Exercício sobre a evolução dos Modelos Atômicos

1° Questão

O primeiro modelo científico para o átomo foi proposto por Dalton em 1808. Este modelo foi comparado a:
a)      Uma bola de tênis;
b)      Uma bola de futebol;
c)       Uma bola de pingue-pongue;
d)      Uma bola de bilhar;

e)      Uma bexiga cheia de ar.
2°Questão

Relacione os nomes dos cientistas e filósofos apresentados na coluna à esquerda com suas descobertas na coluna à direita:
a)      Demócrito                         (   ) Descobridor do nêutron.
b)       Thomson                          (   ) Seu modelo atômico era semelhante a uma bola de bilhar.
c)       Rutherford                        (   ) Seu modelo atômico era semelhante a um “pudim de passas”.
d)      Dalton                                 (   ) Foi o primeiro a utilizar a palavra átomo.

e)      Chadwick                            (   ) Criou um modelo para o átomo semelhante ao Sistema Solar.
 3°Questão
Fogos de artifício utilizam sais de diferentes íons metálicos misturados com um material explosivo. Quando incendiados, emitem diferentes colorações. Por exemplo: sais de sódio emitem cor amarela, de bário, cor verde, e de cobre, cor azul. Essas cores são produzidas quando os elétrons excitados dos íons metálicos retornam para níveis de menor energia. O modelo atômico mais adequado para explicar esse fenômeno é o modelo de:
a) Rutherford.
b) Rutherford-Bohr.
c) Thomson.
d) Dalton.
e) Millikan.
4°Questão
O conhecimento sobre estrutura atômica evoluiu à medida que determinados fatos experimentais eram observados, gerando a necessidade de proposição de modelos atômicos com características que os explicassem.

A associação correta entre o fato observado e o modelo atômico proposto, a partir deste subsídio, é:
a) I – 3; II – 1; III – 2; IV – 4
b) I – 1; II – 2; III – 4; IV – 3
c) I – 3; II – 1; III – 4; IV – 2
d) I – 4; II – 2; III – 1; IV – 3
e) I – 1; II – 3; III – 4; IV – 2

Ligação Iônica

Quando ocorrem ligações entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions) denominamos de Ligações Iônicas. Essa ligação é a única em que a transferência de elétrons é definitiva. Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Íons são átomos em desequilíbrio elétrico e apresentam carga positiva ou negativa.

Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a receber elétrons. Os átomos que apresentam facilidade em perder elétrons, são em geral os metais das famílias IA, IIA e IIIA, e os que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA.

Os compostos iônicos, em geral, apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos, duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares.

Formação do composto iônico

Arranjos entre compostos iônicos formam substâncias iônicas. Tudo começa quando os íons unem-se devido às forças de atração eletrostática. Se observarmos por um microscópico, perceberemos a formação de retículos cristalinos, que são aglomerados de íons de forma geométrica bem definida.

Os sais e outros grupos de minerais possuem íons que formam compostos iônicos e, conseqüentemente, substâncias iônicas. O cloreto de sódio (o sal de cozinha) é um exemplo de substância iônica, formada de inúmeros aglomerados iônicos. O arranjo entre os cátions sódio (Na⁺) e os ânions cloreto (Cl ^-), que se atraem fortemente por terem cargas contrárias, forma a substância cloreto de sódio.

Ligação Covalente

Praticamente todos os ametais da tabela periódica estabelecem entre si ligações onde há compartilhamento de elétrons, ou seja, o par ou pares eletrônicos compartilhados fazem parte, quase que simultaneamente, das eletrosferas dos participantes da ligação.
Alguns compostos como CO₂, HCl, SiO₂, AlCl₃, são exemplos de espécies de maior caráter covalente (frente ao caráter iônico – até porque esse não está totalmente excluído): assim, tomando o dióxido de carbono, os dois átomos de oxigênio (com 6 elétrons de valência) adquirem mais 2 elétrons do carbono (com 4 de valência) e completam o octeto. Da mesma forma, como o carbono compartilha 4 pares com cada átomo de oxigênio (portanto, 8 elétrons) também adquire condição de octeto completo.

Elétrons de Valência

Nas ligações covalentes, como também nas iônicas, os elétrons participantes localizam-se na camada mais externa, sendo chamados então de elétrons de valência.
De acordo com a regra do octeto, o número de elétrons de valência para um átomo estável (contando os compartilhados na ligação) deve ser igual a 8 ou 2 (quando o átomo assemelha-se ao gás nobre hélio) – embora hajam diversos casos em que essa regra não é válida.

