Átomos: Massa e Tamanho

O átomo é uma partícula eletricamente neutra, com um núcleo positivo (protões e neutrões) e uma nuvem eletrónica negativa (eletrões). Quase toda a massa do átomo está concentrada no núcleo.

Quando um átomo ganha ou perde eletrões, forma iões - aniões (carga negativa) ou catiões (carga positiva). Cada elemento químico é caracterizado pelo seu número atómico (Z), que corresponde ao número de protões, e pelo número de massa (A), que é a soma de protões e neutrões.

Isótopos são átomos do mesmo elemento com igual número de protões mas diferente número de neutrões. Quando um elemento tem vários isótopos, calcula-se a massa atómica relativa média (Ar), sendo esta mais próxima da massa do isótopo mais abundante.

💡 A unidade de massa atómica corresponde a 1/12 da massa de um átomo de carbono-12, permitindo-nos comparar as massas relativas dos átomos.

Uma mole (mol) contém 6,022 × 10²³ entidades (constante de Avogadro). O número de entidades calcula-se por N = Na × n, e a massa molar (M) corresponde à massa de uma mole $M = m/n$.

Energia dos Eletrões nos Átomos

A luz pode ser detetada como partículas de energia chamadas fotões, cuja energia é proporcional à frequência. O espetro eletromagnético é o conjunto de todas as radiações eletromagnéticas ordenadas por energia.

Os espetros podem ser de emissão (contínuos ou descontínuos) ou de absorção. Cada elemento químico tem um espetro único que permite identificá-lo - como uma impressão digital!

O modelo atómico de Bohr estabeleceu dois princípios fundamentais:

• Existência de níveis de energia bem definidos $n = 1, 2, 3...$
• Ocorrência de transições eletrónicas entre níveis, com absorção ou emissão de energia

Quando um eletrão absorve energia, passa para um nível superior (excitação). Quando regressa a um nível inferior, emite energia (desexcitação). A variação de energia (ΔE) indica se o átomo absorveu (ΔE > 0) ou emitiu energia (ΔE < 0).

🔍 As séries espectrais de Lyman, Balmer e Paschen correspondem a diferentes transições eletrónicas que emitem radiação ultravioleta, visível e infravermelha, respetivamente.

O modelo de Bohr tem limitações para átomos com mais de um eletrão, pois não considera a repulsão entre eletrões. O modelo atual da nuvem eletrónica representa a densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo.

Configuração Eletrónica

A espetroscopia fotoeletrónica (PES) permite determinar a energia necessária para remover eletrões de um átomo. A análise gráfica mostra que valores de energia muito diferentes correspondem a níveis energéticos diferentes.

As orbitais são zonas do espaço com maior probabilidade de encontrar um eletrão. O tipo de orbital (s, p, d) está associado à sua forma:

• Orbital s: forma esférica
• Orbital p: forma lobular
• Orbital d: forma diversificada

A configuração eletrónica mostra como os eletrões se distribuem nas orbitais e segue três princípios:

1. Princípio da construção: os eletrões ocupam subníveis por ordem crescente de energia
2. Princípio de exclusão de Pauli: cada orbital contém no máximo dois eletrões com spins opostos
3. Regra de Hund: nas orbitais de igual energia, distribui-se primeiro um eletrão por cada orbital

💡 Os eletrões de valência são os eletrões do último nível de energia e determinam as propriedades químicas dos elementos. O cerne do átomo é o conjunto do núcleo e todos os eletrões interiores.

Existem diferentes formas de escrever a configuração eletrónica, como demonstra o exemplo do enxofre (16S):

• Completa: 16S: 1s² 2s² 2px² 2py² 2pz² 3s² 3px² 3py¹ 3pz¹
• Simplificada com gás nobre: 16S [Ne] 3s² 3px² 3py¹ 3pz¹

Tabela Periódica e Propriedades Periódicas

A Tabela Periódica é uma disposição sistemática dos elementos químicos que evoluiu ao longo do tempo. Várias pessoas contribuíram para a sua organização atual, desde Dobereiner e as suas tríades, até Moseley que organizou os elementos por número atómico.

A tabela moderna está organizada em:

• 18 grupos (colunas verticais)
• 7 períodos (linhas horizontais)
• 4 blocos (s, p, d, f)

Elementos do mesmo grupo têm o mesmo número de eletrões de valência, enquanto elementos do mesmo período têm o mesmo número de níveis de energia. Os elementos do mesmo bloco têm o último tipo de orbital a ser preenchido em comum.

As propriedades periódicas mais importantes são:

• Raio atómico: aumenta ao longo do grupo (↓) e diminui ao longo do período (→)
• Energia de ionização: diminui ao longo do grupo (↓) e aumenta ao longo do período (→)

⚠️ Os metais tendem a perder eletrões formando catiões, enquanto os não-metais tendem a ganhar eletrões formando aniões. Os gases nobres são pouco reativos por terem configuração eletrónica estável.

Os metais alcalinos (grupo 1) são muito reativos porque perdem facilmente um eletrão. Os halogénios (grupo 17) também são muito reativos porque captam facilmente um eletrão para completar as suas orbitais.

