (ex. átomo de hélio), seus spins estão em direções opostas, havendo assim uma compensação de forças magnéticas. Nesse caso, não haverá efeito de atração pelo campo magnético. Assim, os resultados podem ser utilizados na determinação do número de elétrons desemparelhados na substância. Por acaso, você já percebeu qual são as substâncias que geralmente respondem a ímãs? Se você respondeu metais, parabéns! Com as informações que obtivemos até aqui, podemos realizar distribuições eletrônicas em diversos átomos. Iniciaremos pelo Lítio (3Li). Esse átomo possui número atômico 3, ou seja, 3 elétrons. Utilizando o diagrama de Pauling e os conceitos obtidos na aula, podemos fazer a distribuição eletrônica para esse átomo, certo?

Figura 6 - Representação do diagrama de distribuição de elétrons de Linus Pauling. Fonte: RUSSEL (2006, p. 283).

Vamos iniciar o processo seguindo a seta no orbital 1s, de menor energia. O orbital 1s tem capacidade para 2 elétrons. Na sequência avançamos para o orbital 2s, que também pode receber 2 elétrons. Mas como o lítio possui apenas 3, no total a distribuição ficará assim: [Li] = 1s2 2s1 ou [Li] = 1s2 ↑↓ 2s1 ↑ .

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Podemos afirmar, a partir da distribuição de elétrons, que o lítio é um átomo paramagnético, pois possuem um elétron sozinho no orbital 2s. Agora vejamos como fazer a distribuição eletrônica de um átomo maior, por exemplo, o silício (14Si). Como percebemos, ele possui 14 elétrons. Utilizando o diagrama de Pauling, a distribuição será: [Si] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 ou [Si] = 1s2 ↑↓ , 2s2 ↑↓ , 2p6 ↑↓ ↑↓ ↑↓ , 3s2 ↑↓ , 3p2 ↑

Sozinho, tente realizar a distribuição eletrônica do alumínio (13Al) e cobalto (26Co). Utilizando o diagrama de Pauling você verá que distribuir elétrons em um átomo é bem mais fácil do que se pode imaginar.

CONCLUSÃO Na presente aula, esperamos que você tenha obtido uma ideia da estrutura atômica e das principais teorias sobre o átomo. Além disso, que consiga fazer a distribuição eletrônica. Essa introdução à Química é muito importante para entender as transformações que ocorrem ao nosso redor e, também, em nosso dia a dia.

AULA 2 Propriedades Periódicas

INTRODUÇÃO Ao longo da história da ciência, buscou-se periodicidade nos mais diversos fenômenos da natureza, em especial na regularidade das propriedades físicas e químicas dos elementos químicos. Atualmente, na tabela periódica, tais elementos são organizados em ordem crescente de número atômico. Além disso, há um padrão que pode ser observado em suas propriedades. Nesta aula, vamos estudar a organização da tabela periódica e entender como essa classificação se manifesta.

OBJETIVOS » » Ser capaz de reconhecer a organização da tabela periódica. » » Adquirir conhecimentos sobre as principais famílias de elementos.

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» » Compreender a origem das propriedades periódicas. » » Distinguir raio atômico de raio iônico. » » Entender o conceito de energia de ionização. » » Perceber como ocorre o efeito de afinidade eletrônica. » » Reconhecer as relações diagonais presentes na tabela periódica.

2.1 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS No arranjo de elementos na tabela periódica moderna, estes formam famílias, as quais possuem propriedades semelhantes e são distribuídas em colunas verticais chamadas de grupos, conforme pode ser visualizado na figura a seguir. Os grupos são numerados de um a 18. Aqueles que possuem colunas mais altas são chamados de grupos principais. Na região central, estão os grupos menores, conhecidos como elementos de transição. O grupo 12 é uma exceção, pois seus elementos fazem parte da família dos metais, devido à sua origem eletrônica. As linhas horizontais são conhecidas como períodos e podem ser enumeradas de um a sete. As grandes regiões da tabela são denominadas blocos, de acordo com sua estrutura atômica, ou seja, a distribuição eletrônica de cada elemento (classificados como s, p, d e f).

Figura 7 - Estrutura da tabela periódica. Fonte: <http://www.clickescolar.com.br/tabela-periodica.htm>.

