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Evolução de Dinâmica Interna da Terra
FUNDAMENTOS SOBRE ESTRUTURA
ATÔMICA E NUCLEAR
Introdução
Os elementos químicos são as
substâncias mais fundamentais nas
quais a matéria pode ser separada por
meio de métodos químicos. Cada
elemento é identificado por um símbolo, como H para hidrogênio e Si
para silício.
A origem do nome dos elementos
químicos é diversa, sendo que uma
grande parte deriva do latim, como
por exemplo, o sódio (Na), que é
proveniente da palavra natrium. Outras são provenientes do grego, como
por exemplo, o fósforo (P) que é derivado de phosphoros, cujo significado é “aquele que brilha”, já que
este elemento sofre combustão espontânea, quando exposto ao ar, liberando P2O5 (fumaça branca e densa).
Há ainda outros elementos, cujos
nomes homenageiam cientistas famosos (Es – eistênio (em homenagem a Einstein); Fm – Férmio (em
homenagem a Enrico Fermi); Gd –
gadolínio (em homenagem a Gadolin
descobridor do elemento ítrio)), países (Fr – frâncio; Po – polônio), cidades (Bk – berquélio), etc.
Átomos
Os elementos químicos puros são
constituídos por um grande número
de partículas idênticas que são chaProfa. Leila Marques
madas de átomos (a palavra átomo
tem origem grega que significa indivisível). Átomo é a menor partícula
de um dado elemento que mantém
todas as suas propriedades químicas.
Toda a matéria é constituída por
átomos, os quais são constituídos de
prótons (que possuem carga elétrica
positiva), elétrons (que possuem carga elétrica negativa) e nêutrons (que
não possuem carga elétrica), conforme visto na figura 1. Para manter a
neutralidade elétrica, o número de
prótons deve ser igual ao número de
elétrons.
Figura 1 – Estrutura do átomo.
Os prótons e nêutrons são densos
e localizam-se no núcleo dos átomos
este é carregado positivamente, onde
se concentra praticamente toda a
massa. Ao redor desse centro positivo, encontram-se os elétrons, distribuídos espaçadamente. Modelo similar ao sistema solar, onde o Sol seria
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o núcleo, e os planetas, os elétrons
(Figura 2).
Figura 2 – Corte dimensional da estrutura atômica.
Os prótons dão ao núcleo a carga positiva e o número de prótons
no núcleo de um átomo é denominado de, número atômico, sendo
geralmente representado pelo símbolo Z. É o número de prótons que dá
ao átomo suas características físicas,
sendo também o que diferencia um
elemento químico de outro.
A soma do número de prótons e
nêutrons presentes em um núcleo
atômico é denominada de número
de massa, sendo geralmente representado pela letra A.
Os elétrons são muito mais leves
e bem menores do que os prótons e
nêutrons (a massa de um elétron é
apenas de 1/1840 da massa de um
próton). Os elétrons circundam continuamente o núcleo dos átomos, em
órbitas específicas, em uma região
denominada de eletrosfera.
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Há duas representações de modelos
atômicos (Figura 3), a geométrica,
onde os orbitais são trajetórias geométricas e percorridas por elétrons, e
a quântica, onde os orbitais são representados por nuvens envolvendo
o núcleo, onde para cada posição geométrica existe uma probabilidade
associada de encontrar o elétron.
Figura 3 – Representação dos modelos atômicos, geométrica (esquerda) e
quântica (direita).
O diâmetro dos átomos chega a
ser cerca de 100.000 vezes maior do
que o dos respectivos núcleos. As
órbitas dos elétrons são agrupadas
em sete camadas, convencionalmente
indicadas pelas letras K, L, M, N, O,
P e Q, sendo K a mais interna e Q a
mais externa (Figura 4). Cada camada pode conter um limite máximo de
elétrons. A camada K tem duas órbitas, a L contém 8, a M contém 18, as
camadas N e O contém 32 órbitas
cada uma, a camada P possui 18 órbitas e a Q apenas duas (Apêndice
A). As camadas são preenchidas a
partir do núcleo e em cada órbita há
apenas um elétron.