A Força da Ligação Covalente

As ligações por compartilhamento de elétrons, inclusive as covalentes coordenadas, são sistematicamente mais fracas que as do tipo eletrostática (ligações iônicas) e metálica, logo, necessitam de menor quantidade de energia para serem rompidas. Entretanto, de acordo com o tipo de interação intermolecular, compostos covalentes frequentemente são visto sob estado sólido (iodo, diamante, sílica), alguns com ponto de fusão extremamente elevado.
Apesar desse tipo de interação intramolecular ocorrer apenas entre átomos neutros (sem atração de íons), deve ser observado que, em caso de clivagem da ligação, é bem provável que os envolvidos adquiram carga elétrica. A regra é bem simples: com a quebra de ligação covalente entre dois átomos, haverá provável transferência de elétrons para o que apresentar maior eletronegatividade. Caso isso não ocorra, para dois átomos diferentes, ter-se-á um radical (átomo com elétrons desemparelhados).

Ligações Simples, Dupla e Tripla

Verifica-se que ligações covalentes simples são originadas pelo encontro frontal de orbitais s e/ou p: constituindo o tipo sigma (σ). Ao passo que as ligações duplas e triplas possuem uma do tipo sigma e outra(s) do tipo Pi (π).
As do tipo Pi são decorrentes da interação de orbitais s e/ou p orientados perpendicularmente ao eixo z:

As ligações Pi são mais fracas que a sigma porque apresentam uma interpenetração menos intensa, assim, necessitam de menos energia para serem rompidas.
Outro fato a ser observado é que numa ligação tripla, a energia necessária para romper todas as constituintes não é 3 vezes maior que a necessária para romper uma ligação simples. Por exemplo, no etino (acetileno) os dois carbonos apresentam uma ligação tripla entre si de energia de dissociação média igual a 837 KJ/mol. Enquanto que uma ligação simples entre carbono não é 3 vezes mais fraca (a energia de dissociação média é igual a 348 KJ/mol – 2,4 vezes menor).
Isso pode ser explicado pela repulsão dos elétrons ligantes: é certo de que uma ligação tripla é mais forte que uma dupla que, por sua vez, é mais forte que uma ligação simples. Porém, quanto mais elétrons são envolvidos maior será a força de repulsão entre eles. Assim, diminuem a estabilidade das ligações e as tornam proporcionalmente menos intensas.

Como as Pessoas do Mundo ver a Química

Mais não é assim que podemos ver as coisa sem conhecer.

Carga nuclear efetiva

Muitas das propriedades de um átomo são determinadas pela quantidade de carga positiva "sentida" pelos elétrons exteriores deste átomo. Com exceção do hidrogênio, esta carga positiva é sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga negativa dos elétrons nas camadas interiores neutraliza, ou "blinda", parcialmente a carga positiva do núcleo. Os elétrons interiores blindam os exteriores parcialmente do núcleo, assim, os exteriores "sentem" só uma fração da carga nuclear total.

Para conseguir uma compreensão melhor deste efeito, considere o elemento lítio, cuja configuração eletrônica é *1 s², *2 s¹. Os elétrons interiores (*1 s²), abaixo da camada de valência *(2 s¹), estão mais fortemente ligados ao núcleo e passam maior parte do tempo na região entre o núcleo e o elétron no nível exterior. Esta nuvem eletrônica interior tem carga -2 e envolve um núcleo cuja carga é +3. Quando o elétron exterior 2s "olha" para o centro do átomo, ele vê a carga +3 do núcleo reduzida a cerca de +1, por causa do efeito da carga intermediária -2 dos elétrons interiores. Em outras palavras, a carga -2 dos elétron interiores efetivamente neutraliza duas das cargas positivas dos núcleo, e assim a carga resultante "sentida" pelo elétron exterior, que recebe o nome de carga nuclear efetiva, é apenas cerca de +1.

A carga nuclear efetiva percebida pelos elétrons exteriores é determinada principalmente pela diferença entre as cargas do núcleo e a carga total dos elétrons interiores.

Em outras palavras: carga efetiva é a resultante da carga sentida pelo elétron.