AULA 2 – PROPRIEDADES PERIÓDICA

2.1.1 Os elementos do grupo principal Você sabia que algumas famílias que constituem o grupo principal possuem nomes especiais? Pois é, a primeira delas são os metais alcalinos, conhecidos como Grupo 1. Os elementos que fazem parte dessa família são “[...] todos os metais macios e brilhantes que se fundem em temperaturas baixas” (ATKINS, 2006, p. 45). Os metais alcalinos podem ser encontrados com facilidade na forma de bases, ou seja, possuem propriedades alcalinas e reagem de forma rigorosa com a água, produzindo gás hidrogênio e calor. Fazem parte desse grupo: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr).

Figura 8 - Reação entre o sódio e a água. Fonte: <http://www.brasilescola.com/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-bases.htm>.

O sódio e o potássio são comuns a todos os organismos vivos, atuando na manutenção do potencial elétrico da célula através da bomba de sódio-potássio. Tal processo está intimamente ligado à contração muscular e propagação de impulsos nervosos.

Ainda do lado esquerdo da tabela, podemos encontrar o Grupo 2, que são nomeados como metais alcalinos terrosos, pois seus óxidos eram chamados de terra e, assim como os elementos do Grupo 1, têm propriedades alcalinas. Os elementos do Grupo 2 são sólidos, coloridos e apresentam baixa densidade. Por exemplo, o cálcio, que é essencial para a dieta humana, atuando na construção dos ossos e dos dentes, em especial na infância, e na manutenção da saúde óssea. Do lado direito da tabela, no Grupo 17, estão os halogênios – flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodo (I) e astato (At) –, os quais possuem diferentes estados de agregação, sendo o “[...] flúor um gás quase incolor, o cloro um gás amarelo, o bromo um líquido de aspecto avermelhado e o iodo um sólido roxo” (ATKINS, 2006, p. 45).

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Figura 9 - Frascos contendo os halogênios cloro (esquerda), bromo (centro) e iodo (direita). Fonte: Atkins (2006, p. 45).

Vizinhos aos halogênios estão os gases nobres – hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn) –, assim chamados por serem quimicamente neutros, reagindo com pouquíssimos elementos. Essa característica de neutralidade tem origem eletrônica, pois a última camada na distribuição eletrônica desses gases (ns2np6) está completa.

2.1.2 Os metais de transição Os elementos que fazem parte do bloco d são todos metais, e suas propriedades são intermediárias entre os elementos do bloco s e do bloco p, portanto o nome metais de transição (exceto o Grupo 12). Em geral, os metais possuem propriedades semelhantes, como alto ponto de fusão e condução de calor e eletricidade. Além disso, eles são maleáveis e dúcteis (podem ser manuseados como fios). Todos são sólidos na temperatura ambiente, com exceção do mercúrio, que é líquido. Uma característica interessante desses metais é a capacidade em formar ligas entre si, o que é muito utilizado nas indústrias químicas e siderúrgicas.

Os metais estão presentes no nosso cotidiano. Por exemplo: a liga entre cobre e estanho, a qual forma o bronze presente nas moedas, conforme figura a seguir.

AULA 2 – PROPRIEDADES PERIÓDICA

Figura 10 - Moedas de bronze. Fonte: <http://www.infoescola.com/quimica/bronze/>.

Na parte inferior da tabela, estão localizados os lantanídeos e os actinídeos, ambos conhecidos como metais de transição interna – esses elementos pertencem ao bloco f e são encontrados na crosta terrestre.

Acesse o site: <http://www.ptable.com/>.

2.1.3 O átomo de hidrogênio O elemento mais abundante no universo é o hidrogênio. Ele é a principal fonte de combustível para a queima de estrelas, como o Sol. No nosso planeta, ele é encontrado naturalmente na forma de gás H2, o qual é inflamável, inodoro e incolor. Geralmente, o hidrogênio é posicionado acima do lítio na tabela periódica. Isso porque ele possui apenas um elétron na camada de valência. Porém, como as propriedades do hidrogênio não são semelhantes às de outros elementos, ele pode aparecer isoladamente na parte superior.

Figura 11 - O sol utiliza hidrogênio como principal fonte de combustível. Fonte: <http://www.observatorio.ufmg.br/dicas08.htm>.

