Estrutura atômica

Tudo é feito de átomos. Um átomo é majoritariamente espaço vazio. Em seu centro está um pequeno e pesado núcleo. O núcleo contém dois tipos de partícula: prótons e nêutrons. Ao redor do núcleo, no espaço vazio, movem-se os elétrons. Os elétrons permanecem em camadas — camadas a distâncias fixas do núcleo.

O núcleo é muito pequeno, mas detém quase toda a massa. Os elétrons ocupam quase todo o espaço, mas têm quase nenhuma massa.

Carga relativa e massa relativa

Comparamos as três partículas usando carga relativa e massa relativa. São números simples, não unidades reais.

Um próton e um nêutron têm massas quase iguais. Um elétron é cerca de 1836 vezes mais leve. O próton é positivo, o elétron é negativo e o nêutron não tem carga — ele é neutro.

Número atômico e número de massa

Dois números descrevem o núcleo:

• o número atômico (também chamado de número de prótons), símbolo $Z$ — a quantidade de prótons.
• o número de nucleons (também chamado de número de massa), símbolo $A$ — o número total de prótons e nêutrons. Prótons e nêutrons são ambos nucleons.

Então o número de nêutrons é $A - Z$.

Contando partículas em um átomo ou íon

Para um átomo neutro, o número de elétrons é igual ao número de prótons, que é igual a $Z$.

Um íon é um átomo que perdeu ou ganhou elétrons, tendo assim uma carga:

• um íon positivo tem menos elétrons do que prótons.
• um íon negativo tem mais elétrons do que prótons.

Exemplo: $^{27}_{13}\text{Al}^{3+}$ tem $13$ prótons, $27 - 13 = 14$ nêutrons e $13 - 3 = 10$ elétrons (perdeu 3 elétrons para se tornar $3+$).

Como a massa e a carga estão distribuídas

Quase toda a massa está no núcleo, porque prótons e nêutrons são pesados e elétrons são muito leves. Toda a carga positiva está no núcleo (os prótons). A carga negativa está distribuída nas camadas (os elétrons).

Feixes de partículas em um campo elétrico

Imagine feixes de prótons, nêutrons e elétrons movendo-se à mesma velocidade em direção a um campo elétrico entre duas placas carregadas:

• o feixe de prótons desvia em direção à placa negativa (prótons são positivos).
• o feixe de elétrons desvia para o outro lado, em direção à placa positiva. Ele desvia muito mais, porque o elétron é muito mais leve — a mesma força causa maior desvio em uma massa menor.
• o feixe de nêutrons passa reto. Não possui carga, então o campo não exerce nenhuma força sobre ele.

Para partículas que se movem à mesma velocidade, o ângulo de desvio é proporcional a $\dfrac{\text{charge}}{\text{mass}}$: uma carga maior causa mais desvio, uma massa maior causa menos desvio.

Exemplo resolvido. Um feixe de prótons ($^1\text{H}^+$) sofre um desvio de $8°$ em um campo elétrico. Preveja o desvio, à mesma velocidade, de (a) $^2\text{H}^+$, (b) $^4\text{He}^{2+}$, (c) $^3\text{He}^{2+}$. Compare carga ÷ massa com o valor do próton, $1 \div 1 = 1$.

• (a) $1 \div 2 = 0.5$, portanto cerca de $4°$, em direção à placa negativa.
• (b) $2 \div 4 = 0.5$, portanto também cerca de $4°$, em direção à placa negativa.
• (c) $2 \div 3 = 0.67$, portanto cerca de $5.3°$, em direção à placa negativa.

Um elétron tem carga ÷ massa cerca de $1840$ vezes a do próton (no sentido oposto), razão pela qual sofre um desvio muito maior, em direção à placa positiva.

Raio atômico e raio iônico

O raio atômico é o tamanho de um átomo. O raio iônico é o tamanho de um íon.

Ao longo de um período (da esquerda para a direita), o raio atômico fica menor. A carga nuclear (a atração dos prótons) aumenta, mas os elétrons entram na mesma camada externa, então o blindagem pelas camadas internas permanece aproximadamente a mesma. A atração mais forte puxa a camada externa para dentro.

Para baixo em um grupo (de cima para baixo), o raio atômico fica maior. Cada passo para baixo adiciona uma nova camada, então os elétrons externos ficam mais distantes e sentem mais blindagem do núcleo.

