Licenciatura em Física
Estrutura da matéria (ESMZ5)
Professor Osvaldo Canato Júnior
PROCESSOS QUÍMICOS E TABELA PERIÓDICA1
Conhecem-se 92 elementos químicos na natureza, quantidade bem maior que os quatro elementos propostos por Aristóteles:
terra, ar, fogo e água há mais de 2 mil anos. De qualquer forma, não deixa de ser notável que apenas algumas dezenas de elementos
dêem origem a um mundo com tantas cores, cheiros, sabores e outras qualidades.
REATIVIDADE E PERIODICIDADE
Os elementos químicos chamados gases nobres, por exemplo, como o hélio e o neônio, dificilmente formam compostos químicos
com outros elementos, ao passo que os metais alcalinos, como o sódio e o potássio, são altamente reativos, formando compostos
bastante estáveis. Um exemplo é o cloreto de sódio (NaCl), o popular sal de cozinha, em que o sódio se combina com o cloro.
Também bastante estável é o fluoreto de potássio (KF), composto formado entre o potássio (K) e o flúor (F).
Comparações de propriedades químicas e físicas dos 60 elementos conhecidos até o século XIX, levaram o químico russo Dmitri
Ivanovich Mendeleev, (1834 – 1907) a elaborar uma tabela, chamada tabela periódica dos elementos químicos, em que as colunas
agrupavam elementos de propriedades físico-químicas semelhantes e as linhas eram preenchidas pelos elementos na ordem crescente
da massa atômica.
Posteriormente, com a descoberta do núcleo atômico, compreendeu-se que todos os átomos de um mesmo elemento químico
tinham a mesma carga elétrica nuclear, dada pelo número de prótons no núcleo, que passou a ser identificado como o número atômico
do elemento químico.
Assim, na moderna classificação periódica dos
elementos, as linhas, chamadas de períodos, são
preenchidas pelos elementos químicos ordenados por
seu número atômico, reproduzindo a descontinuidade do
mundo subatômico descrita no final do tópico anterior.
O sódio, por exemplo, possui 11 prótons em seu núcleo,
um a mais que o neônio. É, no entanto, essa diferença
de um único próton em seus núcleos que faz do sódio
um elemento químico altamente reagente, ao passo que
o neônio se caracteriza por ser um gás nobre.
Os gases nobres são pouco reativos porque é
preciso grande energia para remover elétrons de seus
átomos, diferentemente dos metais alcalinos, que
requerem pouca energia para liberar o elétron mais externo.
PERIODICIDADE E DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Por causa dessa diferença, os metais alcalinos e os gases nobres ocupam extremidades opostas nos períodos da tabela periódica,
que possuem a seguinte sequência numérica de elementos químicos: são dois elementos no primeiro período, oito no segundo e no
terceiro, 18 no quarto e no quinto e 32 no sexto; o sétimo período ainda está sendo completado à medida que novos elementos são
sintetizados nos laboratórios. Essa sequência de números, chamados de “mágicos” ao final do século XIX, sugere uma distribuição
eletrônica ao redor do núcleo em camadas, completando-se cada uma com a mesma quantidade de elétrons que existe nas camadas
eletrônicas de um gás nobre. Assim, o hélio (He), de número atômico 2, completa a primeira camada com dois elétrons; o lítio (Li), de
número atômico 3, tem a primeira camada eletrônica completa com 2 elétrons e o terceiro elétron na segunda camada, cuja capacidade
máxima de 8 elétrons seria alcançada com os 10 elétrons do neônio (Ne), um átomo estável por possuir duas camadas completas: a
primeira com 2 elétrons e a segunda com 8 elétrons. O mesmo raciocínio aplica-se ao sódio (Na), de número atômico 11, iniciando a
terceira camada e assim sucessivamente, de período em período.
Em síntese, a tabela periódica organiza os elementos químicos por períodos (linhas horizontais) e por famílias ou grupos (colunas
verticais). Os elementos de um mesmo período têm em comum o mesmo número quântico principal n, que determina a energia de seu
elétron mais externo. Os elementos de um mesmo grupo têm o mesmo número de elétrons no último nível de energia e, por isso,
propriedades físico-químicas semelhantes.
É aproximadamente essa a maneira que o modelo atômico quântico prevê a organização dos elétrons no interior de um átomo.
Uma camada eletrônica completa corresponde a um estado quântico mais estável. Com um elétron a mais, surge um estado quântico
instável com forte tendência à perda desse elétron, que pode, por exemplo, ser capturado por algum outro átomo em que falte
exatamente um único elétron para completar sua camada mais externa.
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Texto formulado a partir do exposto nas páginas 21-23 de CANATO JR., O.; MENEZES, L.C. Radiações, materiais, átomos e núcleos. São Paulo: Pueri
Domus Escolas Associadas, 2003
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VALÊNCIAS ATÔMICAS E LIGAÇÕES QUÍMICAS
Essa tendência dos átomos de ter completa sua última camada chama-se valência do elemento químico, que pode ser positiva,
quando o átomo perde elétrons, ou negativa, quando o átomo ganha elétrons.