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Todas as estrelas existentes utilizam, ou já utilizaram, hidrogênio para a manutenção de sua vida. As estrelas utilizam a fusão nuclear de átomos de hidrogênio para gerar diversos tipos de energia, incluindo o calor. A quantidade de energia produzida nessa reação é tão grande que muitos cientistas acreditam em seu potencial para a geração de uma energia limpa.

2.2 PROPRIEDADES PERIÓDICAS Até agora vimos como a tabela periódica é estruturada, mas você deve estar se perguntando: como essa classificação reflete nas propriedades? E qual a origem das propriedades periódicas? A resposta para essas perguntas está na periodicidade da configuração eletrônica, adotada por cada átomo à medida que aumenta o número atômico. O átomo de hidrogênio (H), por exemplo, possui configuração ns1, assim como os átomos pertencentes do Grupo 1. Já a configuração ns2 é adotada pelos metais alcalinos terrosos e pelo hélio (He), localizado no primeiro período da coluna 18. A cada período, uma nova camada é ocupada na distribuição. Assim, como ocorre variação periódica na configuração eletrônica, também há variação nas propriedades físicas e químicas dos elementos.

2.2.1 Carga Nuclear Efetiva Para compreendermos as variações das propriedades periódicas, é necessário primeiro entender o conceito de carga nuclear efetiva, pois ela influencia diretamente nas outras propriedades periódicas. Na primeira aula, vimos que o núcleo do átomo contém partículas positivas (prótons) e, em torno dele, partículas negativamente carregadas (elétrons). Essas cargas (positivas e negativas) exercem atração entre si no átomo, ou seja, uma força atrativa entre os prótons e os elétrons. Imagine um átomo de hidrogênio (H). A sua configuração eletrônica é 1s1, ou seja, com um próton no núcleo. Como ele possui apenas um elétron, este consegue sentir toda a atração gerada pelo núcleo, denominada Z. Veja uma representação desse sistema utilizando o modelo de Bohr.

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Figura 12 - Átomo de hidrogênio utilizando o modelo de Bohr. Fonte: <http://qnint.sbq.org.br/qni/visualizarConceito.php?idConceito=37>.

Agora imagine um átomo de hélio (He), com configuração eletrônica 1s2. Ele possui dois prótons em seu núcleo, cada um com carga +1, e dois elétrons, cada um com carga -1, em sua camada eletrônica. Sabendo dessa composição, você esperaria que esses elétrons também sentissem a atração total em relação ao núcleo, afinal eles estão no mesmo orbital. Entretanto, isso não ocorre. Isso porque, mesmo estando no mesmo orbital, as duas cargas negativas próximas irão se repelir, diminuindo a atração que ambas sentem pelo núcleo. Os elétrons, pertencentes às camadas mais exteriores, sofrem uma menor atração do núcleo, pois os elétrons de camadas internas exercem um efeito de blindagem. Esse efeito de blindagem é decorrente da nuvem gerada pelo movimento dos elétrons. Isto é, como eles possuem carga negativa, essa nuvem também possui uma densidade negativa, e isso acaba repelindo os elétrons de camadas mais externas, que também tendem a se aproximar do núcleo. Como a atração entre cargas é dependente da distância entre elas, a atração entre o núcleo e as camadas externas tende a ser comprometida pela repulsão entre os elétrons. Isto é, a distância é maior entre a camada eletrônica e o núcleo do que entre as camadas eletrônicas. Assim, a atração entre o núcleo e as camadas externas se torna mais fraca (blindada) em relação ao que deveria ser, caso não houvesse a repulsão entre elétrons. Essa atração mais fraca é denominada carga nuclear efetiva (Zef), e representa a atração real sentida pelo elétron a que estamos nos referindo. A figura a seguir demonstra a Zef sentida pelo elétron mais externo em um átomo de sódio. Perceba que todos os elétrons das camadas um e dois blindam a carga sentida pelo elétron no orbital 3s1.

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Figura 13 - Carga nuclear efetiva para o sódio. Fonte: <http://qnint.sbq.org.br/qni/visualizarConceito.php?idConceito=37>.

A combinação desses fatores eletrostáticos influencia fortemente nas propriedades periódicas, como veremos a seguir.

2.2.2 Raio atômico e raio iônico Quanto mede um átomo? Medir o tamanho do átomo não é uma tarefa fácil, pois não existem fronteiras bem definidas sobre o alcance da nuvem de elétrons. Assim, o tamanho do átomo pode ser expresso em termos de raio atômico, ou seja, “[...] metade da distância entre dois núcleos em dois átomos adjacentes” (RAYMOND, 2007, p. 245), conforme figura seguinte.