Na natureza, existem 90 tipos naturais de átomos, com diferentes
propriedades químicas. Há também
alguns elementos químicos que fo-
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ram sintetizados através de reações
nucleares
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dos têm mesmo número atômico Z,
mas cada um possui diferente número de massa A).
Os átomos de elementos químicos distintos que possuem o mesmo
número de massa A são denominados de isóbaros. Por exemplo, os
átomos de 87Rb e 87Sr são isóbaros.
Os átomos de elementos que apresentam o mesmo número de nêutrons
são denominados de isótonos.
Figura 4 – Estrutura eletrônica do
átomo.
Estes elementos são denominados de
transurânicos e possuem número
atômico superior a 92 (neptúnio Np, plutônio - Pu, amerício - Am,
cúrio - Cm, berquélio - Bk, califórnio
- Cf, eistênio - Es, férmio - Fm, mendelévio - Md, nobélio - No, laurêncio
- Lw, ruterfórdio - Rf, dúbnio - Db,
seabórgio - Sg, bóhrio - Bh, hássio Hs e meitenério - Mt). O tecnécio
(Tc) e o promécio (Pm) embora possuam números atômicos menores (Z
= 43 e Z = 61, respectivamente) também não ocorrem naturalmente.
O átomo de hidrogênio é o mais
simples de todos, pois tem apenas
um próton formando o seu núcleo
(seu número atômico é um) e um elétron orbital. Entretanto o número de
nêutrons presentes em seu núcleo
varia de zero a dois. A forma mais
comum do hidrogênio (hidrogênio
leve) é aquela na qual o número de
nêutrons é zero. As outras formas,
com um nêutron e dois nêutrons no
núcleo, são mais raras, sendo denominadas de deutério e trítio, respectivamente. Portanto, o hidrogênio
apresenta três isótopos naturais (toProfa. Leila Marques
Configuração Eletrônica e
Reações Químicas
As reações químicas são interações entre átomos, de dois ou mais
elementos químicos, que ocorrem em
certas proporções fixas, de modo a
produzir novas substâncias químicas.
Por exemplo, quando dois átomos de
hidrogênio se combinam com um
átomo de oxigênio, há a formação de
uma molécula de água (H2O), que
apresenta características físicas e
químicas completamente distintas
daquelas dos átomos que a originaram.
A configuração eletrônica de um
átomo é o fator determinante para o
seu comportamento químico, ou seja,
o tipo de reação química que este
átomo poderá fazer com o(s) de outro(s) elemento(s). Isto se deve ao
fato de que as combinações entre
átomos de diferentes elementos, ou
até mesmo de um único elemento,
ocorrem principalmente pelas interações entre os elétrons das camadas
mais externas dos átomos.
Portanto, para se compreender o
que ocorre nas reações químicas é
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fundamental saber como os elétrons
estão distribuídos nas eletrosferas
dos átomos envolvidos.
Íons: cátions e ânions
Nas reações químicas os elétrons
das camadas mais externas podem
interagir de diferentes formas. Por
exemplo, na reação entre Na e Cl,
que forma o sal cloreto de sódio
(NaCl), o átomo de sódio perde um
elétron de sua camada mais externa,
enquanto o de cloro ganha um elétron em sua camada exterior.
Nesses processos, após ganhar ou
perder elétrons, os átomos do novo
composto químico formado não são
mais eletricamente neutros. No
exemplo anterior, os átomos de sódio
e cloro, passam a ser íons desses
elementos, com carga elétrica +1 e 1, respectivamente. Os íons positivos
são denominados de cátions (Na+) e
os íons negativos (Cl-) são denominados ânions. O sal NaCl é eletricamente neutro, pois a carga positiva
do íon Na+ é balanceada pela do íon
Cl-.
Uma vez que em átomos neutros
o número de prótons é igual ao número de elétrons, cada elemento
químico possui também diferente
número de elétrons. Portanto, o número atômico de um elemento, indica como será a reação química com
outros elementos.
A Tabela Periódica
Várias tentativas foram efetuadas
para classificar e agrupar os elementos químicos. A classificação adotada hoje é a elaborada por Mendeleev
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em 1869. De acordo com essa proposição, os elementos são organizados
em um quadro, por ordem crescente
de massa atômica, de modo que os
elementos de uma mesma família
(coluna) apresentem propriedades
químicas semelhantes, devido ao fato
de apresentarem a mesma configuração eletrônica na camada de valência. Elementos pertencentes a um
mesmo período (linha) possuem regularidade na variação de suas propriedades físicas (Figura 5).