Legenda

• a sm
• a⇒ camada de valência
• s⇒ subnível de energia
• m⇒ número de elétrons no subnível 
  
  
  
  
  
  

Teoria Do Octeto

A teoria do octeto ou regra do octeto fundamenta-se a partir da tendência de os átomos realizarem ligações de modo a preencherem completamente a camada mais externa possível com exatamente 8 elétrons: sendo essa a configuração eletrônica dos gases nobres, os elementos menos reativos da tabela periódica (justamente pela sua “estabilidade” perante os outros elementos).
Pela sua configuração eletrônica e energética, os gases nobres (pelo menos alguns, como o xenônio) só se ligam a outros átomos em condições especiais de temperatura e pressão. E, mesmo assim, os compostos formados não são, de fato, duradouros (são instáveis).
O hélio é o único elemento cujos átomos possuem 2, e não 8, elétrons na camada de valência.

Ionização

Apesar de a forma mais “natural” de um átomo completar o octeto ser através de uma ligação química, esse estado pode ser atingido com o fornecimento de energia para a adição, ou remoção, de elétrons. Portanto, as propriedades periódicas de cada elemento podem relacionar justamente a facilidade com que determinado átomo de determinado elemento consegue ganhar ou perder elétrons (afinidade eletrônica – energia liberada, ou absorvida, ao receber um elétron no estado fundamental e gasoso, e potencial de ionização – energia mínima necessária para que um elétron seja retirado de um átomo no estado fundamental e gasoso).
Assim, considerando que o flúor possui alto valor absoluto de afinidade eletrônica e um valor relativamente alto de potencial de ionização, pode-se afirmar que a espécie F^- é mais “estável” (estável no contexto energia/preenchimento eletrônico) que o átomo F. Ou seja, se conseguirmos adicionar um elétron à eletrosfera do átomo de flúor, faremos com que o mesmo torne-se similar a um gás nobre, o neônio, (sem necessitar que esteja ligado a outro átomo).
Da mesma forma, considerando que o sódio possui alto valor absoluto de afinidade eletrônica e baixo valor de potencial de ionização, se conseguirmos remover o elétron mais externo de sua eletrosfera, também faremos com que adquira condição semelhante aos gases nobres (nesse caso, também o neônio).

Restrições à Teoria

Apesar de a regra do octeto ser aplicável a maioria das estruturas químicas, alguns casos não a seguem. Um exemplo é o PCl₅ (o fósforo contém 10 elétrons na camada de valência), justificável pelo fato de que os átomos que possuem orbitais nd ou (n-1)d disponíveis, conseguem expandir a camada de valência e “acomodar” mais elétrons que o necessário para atingir a condição energética de um gás nobre.

Essa expansão não é válida para átomos de elementos dos grupos 1 e 2 da tabela, pois não existem orbitais 1d ou 2d e os orbitais 3d não estão disponíveis, pois apresentam energia muito alta.

íon

Um íon é um átomo que possui déficit ou excesso de elétrons. Para o primeiro caso, adquire carga positiva (cátion). Para o segundo, carga negativa (ânion) – uma vez que a carga do elétron é convencionada negativa. Ou seja, o ganho ou perda de elétrons de um átomo elimina-o da neutralidade e lhe confere carga elétrica.
Apesar de carregados eletricamente, os íons podem apresentar maior estabilidade do que os átomos neutros: o íon fluoreto (F^-), por exemplo, é derivado de um átomo de flúor que recebeu 1 elétron e adquiriu, assim, carga negativa. Mas, como a adição desse faz com que sua camada de valência possua 8 elétrons, de acordo com a regra do octeto, adquire estabilidade elétrica.
Ou seja, o fato desse íon possivelmente se ligar a um cátion não é visando estabilidade elétrica, pois a mesma já foi atingida, mas por atração eletrostática. Assim, numa possível separação, tanto o F^- quanto o cátion continuariam estabilizados.

Potencial de Ionização

O potencial de ionização, ou energia de ionização, de um átomo é a energia mínima necessária para que um elétron seja retirado da sua eletrosfera quando se encontra em estado gasoso e não excitado. Assim, quanto maior essa energia, menor a tendência desse átomo se tornar cátion.
Os halogênios são os elementos que apresentam os maiores potenciais de ionização. Ao contrário dos metais, em geral.

Afinidade Eletrônica

Ao contrário do potencial de ionização, a afinidade eletrônica mede a tendência de um átomo gasoso não excitado aceitar a adição de um elétron na sua eletrosfera. Portanto, determina a tendência de um átomo em se tornar ânion, onde quanto maior a afinidade eletrônica, mais energia é liberada pela entrada desse elétron.
Assim, os metais apresentam valores mais baixos, em módulo, de energia liberada do que os halogênios.