Figura 14 - Raio atômico. Fonte: <http://www.iq.ufrgs.br/ead/biologiamarinha/raio_atomico.htm>

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Se o elemento em questão é um metal, o raio atômico pode ser medido por meio de uma amostra sólida e calculado como a metade da distância entre os núcleos dos átomos vizinhos. Porém, se o elemento não for metal, pode ser usada a distância dos núcleos de átomos iguais quando estão fazendo uma ligação química entre si. Para um elemento gasoso, é utilizado o raio de Van der Waals, ou seja, “[...] a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra do gás sólido” (ATKINS, 2006, p. 147). Lembre-se de que o tamanho dos átomos está relacionado com diversas propriedades físicas, como o ponto de fusão, o ponto de ebulição e a densidade.

Figura 15 - Raios atômicos de alguns elementos. Fonte: Raymond (2007, p. 246).

O raio atômico é uma consequência direta da carga nuclear efetiva. Conforme descemos em um grupo, os elétrons ocupam uma camada mais externa que no período anterior, e a carga nuclear efetiva que atua sobre eles é mais fraca. Com isso, a repulsão entre elétrons atua de maneira mais pronunciada, fazendo com que eles se afastem o necessário para serem estáveis, aumentando o raio atômico. Já em um período, os elétrons de valência estão todos na mesma camada. Por esse motivo, a distância entre esses elétrons e o núcleo é igual. Porém, a blindagem da carga nuclear gerada pelos demais elétrons não é muito eficiente, fazendo com que os elétrons adicionados ao longo do período sejam 25

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fortemente atraídos pelo núcleo (lembre-se de que, ao longo do período, um próton – carga positiva – é adicionado ao núcleo). Como a blindagem é pouco eficiente, a atração causada pelo próton extra é maior que a repulsão gerada pelo elétron extra, fazendo, assim, com que os elétrons se aproximem do núcleo e, como consequência, o raio atômico diminua ao longo de um período. Note, na figura anterior, que o raio atômico do flúor (F) é menor que o do sódio (Na), e este, menor do que o do césio (Cs). Em uma simples definição, o raio iônico é observado em um íon (cátion ou ânion). Quando um átomo neutro perde um ou mais elétrons e se torna um cátion, o seu tamanho diminui devido à redução da repulsão entre os elétrons. Isso porque existe um número menor de cargas negativas se repelindo. Mas quando o átomo se torna um ânion, ou seja, recebe elétrons, o seu tamanho aumenta devido ao aumento da repulsão dos elétrons. A figura seguinte ilustra a comparação entre raio atômico e raio iônico.

Figura 16 - Comparação entre raio atômico (redução do tamanho do átomo devido à perda de elétron) e raio iônico (aumento do tamanho do átomo por receber elétron). Fonte: Adaptado de Raymond (2007, p. 248).

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2.2.3 Energia de ionização Quando um átomo recebe energia, um elétron pode ser promovido de uma camada de menor energia para uma de maior energia. Esse efeito é conhecido como excitação eletrônica. Se uma energia suficiente for fornecida ao átomo, um (ou mais) elétron(s) pode(m) ser completamente removido(s) de sua estrutura eletrônica, gerando uma espécie com carga positiva. “A ionização é o processo de formação de um íon positivo pela remoção de um elétron. A energia de ionização é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no seu estado fundamental.” (RUSSEL, 2008, p. 312). Lembre-se de que, quando falamos de um átomo isolado, isso significa que ele se encontra em seu estado gasoso e sem influência de qualquer átomo vizinho. Com base nessas definições, a energia de ionização seria a mínima necessária para realizar o processo a seguir.

Y(g) representa um elemento qualquer em seu estado gasoso (isolado).

