Estrutura atômica e tabela periódica

Um filtro pode separar areia de solução salina, mas não sódio de cloro em um cristal de sal. A diferença é a combinação química. Este tópico conecta as partículas de uma substância à separação, modelos atômicos e padrões de reações.

Use uma tabela periódica fornecida para identificar elementos. Conte os átomos antes de balancear uma equação; conte prótons antes de identificar um elemento. Equações iônicas/meias-equações do Nível Superior e conteúdo exclusivo de Química de metais de transição estão rotulados abaixo.

Um átomo é a menor parte de um elemento que pode existir. Um elemento contém átomos com um número atômico. Pode conter átomos individuais, como hélio, ou moléculas, como O₂. O₂ contém dois átomos, mas apenas um elemento.

Um composto contém dois ou mais elementos quimicamente combinados em proporções fixas. H₂O sempre tem dois átomos de hidrogênio para cada átomo de oxigênio. Compostos têm propriedades diferentes de seus elementos e podem ser separados em elementos apenas por reações químicas. Uma reação química forma uma ou mais novas substâncias e frequentemente apresenta mudança de energia detectável.

Aprenda nomes e símbolos corretamente capitalizados: Co significa cobalto, enquanto CO é monóxido de carbono. Use os primeiros vinte elementos, Grupos 1 e 7 e outros elementos nomeados neste curso. Os primeiros vinte são:

Fórmulas indicam composição: MgCl₂ é cloreto de magnésio; Na₂O é óxido de sódio. Uma equação em palavras nomeia reagentes e produtos: magnésio + oxigênio → óxido de magnésio. Uma equação em símbolos usa suas fórmulas.

Método resolvido — balanceamento: comece com Mg + O₂ → MgO. Há dois átomos de oxigênio à esquerda e um à direita. Coloque 2 antes de MgO, depois 2 antes de Mg: 2Mg + O₂ → 2MgO. Verifique Mg: 2 = 2; O: 2 = 2. Altere coeficientes de partícula inteira, não os subscritos na fórmula de uma substância. MgO₂ seria uma fórmula diferente. Três moléculas H₂O contêm seis átomos de H e três átomos de O.

Nível Superior — carga além dos átomos: o zinco forma Zn²⁺ perdendo dois elétrons: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻. Ambos os lados têm carga zero no total. Um íon de cobre ganha dois: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Somar as semi-equações cancela os elétrons: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. Íons sulfato presentes sem alterações na solução são íons espectrais e são omitidos. Verifique átomos e carga total após o cancelamento; não cancele espécies que mudam.

Uma mistura contém substâncias não quimicamente combinadas. Cada uma mantém suas propriedades químicas. A separação física não cria nova substância; escolha um método baseado nas propriedades dos componentes e no produto desejado.

Método resolvido — sal puro e seco de areia, sal e água: mexa para dissolver qualquer sal restante. Filtre; a areia fica no papel e a solução salina passa. Aqueça o filtrado suavemente para evaporar parte da água, depois esfrie para formar cristais. Filtre os cristais e seque-os entre papéis de filtro. Lavar a areia com pouca água pode recuperar solução salina retida com ela. Filtrar sozinho não coleta o sal dissolvido.

Destilação recupera um líquido por evaporação seguida de condensação.

Escolha resolvida — recuperar a água em vez disso: use destilação simples. Aqueça a solução salina; o vapor de água sai do balão, esfria no condensador e coleta como água líquida. Evaporação sem coletar o vapor perde o produto desejado. Escolha destilação fracionada para dois líquidos miscíveis; um filtro não pode separá-los. Para cromatografia, mantenha a linha inicial de lápis acima do solvente para que a amostra suba pelo material estacionário em vez de dissolver diretamente no reservatório de solvente.