Ligação Química

Uma ligação química resulta da interação entre átomos e estabelece-se quando a energia do sistema com átomos ligados é menor do que quando separados. Existem três tipos principais:

1. Ligação covalente: partilha localizada de eletrões de valência entre átomos
2. Ligação iónica: forças eletrostáticas entre iões de cargas opostas
3. Ligação metálica: partilha de eletrões de valência por todos os átomos da estrutura

Segundo a regra do octeto, os átomos tendem a partilhar, ceder ou receber eletrões para atingir configuração eletrónica semelhante à do gás nobre mais próximo.

Na notação de Lewis, representamos os eletrões de valência com pontos ou cruzes à volta do símbolo químico. As ligações podem ser:

• Simples (partilha de 1 par de eletrões)
• Duplas (partilha de 2 pares)
• Triplas (partilha de 3 pares)

🧪 Quanto maior o número de eletrões partilhados, mais forte é a ligação, maior a energia de ligação, menor o comprimento e mais estável é a molécula.

O modelo da repulsão dos pares de eletrões permite prever a geometria das moléculas:

• CH₄: tetraédrica (109,5°)
• CO₂: linear (180°)
• NH₃: piramidal trigonal (107,5°)
• H₂O: angular (104,5°)

Os compostos orgânicos incluem famílias como alcanos, alcenos, alcinos e compostos com grupos funcionais (álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos, aminas).

Ligações Intermoleculares e Gases

As ligações intermoleculares são forças entre moléculas que determinam propriedades físicas como pontos de fusão e ebulição. Dividem-se em:

1. Pontes de hidrogénio: as mais fortes, entre moléculas com H ligado a F, O ou N
2. Forças de van der Waals:
   • Dipolo permanente-dipolo permanente (entre moléculas polares)
   • Dipolo permanente-dipolo induzido (entre moléculas polares e apolares)
   • Dipolo instantâneo-dipolo induzido ou forças de London (entre moléculas apolares)

A miscibilidade é a capacidade de dois líquidos se misturarem formando uma só fase. Segue a regra "semelhante dissolve semelhante" - substâncias com forças intermoleculares similares misturam-se melhor.

Nos gases, as forças intermoleculares são pouco significativas. Segundo a Lei de Avogadro, volumes iguais de gases diferentes nas mesmas condições de temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas.

🌡️ O volume molar (Vm) é o volume ocupado por uma mole de gás. Nas condições PTN $P=1 atm, T=0°C$, Vm = 22,4 dm³/mol.

A atmosfera terrestre é uma mistura de gases principalmente composta por N₂ (78%) e O₂ (21%). A concentração dos componentes vestigiais tem sofrido alterações devido à poluição, que inclui:

• CO₂, CO, óxidos de nitrogénio e enxofre (chaminés de fábricas)
• Compostos orgânicos voláteis, hidrocarbonetos e CFC (tintas e vernizes)
• Matéria particulada (amianto, chumbo)

Para soluções, diluir significa adicionar solvente sem alterar a quantidade de soluto, enquanto concentrar significa remover solvente.

Transformações Químicas e Energia

As transformações químicas envolvem a quebra de ligações nos reagentes e a formação de novas ligações nos produtos, o que implica trocas de energia.

• A rutura de ligações requer energia (processo endotérmico)
• A formação de ligações liberta energia (processo exotérmico)

A variação de entalpia (ΔH) de uma reação resulta do balanço energético: ΔH = ∑Elig(reagentes) - ∑Elig(produtos)

Podemos classificar as reações como:

• Endoenergéticas (ΔH > 0): a energia necessária para quebrar ligações é maior que a libertada ao formar novas ligações
• Exoenergéticas (ΔH < 0): a energia necessária para quebrar ligações é menor que a libertada ao formar novas ligações

🔥 Também é possível identificar reações exotérmicas (libertam calor, aumentando a temperatura) ou endotérmicas (absorvem calor, diminuindo a temperatura).

Nas reações fotoquímicas, as transformações ocorrem por absorção de energia sob forma de radiação eletromagnética, podendo resultar em:

• Fotoionização: quando um fotão remove um eletrão, ionizando a molécula
• Fotodissociação: quando a radiação quebra ligações químicas, como na dissociação do O₂: O₂(g) → 2O

Os radicais livres são espécies muito reativas por terem eletrões desemparelhados e participam em importantes reações atmosféricas.

Reações na Atmosfera

As regiões mais altas da atmosfera (mesosfera e termosfera) absorvem radiações de alta energia, provocando dissociação e ionização de moléculas, gerando iões e eletrões livres.

Na estratosfera, onde as radiações UVC e UVB são absorvidas, ocorre principalmente a dissociação da molécula de oxigénio, mas não do nitrogénio. Aqui acontecem as reações de formação e decomposição do ozono:

Formação:

• O₂ + UV → O + O
• O + O₂ → O₃

Decomposição:

• O₃ + UV → O + O₂
• O + O₃ → 2O₂

Os CFC (clorofluorocarbonetos) atingem a estratosfera onde, por ação das radiações UV, sofrem dissociação e geram radicais livres de cloro. Estes reagem com o ozono, reduzindo a sua concentração e criando o "buraco do ozono":

• Cl + O₃ → ClO + O₂
• ClO + O → Cl + O₂

⚠️ O radical cloro atua como catalisador, sendo regenerado no processo e permitindo que um único átomo de cloro destrua milhares de moléculas de ozono.

É importante perceber que o ozono tem papéis distintos: na estratosfera é benéfico pois protege-nos da radiação UV, mas na troposfera (perto da superfície) é considerado um poluente prejudicial à saúde.