Assim, os metais alcalinos, como o sódio e o potássio, possuem valência +1 e os halogênios, como o flúor e o cloro, valência –1,
partículas com cargas elétricas contrárias, o que explica a estabilidade do sal de cozinha (NaCl). Esse tipo de ligação química é
denominada iônica, com os dois átomos tornando-se íons: cátion, positivo (o átomo perdeu elétrons), e ânion, negativo (o átomo
ganhou elétrons). Como cargas elétricas opostas se atraem, a ligação que se estabelece é muito forte, com os átomos ficando
próximos.
A ligação iônica não esclarece a existência de todos os compostos. Por exemplo, não explica a existência das moléculas de gás
oxigênio (O2), formadas por átomos de um mesmo elemento químico. Como os dois átomos de oxigênio (O) têm a mesma tendência
de ganhar elétrons, com valência –2, ocorre um compartilhamento de dois elétrons, um da última camada de cada átomo, de modo que
os dois átomos passam a ter, simultaneamente, sua última camada preenchida. É também dessa maneira que átomos de hidrogênio se
associam a um átomo de oxigênio para formar a molécula da água (H 2O) ou a um átomo de cloro para formar o ácido clorídrico
(HCl). Como o hidrogênio possui apenas um elétron, a situação energética mais favorável para obter estabilidade, é completar seu
primeiro nível de energia, compartilhando um segundo elétron com outro átomo.
Em algumas situações, o hidrogênio pode também atuar como “ponte” entre átomos ou moléculas, compartilhando o próprio
núcleo de forma parecida à da ligação covalente. As ligações de hidrogênio cumprem importante papel também na estrutura do gelo e
na da dupla hélice do DNA. Outro tipo de ligação química entre átomos e moléculas, sempre de natureza elétrica, mas bem mais
fraca, é a chamada ligação de Van der Waals, que tem importância fundamental na coesão entre as partículas de gases quando estes
estão liquefeitos ou solidificados.
Há, ainda, um tipo de ligação química que permite a estabilidade das substâncias metálicas. Os metais têm estrutura cristalina;
cada metal é um cristal: um agregado ordenado de átomos iguais, em geral com valências +1, +2 e +3. Por estarem fracamente ligados
a seus núcleos, elétrons da última camada de cada átomo, em um metal, têm grande liberdade de movimentação dentro dos cristais e
passam a constituir uma nuvem de elétrons compartilhada por todos os átomos do metal. Os metais tendem a perder esses elétrons
livres; quando isso acontece, os átomos de um metal transformam-se em cátions.
ELÉTRONS QUE SE EVITAM... E FÓTONS QUE SE IMITAM!
Cada elétron tem um estado quântico caracterizado por um conjunto de números quânticos. Diferentes elétrons nunca ocupam
um mesmo estado quântico, isto é, nunca apresentam o mesmo conjunto de números quânticos. Esse princípio é conhecido como
Princípio da exclusão, proposto pelo físico austríaco Wolfgang Pauli (1900 – 1958) em 1925.
É essa propriedade dos elétrons que explica a arquitetura atômica dos elementos químicos.
Os átomos de sódio (Na), por exemplo, nunca têm seus 11 elétrons no nível mais baixo de energia; seu estado quântico de menor
energia possível corresponde ao primeiro nível de energia; nele há 2 elétrons; No estado quântico seguinte, o segundo nível de
energia, há 8 elétrons e no seguinte, o terceiro nível de energia, há um elétron. Os elétrons continuam ocupando níveis mais altos e
não decaem para o nível fundamental, por maior que seja a energia perdida pelo sistema. Se um elétron está em determinado estado
quântico, não pode haver outro nesse mesmo estado e, assim, quanto maior o número de elétrons em um átomo, mais complexa é sua
configuração quântica.
Partículas, como os elétrons, regidas pelo princípio de exclusão são denominadas férmions. Poderíamos dizer que férmions são
partículas que se evitam, não tendem a ocupar o mesmo lugar, ou estado energético.
Diferentemente dos férmions, há uma outra categoria de partículas que tendem a se imitar, associando-se em um mesmo estado
quântico. Partículas com essa característica são denominadas bósons. Os fótons são bósons. Quanto mais fótons houver em certo
estado quântico, mais fótons tendem a ir para esse estado; é essa propriedade que explica o funcionamento da luz laser (amplificação
da luz por emissão estimulada de radiação), constituída por um feixe coerente de fótons.
As muitas partículas subatômicas hoje conhecidas podem, assim, ser classificadas em dois tipos: os férmions e os bósons. O
princípio de exclusão de Pauli, aplicado aos elétrons resulta na complexa arquitetura atômica; por sua vez, a associatividade dos
fótons resulta na emissão da luz laser.
RUMO AO NÚCLEO ATÔMICO
Vimos que um elemento químico é definido pela carga elétrica de seu núcleo, ou seja, pelo número de seus prótons, chamado
número atômico. Apesar disso, o núcleo não toma parte nas reações químicas.
O domínio das reações químicas é a eletrosfera, regida pelas regras da teoria quântica, que também tratam da emissão e absorção
de radiação térmica e luminosa pelos átomos. As radiações α, β e γ, por sua vez, não estão relacionadas com reacomodações da
eletrosfera. Para compreender como são produzidas é necessário conhecer a estrutura do núcleo atômico, assunto da sequência do
curso.
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