Um modelo científico é uma representação que explica evidências. Novas observações podem alterá-lo ou substituí-lo. Átomos antigos eram esferas minúsculas indivisíveis. A descoberta do elétron negativo exigiu estrutura interna, dando o modelo de pudim de passas: elétrons embutidos em uma bola difusa de carga positiva.

Na dispersão alfa, a maioria das partículas alfa positivas atravessou uma fina chapa metálica, algumas foram desviadas e muito poucas retornaram. Essas observações sustentam diferentes conclusões:

O modelo nuclear substituiu a carga positiva espalhada por um pequeno núcleo positivo e elétrons ao redor. Bohr sugeriu então que os elétrons ocupam distâncias/níveis de energia específicos, consistente com as observações. Trabalhos posteriores identificaram prótons como unidades de carga nuclear positiva. As evidências de Chadwick estabeleceram nêutrons no núcleo cerca de vinte anos após a aceitação do modelo nuclear. Aparelho experimental detalhado de Bohr/Chadwick não é necessário.

Explicação trabalhada: “Algumas partículas rebateram, então todo o átomo é sólido” contradiz a observação de que a maioria passou. As evidências combinadas exigem um pequeno núcleo denso dentro de um átomo majoritariamente vazio. Um modelo deve explicar o padrão completo, não uma observação selecionada.

O número atômico Z é o número de prótons e identifica o elemento. Todos os átomos desse elemento têm o mesmo Z. O número de massa A é prótons + nêutrons. Um átomo neutro tem igual número de prótons e elétrons, portanto suas cargas se cancelam. Um íon forma-se pela troca de elétrons; alterar o número de prótons mudaria o elemento.

Contagem de partículas resolvida: um átomo de cloro-37 tem Z = 17. Prótons = 17; nêutrons = 37 − 17 = 20; elétrons = 17. Cl⁻ ganhou um elétron, resultando em 18 elétrons enquanto prótons/nêutrons permanecem 17/20. Para cálcio-40, Z = 20: Ca²⁺ tem 20 prótons, 20 nêutrons e 18 elétrons.

Isótopos são átomos do mesmo elemento com diferentes números de nêutrons. Cloro-35 e cloro-37 ambos têm 17 prótons, mas 18 e 20 nêutrons respectivamente. Permanecem sendo cloro; diferente número de massa não significa elemento diferente.

Raio atômico típico é cerca de 0.1 nm = 1 × 10⁻¹⁰ m; 1 nm = 10⁻⁹ m. Raio nuclear é menor que um décimo milésimo do raio atômico, da ordem de 10⁻¹⁴ m. Quase toda a massa está no núcleo. Estas são escalas aproximadas, não dimensões exatas de cada átomo.

Escala resolvida: se o raio de um átomo fosse ampliado para 1 m, um núcleo dez mil vezes menor teria raio 1/10 000 m = 0.0001 m = 0.1 mm. O núcleo especificado na realidade é menor que essa razão. Compare raio com raio; o diâmetro de um átomo é duas vezes seu raio. Átomos de diâmetro cerca de 2 × 10⁻¹⁰ m corresponderiam a aproximadamente 5 × 10⁶ ao longo de uma linha de 1 mm, ignorando lacunas: (1 × 10⁻³)/(2 × 10⁻¹⁰).

Massa atômica relativa Aᵣ é uma média ponderada pela abundância, sem unidade. Não precisa ser um número inteiro. Use as abundâncias percentuais, não uma média não ponderada:

Média resolvida: 75% cloro-35 e 25% cloro-37 dão (35 × 75 + 37 × 25)/100 = (2625 + 925)/100 = 35.5. Este valor está mais próximo de 35 porque esse isótopo é mais abundante; situa-se entre 35 e 37. Nenhum átomo individual possui "35.5 nêutrons" ou número de massa de 35.5.

Um eletrão da camada externa está na camada ocupada de maior energia de um átomo e ajuda a determinar suas reações.