Figura 5 – Tabela Periódica.
Na tabela periódica, os átomos de
um mesmo elemento (mesmo número
atômico Z) e com diferentes números
de massa (A), ocupam o mesmo lugar. Esta é a origem da palavra isótopo, que em grego significa “mesmo lugar” (isos = mesmo e topos =
lugar), ou seja, isótopos ocupam o
mesmo lugar na tabela periódica.
Existem na tabela periódica, as
famílias A e as famílias B. Os elementos que constituem a família A,
são denominados elementos representativos, e seus elétrons mais
energéticos estão situados em subníveis s ou p. Nas famílias A, o número da família indica a quantidade
de elétrons na camada de valência. Já
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os elementos da família B são denominados genericamente elementos
de transição. Uma parte deles ocupa
o bloco central da tabela periódica,
de IIIB até IIB, e apresenta seu elétron mais energético em sub-níveis d.
A outra parte deles está localizada no
corpo central da tabela, constituindo
as séries dos lantanídeos e dos actinídeos. O elétron mais energético
está contido em sub-nível f. Os lantanídeos e actinídeos são conjuntamente chamados de elementos de
transição interna.
Nas duas primeiras famílias, localizadas do lado esquerdo da tabela
periódica, situam-se os metais alcalinos (família IA; com um elétron na
camada mais externa da eletrosfera)
e os metais alcalino-terrosos (família
IIA; com dois elétrons na camada de
valência), os quais possuem a tendência em formar cátions (perder elétrons), como por exemplo, Na+, K+ e
Ca2+.
Os não metais (localizados na
parte direita da tabela periódica),
correspondem aos elementos das famílias VA, VIA e VIIA, contendo 5,
6 ou 7 elétrons, respectivamente, na
camada de valência. Podem ganhar
elétrons até que essa camada seja
preenchida, formando ânions (ao ganhar elétrons), como por exemplo
N3-, O2- Cl- e F-. Uma outra possibilidade é que esses não metais compartilhem os elétrons até conseguirem
que a camada de valência de ambos
os átomos em ligação seja preenchida, como por exemplo S.
Diferentemente dos metais de
transição (subnível de maior energia
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da distribuição eletrônica é o d), os
outros-metais exibem um menor
número de estados de oxidação, sendo que seus elétrons de valência estão nas camadas mais externas (com
subníveis de maior energia s ou p).
São semicondutores elétricos e térmicos. Possuem características intermediárias entre metais e não metais. Os elementos desse grupo são:
Al, Ga, Ge, In, Sn, Sb, Tl, Pb, Bi e
Po. Em geral, átomos com 3 elétrons
na camada de valência tendem a perdê-los formando cátions, como por
exemplo, Al3+, enquanto aqueles com
4 elétrons têm a tendência em partilhá-los de modo a preencher a camada de valência.
Os elementos da família VIIA
são denominados de halogênios e
são caracterizados por formarem
sais, como, por exemplo, Cl e F.
A primeira coluna do lado direito
é formada pelos gases nobres, que
correspondem a átomos cujas camadas exteriores estão completamente
preenchidas.
Desde 1984 a União Internacional de Química Pura e Aplicada passou a adotar números de 1 a 18 para
designar as famílias. Desta forma, a
família IA passou a ser denominada
apenas de família 1, a família IIA
passou a ser 2, a família IIIB passou
a ser 3, a família IB passou a ser 11 e
assim por diante.
Ligações Químicas
A grande diversidade de substâncias que existem na natureza devese à capacidade de combinação dos
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átomos de um mesmo elemento ou
de elementos diferentes. As combinações entre os elementos ocorrem
de algumas maneiras: pela perda,
pelo ganho ou, também, pelo simples compartilhamento de elétrons
da última camada de valência do
átomo. Com isso, as forças que
unem átomos formando moléculas,
agrupamentos de átomos ou sólidos
iônicos, são denominadas ligações
químicas.