Para íons:

• um íon positivo (catião) é menor que seu átomo. A perda de elétrons reduz a repulsão entre elétrons e aumenta a atração pelos elétrons restantes. Toda a camada externa ocupada pode ser perdida, mas nem toda perda de elétron esvazia uma camada.
• um íon negativo (ânion) é maior que seu átomo. Ganhou elétrons, então há mais repulsão entre os elétrons.
• entre íons que têm o mesmo número de elétrons, aquele com mais prótons é menor.

Isótopos são átomos do mesmo elemento com o mesmo número de prótons, mas diferente número de nêutrons. Assim, isótopos têm o mesmo número atômico $Z$, mas diferente número de nucleons $A$.

Escrevemos um isótopo como $^{A}_{Z}\text{X}$: o número de massa $A$ em cima, o número atômico $Z$ embaixo. Por exemplo, o cloro tem dois isótopos principais, $^{35}_{17}\text{Cl}$ e $^{37}_{17}\text{Cl}$.

Mesmas propriedades químicas

Propriedades químicas dependem dos elétrons, especialmente os elétrons externos. Isótopos de um mesmo elemento têm o mesmo número de elétrons dispostos da mesma forma. Portanto, reagem exatamente da mesma maneira — possuem as mesmas propriedades químicas.

Diferentes propriedades físicas

Algumas propriedades físicas dependem da massa, diferindo entre isótopos. Um isótopo mais pesado tem mais nêutrons, logo mais massa e, portanto, maior densidade. (O programa limita essa diferença à massa e densidade.)

Os elétrons estão organizados em camadas, subcamadas e orbitais.

Camadas e número quântico principal

Cada camada é rotulada pelo número quântico principal $n = 1, 2, 3, \dots$. Um $n$ maior geralmente indica maior extensão espacial, mas $n$ sozinho não coloca todos os subníveis de um átomo multieletrônico em ordem de energia. As configurações e processos de ionização avaliados nestas seções referem-se a espécies no estado fundamental do hidrogênio ao criptônio.

Subcamadas e orbitais

Cada camada é dividida em subníveis, nomeados s, p e d. Cada subnível é formado por orbitais. Um orbital é uma pequena região que pode conter até dois elétrons.

Assim, uma subcamada s acomoda 2 elétrons, uma subcamada p acomoda 6, e uma subcamada d acomoda 10.

Ordem de energia crescente

Os elétrons ocupam o arranjo disponível de menor energia. A sequência usual de preenchimento para átomos neutros dos subníveis estudados aqui é:

4s é alcançado antes de 3d nesta sequência usual de construção. A ordem não é fixa em cada átomo ou íon ocupado; aplique a regra separada de remoção primeiro 4s para cátions de metais de transição.

Configuração eletrônica

A configuração eletrônica lista quantos elétrons há em cada subnível. A disposição de menor energia é o estado fundamental.

Para o ferro (Fe, $Z = 26$):

Você pode escrever uma notação abreviada usando o gás nobre mais próximo entre colchetes:

Aqui $[\text{Ar}]$ representa a configuração completa do argônio. Cromo e cobre são exceções à colocação mecânica de dois elétrons em 4s: Cr é $[\text{Ar}]3\text{d}^5 4\text{s}^1$ e Cu é $[\text{Ar}]3\text{d}^{10}4\text{s}^1$. Ambos os totais e as ocupações no estado fundamental são relevantes.

Para íons, você adiciona ou remove elétrons. Uma regra importante: quando um metal de transição forma um íon positivo, ele perde seus elétrons 4s antes dos elétrons 3d. Então $\text{Fe}^{3+}$ torna-se $[\text{Ar}]\,3\text{d}^5$.

Exemplo resolvido. Escreva as configurações eletrônicas completas de $\text{S}^{2-}$, $\text{Cr}^{3+}$ e $\text{Cu}^{2+}$.

• $\text{S}^{2-}$: o enxofre tem 16 elétrons; o íon tem 18: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^6$, a mesma configuração do argônio.
• $\text{Cr}^{3+}$: comece com Cr, $[\text{Ar}]\,3\text{d}^5\,4\text{s}^1$, e remova primeiro o elétron 4s, depois dois elétrons 3d: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^6\,3\text{d}^3$.
• $\text{Cu}^{2+}$: comece com Cu, $[\text{Ar}]\,3\text{d}^{10}\,4\text{s}^1$; remova o elétron 4s, depois um elétron 3d: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^6\,3\text{d}^9$.

Sempre escreva primeiro o átomo, depois retire os elétrons; removê-los do final de uma configuração escrita na ordem de preenchimento gera respostas incorretas como $\text{Cu}^{2+} = [\text{Ar}]\,3\text{d}^7\,4\text{s}^2$.