Os elétrons ocupam primeiro os níveis de energia mais baixos disponíveis. Para os primeiros vinte átomos neutros, use o modelo de camadas do GCSE: primeira camada até 2, segunda até 8, depois 8 antes que a quarta comece. Este é o modelo limitado necessário, não uma regra universal para todos os elementos.

Exemplo resolvido: cálcio tem Z = 20 e, portanto, 20 elétrons. Coloque 2 na primeira camada, 8 na segunda, 8 na terceira e 2 na quarta: 2,8,8,2. Um diagrama deve mostrar essas quatro camadas e o mesmo número total de elétrons. Cloro é 2,8,7, com três camadas ocupadas e sete elétrons externos.

A tabela periódica moderna organiza os elementos pelo número de prótons. Um período é uma linha; o número de camadas ocupadas determina o período. Um grupo é uma coluna contendo elementos com propriedades químicas relacionadas. Para os Grupos Principais 1–7, o número do grupo indica o número de elétrons externos. O Grupo 0 tem camada externa completa: hélio tem dois elétrons, enquanto os outros gases nobres neste modelo têm oito. Essa exceção impede tratar cada membro do grupo como tendo contagens idênticas de elétrons.

Previsão exemplificada: um elemento desconhecido dos primeiros vinte tem 2,8,1. Ele tem 11 elétrons/prótons, logo é sódio, no Período 3 e Grupo 1. Seu único elétron externo ajuda a prever a formação de um íon +1 e reações semelhantes às do lítio/potássio. Um elemento com 2,8,7 tende a ganhar um elétron em reações iônicas. A posição apoia previsões, mas não substitui evidências de reação.

Tabelas antigas usavam peso atômico crescente antes da descoberta de partículas subatômicas. Eram incompletas e a ordenação rigorosa por massa colocava alguns elementos com vizinhos diferentes. Mendeleev deixou lacunas para elementos ainda não descobertos e, às vezes, alterou a ordem das massas para manter propriedades similares juntas. Ele previu as propriedades de elementos ausentes; descobertas posteriores que correspondiam a essas previsões apoiaram seu arranjo. O conhecimento de isótopos explicou por que a ordem do peso atômico médio nem sempre correspondia à identidade do elemento. A ordenação moderna usa o número de prótons.

Julgamento de evidência exemplificado: encontrar um elemento com as propriedades previstas em uma lacuna apoia a tabela mais fortemente do que simplesmente encontrar qualquer novo elemento. Uma previsão falha levaria a uma revisão do arranjo. Deixar lacunas foi uma proposta testável, não prova por si só.

Metais, principalmente à esquerda/inferior, formam íons positivos em reações perdendo elétrons. Ametais, principalmente à direita/superior, não formam tipicamente íons positivos; podem ganhar elétrons ou compartilhá-los em ligações covalentes. A maioria dos elementos são metais. Metais geralmente conduzem calor/eletricidade, são brilhantes e podem ser dobrados ou moldados; ametais sólidos são frequentemente quebradiços e maus condutores. Estes são padrões característicos com exceções, como grafite condutor, não definições sem exceções.

Gases nobres são inertes e não formam facilmente moléculas porque seus átomos possuem camadas externas completas e estáveis. São monoatômicos. Seus pontos de ebulição aumentam ao descer no Grupo 0 conforme a massa atômica relativa aumenta. Use dados de tendência fornecidos para prever um valor intermediário ou se um membro posterior ferve mais alto; não afirmem valores exatos sem dados.

Metais alcalinos no Grupo 1 têm um elétron externo e formam íons +1. Lítio, sódio e potássio reagem com oxigênio para formar óxidos, com cloro para formar cloretos e com água para formar hidróxido metálico e hidrogênio. No modelo escolar, 4Li + O₂ → 2Li₂O; 2Na + Cl₂ → 2NaCl; 2K + 2H₂O → 2KOH + H₂. Não assuma que todo produto de oxigênio sob todas as condições tenha a mesma fórmula; use fórmulas fornecidas ao balancear.