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ído por um elétron de cada átomo e
pertence simultaneamente aos dois
átomos. Como não ocorre nem perda
nem ganho de elétrons, formam-se
estruturas eletricamente neutras, denominadas moléculas. Por este motivo, essa ligação também é denominada molecular (Figura 7).
Os tipos de ligações químicas entre
os átomos são:
Ligação Iônica: Ocorre entre íons
positivos (cátions) e negativos
(ânions) e é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre estes íons. Nesta ligação,
há transferência de um ou mais elétrons de um átomo para o outro (Figura 6).
Figura 7 – Ligação covalente.
Figura 6 – Ligação Iônica.
Ligação Covalente ou Molecular:
Este tipo de ligação ocorre quando os
átomos envolvidos tendem a receber
elétrons. Como é impossível que todos os átomos recebam elétrons sem
ceder nenhum, eles compartilham
seus elétrons, formando pares eletrônicos. Cada par eletrônico é constituProfa. Leila Marques
Ligação metálica: Os metais possuem a tendência de perder elétrons da
última camada, formando cátions.
Estes íons positivos são unidos pelos
elétrons que se movem livremente
entre eles. Os orbitais das camadas
de valência se interpenetram em todas as direções formando uma “nuvem eletrônica” que abrange todo o
sólido cristalino. Esta característica
faz com que os metais sejam excelentes condutores de eletricidade e
calor (Figura 8).
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Figura 8 – Ligação metálica.
Os núcleos atômicos
Considerando que os prótons são
cargas positivas, para que os núcleos
sejam estáveis deve haver então alguma outra força de atração, que seja
muito mais intensa do que a repulsão
coulombiana.
Forças nucleares de atração (ou
forças fortes) que atuam tanto em
prótons, como em nêutrons são as
responsáveis pela existência dos núcleos atômicos. Estas forças atrativas
atuam somente em distâncias muito
pequenas, da ordem de grandeza dos
diâmetros nucleares, sendo suficientemente intensas para contrabalançar
a repulsão elétrica entre prótons
(Fgura 9).
Quando a força de repulsão coulombiana é maior do que a de força
nuclear forte de atração, o núcleo
emite partículas e/ou radiação eletromagnética para atingir a estabilidade (Figura10). Esse processo é denominado de radioatividade.
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Figura 9 – Forças nucleares.
Figura 10 – Instabilidade nuclear.
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Bibliografia
PRESS, F. & SIEVER, R. (1997). Understanding Earth. Prentice Hall, 593 p.
ROGERS, N. (2008). Our Dynamic Earth. Cambridge U. Press, 390 p.
TEIXEIRA, W., TOLEDO, M.C.M., FAIRCHILD, T.R. & F. TAIOLI, (2000). Decifrando a Terra. Oficina de Textos/USP, 557 p.
Apêndice A
Os elétrons estão distribuídos na eletrosfera em níveis e subníveis energéticos
(camadas e subcamadas eletrônicas, respectivamente):
Camadas
K
Níveis Energéticos
L
1
M
2
N
3
O
4
P
5
Q
6
7
Energia crescente.
Figura A1- Camadas e Níveis Energéticos
Subníveis de Energia
s
s
P D f
p d f
Figura A2 - Subníveis Energéticos
De acordo com esses dados, temos os seguintes níveis e respectivos subníveis:
Níveis de Energia
1
2
Subníveis de Energia
S
s, p
3
s, p, d
4
s, p, d, f
5
6
s, p, d, f s, p, d
7
s
Cada tipo de subnível apresenta uma determinada quantidade máxima de elétrons:
s=2
p=6
d = 10
f = 14
Fgura A3 - Níveis e Subníveis Energéticos
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Subnível
Nível
Representação do Número Máximo de Elétrons
No subnível
No nível
1
1s
1s2
2
2
2s 2p
2s2 2p6
8
3
3s 3p 3d
3s2 3p6 3d10
18
4
4s 4p 4d 4f
4s2 4p6 4d10 4f14
32
5
5s 5p 5d 5f
5s2 5p6 5d10 5f14
32
6
6s 6p 6d
6s2 6p6 6d10
18
7
7s
7s2
2
Figura A4 - Distribuição Eletrônica dos Átomos.
Figura A5 - Diagrama de Distribuição de
Energia de Linus Pauling
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