Elétrons em caixas

A notação de elétrons em caixas desenha cada orbital como uma caixa e cada elétron como uma seta. Dois elétrons no mesmo orbital devem apontar em direções opostas, pois cada elétron possui uma propriedade chamada spin, e um orbital compartilhado exige spins opostos.

Dentro de uma subcamada, elétrons preenchem orbitais vazios um de cada vez, com setas paralelas, antes que qualquer orbital receba um segundo elétron. Espalhar-se dessa forma mantém os elétrons separados e reduz a repulsão entre eles.

Para o oxigênio, 2p⁴ possui um par e dois orbitais semipreenchidos. A camada n = 2 também contém o par 2s, portanto contém dois pares no total. Uma questão sobre camada completa e uma questão sobre subcamada nomeada possuem limites de contagem diferentes.

Por que a configuração assume esta forma

Os elétrons preenchem de baixa energia para alta energia porque isso resulta no átomo mais estável (de menor energia). Dentro de uma subcamada, eles se espalham primeiramente de forma individual para reduzir a repulsão entre os elétrons negativos.

Formas de orbitais s e p

• Um orbital s é uma esfera centrada no núcleo.
• um orbital p tem dois lóbulos, como uma haltere, apontando ao longo de um eixo. Os três orbitais p apontam em três direções perpendiculares (os eixos $x$, $y$ e $z$).

Radicais livres

Um radical livre é uma espécie com um ou mais elétrons desemparelhados. Muitos radicais livres são reativos, mas o traço definidor é um elétron desemparelhado, não apenas a reatividade ou carga líquida.

Primeira energia de ionização

A primeira energia de ionização (EI) é a energia necessária para remover um elétron de cada átomo em um mol de átomos gasosos, formando um mol de íons gasosos $+1$.

Começar com átomos gasosos separados isola a remoção de elétrons sem adicionar energia para dissociar um sólido ou molécula em átomos. A unidade é $\text{kJ mol}^{-1}$. Como equação, para um elemento X:

O $(\text{g})$ indica que a espécie é um gás.

Energias de ionização sucessivas

Após remover um elétron, você pode remover outro. A segunda energia de ionização remove um elétron de cada íon $+1$:

Você pode continuar. Estes são as energias de ionização sucessivas. Cada uma é maior que a anterior, porque cada elétron é removido de um íon mais positivo.

No que a energia de ionização depende

A energia de ionização decorre da atração entre o núcleo positivo e o elétron externo. Três fatores principais determinam a intensidade dessa atração:

• carga nuclear: mais prótons atraem os elétrons com maior força, resultando em uma energia de ionização mais alta.
• raio atômico: quanto mais distante o elétron externo estiver do núcleo, menor é a atração, resultando em uma energia de ionização mais baixa.
• blindagem: camadas internas bloqueiam parte da atração sobre o elétron externo. Mais camadas internas significam mais blindagem e uma energia de ionização mais baixa.

Há também um efeito menor — a repulsão por par de spins. Quando dois elétrons compartilham um orbital, eles se empurram levemente, tornando um deles mais fácil de remover.

Tendências na primeira energia de ionização

Ao longo de um período, a primeira energia de ionização geralmente aumenta. A carga nuclear cresce enquanto a blindagem permanece aproximadamente constante, mantendo os elétrons externos mais firmemente ligados.

Ao longo de um grupo, a primeira energia de ionização diminui. Elementos mais baixos possuem mais camadas, resultando em maior blindagem e raio maior, tornando o elétron externo mais fácil de remover.

As quedas são evidência de subníveis

O aumento ao longo de um período não é suave. Duas pequenas quedas aparecem, e você deve ser capaz de explicar ambas:

• Grupo 2 para Grupo 13 (por exemplo, Mg para Al): o elétron removido do Al vem de um subnível 3p, que está em nível de energia mais alto do que o subnível 3s cheio no Mg. Um elétron 3p é mais fácil de remover, então o valor cai.
• Grupo 15 para Grupo 16 (por exemplo, P para S): no S, um orbital 3p agora contém um par de elétrons. A repulsão por par de spins torna um deles mais fácil de remover, então o valor cai.

Essas quedas são evidência da existência de subníveis.