Com água, o lítio borbulha e se move lentamente; o sódio reage mais rápido e muitas vezes derrete em uma bola móvel; o potássio reage ainda mais vigorosamente e pode inflamar-se com chama lilás. Estas são observações de demonstrações supervisionadas. A reatividade aumenta ao descer no grupo: camadas ocupadas adicionais posicionam o elétron externo mais longe do núcleo com mais blindagem, tornando-o mais fácil de perder apesar da maior carga nuclear.

Halogênios no Grupo 7 têm sete elétrons externos e formam moléculas diatômicas: Cl₂, Br₂ e I₂. À temperatura ambiente, cloro é um gás verde-pálido, bromo é um líquido vermelho-marrom e iodo é um sólido cinza-negro. A massa molecular relativa, ponto de fusão e ponto de ebulição aumentam ao descer no grupo. A reatividade diminui: a região externa está mais longe do núcleo e mais blindada, então a atração por um elétron entrante é mais fraca.

Halogênios formam haletos iônicos com metais, como NaCl, e compostos covalentes com ametais, como HCl. Não diga que todos os compostos halogenados contêm ligações iônicas. Deslocamento ocorre quando um halogênio mais reativo substitui um menos reativo em solução aquosa de haleto.

Deslocamento exemplificado: cloro adicionado a brometo de potássio produz bromo, dando uma solução laranja/marrom: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂. Cloro ganha elétrons de íons brometo. Bromo não desloca íons cloreto porque é menos reativo. Portanto, um resultado de “nenhuma reação” pode ajudar a estabelecer uma ordem de reatividade. Para Nível Superior: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻; 2Br⁻ → Br₂ + 2e⁻; líquido Cl₂ + 2Br⁻ → 2Cl⁻ + Br₂. Átomos e carga são conservados.

Use cromo, manganês, ferro, cobalto, níquel e cobre como exemplos de metais de transição. Em comparação com os metais do Grupo 1, eles geralmente possuem pontos de fusão e densidades mais altos, maior resistência/dureza e menor reatividade com oxigênio, água e halogênios. O cobre não reage com água fria como o sódio. Compare exemplos e condições nomeados em vez de assumir que todos os metais se comportam da mesma forma.

Muitos elementos de transição formam íons com cargas diferentes e compostos coloridos, atuando como catalisadores. O ferro forma Fe²⁺ e Fe³⁺; sais aquosos de ferro(II) podem ser verde-claro e sais de ferro(III) amarelo/marron. Sais aquosos de cobre(II) são frequentemente azuis. A cor depende do composto/condições: nem todo composto de um elemento tem uma cor fixa. O ferro é o catalisador do processo Haber; o níquel catalisa a hidrogenação. Esses exemplos ilustram propriedades típicas, não as de todos os compostos possíveis de metais de transição.

Ligação de fórmula trabalhada: sulfato é SO₄²⁻. Fe²⁺ forma FeSO₄; Fe³⁺ requer dois íons de ferro e três íons sulfato, resultando em Fe₂(SO₄)₃. As cargas se equilibram para zero em ambos os compostos. Proporções ou cargas de ferro diferentes significam compostos distintos apesar dos mesmos três nomes de elementos.

• Escolha uma separação baseada nas propriedades dos componentes e no produto necessário; explique o que acontece em cada etapa.
• Ligue as observações de espalhamento alfa ao modelo nuclear, em vez de apenas memorizar uma linha do tempo.
• Conte partículas em átomos e íons; calcule uma média ponderada; distinga raio, diâmetro e escala.
• Represente as configurações eletrônicas dos primeiros vinte elementos tanto por números quanto por diagramas de camadas, e depois preveja a posição periódica.
• Use evidências para explicar tendências de grupo e deslocamentos; compare propriedades de metais de transição nomeados com as do Grupo 1.