Como mais de um elétron pode ser removido de um átomo, a energia necessária para remover o primeiro elétron é denominada como primeira energia de ionização. Logo, a segunda energia de ionização é a energia necessária para realizar o seguinte processo: Assim, podemos ter a terceira, a quarta energia de ionização e assim por diante. Geralmente, a primeira energia de ionização é menor que a segunda, que é menor que a terceira etc. Isso se deve ao fato de que a ausência de um elétron diminui a repulsão entre as cargas negativas, deixando-as mais fortemente atraídas pelo núcleo atômico (uma carga nuclear efetiva maior). Este é o mesmo princípio que rege a diferença entre os raios atômicos. De acordo com a figura seguinte, a primeira energia de ionização para o sódio (Na) é menor que para o argônio (Ar). Tente relacionar essa diferença com a do raio atômico entre os dois elementos. Lembre-se: as energias de ionização são expressas em elétron-volt (Ev) por átomo, quilojoules por mol (kJ mol-1) ou quilocalorias por mol (kcal mol-1).

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Figura 17 - Primeiras energias de ionização. Fonte: <http://plato.if.usp.br/1-2004/fnc0376n/WWW/tabela/tabela.html>.

Analisando a figura, novamente vemos a carga nuclear efetiva em ação. Conforme andamos em um período, ela se torna mais forte, dificultando a retirada de um elétron, sendo necessária uma maior energia para que esse processo ocorra. Ao descermos em um grupo, notamos a tendência inversa, pois a carga nuclear efetiva se torna menor ao aumentar o número de camadas eletrônicas do átomo. Apesar de a energia de ionização possuir uma periodicidade, algumas exceções aparecem. O alumínio (Z = 13), por exemplo, possui a primeira energia de ionização menor que o magnésio (Z = 12). Isso é explicado pelo fato do elétron a ser retirado do magnésio estar no orbital 3s, o qual está mais firmemente ligado ao núcleo do que o orbital 3p, em que se encontra o elétron a ser retirado no alumínio. Vale ressaltar que os elétrons mais facilmente removíveis de um átomo são aqueles que estão na camada de valência. Em outras palavras, aqueles com maior número quântico n. Um exemplo é a prata, em que o primeiro elétron a ser removido será o do orbital 5s, e não o do orbital 4d. A primeira energia de ionização é maior para os elementos próximos do hélio e menor para os próximos do césio. Os metais são encontrados na parte inferior, à esquerda, da Tabela Periódica porque esses elementos possuem baixa energia de ionização e podem perder elétrons facilmente. (ATKINS, 2006, p. 151).

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2.1.4 Afinidade eletrônica Assim como um átomo pode perder um elétron e formar um íon positivo, ele também pode receber um elétron e formar um íon negativo. Quando isso acontece, a energia liberada pelo átomo isolado, em seu estado fundamental, é denominada afinidade eletrônica (Eea). Mais formalmente, a afinidade eletrônica pode ser definida utilizando o exemplo a seguir: De acordo com a definição apresentada, a energia para essa reação – a afinidade eletrônica – é expressa por: Assim, quanto maior a diferença de energia entre as duas espécies, mais energia é liberada pelo elemento Y ao receber um elétron e, por consequência, maior a afinidade eletrônica. Porém, alguns elementos não possuem tendência de receber um elétron, como os gases nobres, devido às suas propriedades eletrônicas. Isso porque eles necessitam de energia para que o átomo aceite um elétron extra. Nesse caso, a afinidade eletrônica (Eea) é negativa. Apesar de a sua variação ser menos periódica do que outras propriedades, é possível notar que as afinidades eletrônicas são maiores na parte superior direita da tabela periódica, próximo aos halogênios, devido ao aumento da carga nuclear efetiva, o que facilita a atração e estabilização do elétron adicionado.

2.3 AS RELAÇÕES DIAGONAIS Certamente, você deve ter vizinhos que possuem as mesmas afinidades, certo? Na tabela periódica, isso também ocorre. São o que chamamos de relações diagonais, ou seja, elementos que apresentam propriedades químicas semelhantes. Essas relações diagonais ocorrem no grupo principal e podem ser explicadas pela proximidade na densidade de carga gerada nos cátions. Veja:

Figura 18 - Relações diagonais entre os pares de grupos distintos. Fonte: Atkins (2006, p. 151).

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CONCLUSÃO Os conhecimentos adquiridos nesta aula são a base para explorar o universo dos elementos químicos. O conteúdo apresentado será primordial para a compreensão de muitas áreas do conhecimento, como a biologia e a engenharia. Esperamos que você, além de ter aprendido sobre os elementos e suas propriedades, tenha desfrutado do mundo dos átomos, pois, afinal, também somos feitos por eles. Até mais!