Exemplo resolvido. As primeiras energias de ionização do nitrogênio e do oxigênio são $1402$ e $1314\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. Explique por que a do oxigênio é menor, embora ele tenha mais prótons. O nitrogênio é $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^3$: cada orbital 2p contém um elétron. O oxigênio é $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^4$: um orbital 2p contém um par. O elétron removido do oxigênio é um dos elétrons desse par, e a repulsão entre os dois elétrons emparelhados facilita sua remoção. Isso supera o efeito do próton adicional. Os elétrons estão na mesma subcamada com blindagem semelhante, portanto não explique a diferença pela distância ou pela blindagem.

Energias de ionização sucessivas são evidência de camadas

Se você plotar as energias de ionização sucessivas de um elemento, os valores aumentam, com saltos grandes em certos pontos. Um salto grande ocorre quando o próximo elétron deve vir de uma camada mais próxima do núcleo.

Para átomos do bloco principal, conte os elétrons removidos antes da primeira transição para uma camada interna para encontrar o número de elétrons na camada externa. Contagens 1 e 2 correspondem aos Grupos 1 e 2; contagens 3–8 correspondem aos Grupos 13–18, com hélio como exceção de dois elétrons no Grupo 18. Apenas a primeira transição não define o período: use o número de camadas ocupadas com dados mais completos ou informações adicionais sobre o átomo.

Exemplo resolvido. As primeiras cinco energias de ionização sucessivas de um elemento são $590$, $1150$, $4940$, $6480$ e $8120\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. Em qual grupo ele está? Procure pelo salto grande, não pelo maior número. Da 1ª para a 2ª energia, o valor duplica aproximadamente, o que é um aumento normal. Da 2ª ($1150$) para a 3ª ($4940$), ele quadruplica mais do que isso: esse é o salto. Portanto, dois elétrons saem facilmente antes dele, a camada externa tem 2 elétrons, e o elemento está no Grupo 2. Conte os elétrons removidos antes do salto e explique o salto corretamente: o próximo elétron está sendo puxado de uma camada mais próxima do núcleo, não de um elemento diferente.

Erros comuns.

• Deixar de incluir os símbolos de estado em uma equação de energia de ionização. Os átomos e íons são gasosos: $\text{Na(g)} \rightarrow \text{Na}^+\text{(g)} + \text{e}^-$.
• Escrever a equação como $\text{X(g)} + \text{e}^- \rightarrow \text{X}^-\text{(g)}$. Isso é ganho de eletrão; ionização remove um eletrão.
• Remover elétrons 3d antes dos 4s quando um metal de transição forma um íon. Os elétrons 4s saem primeiro: $\text{Fe}^{2+}$ é $[\text{Ar}]\,3\text{d}^6$, não $[\text{Ar}]\,3\text{d}^4\,4\text{s}^2$.
• Escrever cromo como $[\text{Ar}]\,3\text{d}^4\,4\text{s}^2$ ou cobre como $[\text{Ar}]\,3\text{d}^9\,4\text{s}^2$. Ambos são exceções: Cr é $3\text{d}^5\,4\text{s}^1$ e Cu é $3\text{d}^{10}\,4\text{s}^1$.
• Explicar a queda de Mg → Al pela repulsão de pares de spin. O elétron do Al é removido de um subnível 3p, com energia mais alta que o 3s do Mg; a repulsão de pares de spin explica a queda de P → S.
• Dizer que as energias de ionização sucessivas aumentam “porque há menos elétrons”. Cada elétron é removido de um íon positivo cada vez mais positivo, portanto é atraído com mais força; um grande salto indica uma nova camada interna.
• Dizer que o feixe de elétrons se curva em direção à placa negativa. Elétrons são negativos, logo curvam-se em direção à placa positiva, e mais acentuadamente que os prótons porque sua massa é muito menor.

• Defina isótopos completamente: átomos do mesmo elemento com o mesmo número de prótons, mas um número diferente de nêutrons — o gabarito exige ambas as partes.
• O 4s preenche antes do 3d, mas os elétrons são removidos do 4s primeiro ao formar íons, então $\text{Fe}^{3+}$ é $[\text{Ar}]3\text{d}^5$ (não $[\text{Ar}]3\text{d}^3 4\text{s}^2$).
• Nas energias de ionização sucessivas, um salto grande marca o início de uma nova camada (interna) — use os saltos para posicionar o elemento em seu grupo.
• Explique todas as tendências de energia de ionização usando os mesmos três fatores: carga nuclear, distância e blindagem, além dos efeitos de subníveis para as pequenas quedas.
• Aprenda a razão exata pela qual a primeira energia de ionização do oxigênio está abaixo da do nitrogênio: os elétrons 2p pareados do oxigênio se repelem, tornando um deles mais fácil de remover.