Química Geral — Estrutura Atômica

Do átomo de Dalton à configuração eletrônica

1 — Motivação

"Por que o ferro enferruja e o ouro não? Por que o cloro é tóxico e o argônio é inerte?"

• Para entender a reatividade química → precisamos conhecer a estrutura eletrônica dos átomos
• Para selecionar materiais em engenharia → propriedades como condutividade e dureza dependem dos elétrons
• Para interpretar a tabela periódica → cada coluna agrupa elementos com a mesma estrutura de valência

A estrutura atômica é o fundamento microscópico de toda a química — determina quais ligações se formam, quais reações ocorrem e quais propriedades macroscópicas emergem.

2 — Evolução dos Modelos Atômicos

Conceito central: o átomo não é uma bola maciça — tem um núcleo (prótons + nêutrons) e uma eletrosfera (elétrons em orbitais).

3 — Partículas Subatômicas

O átomo neutro tem igual número de prótons e elétrons. A massa do átomo é concentrada quase inteiramente no núcleo — o raio nuclear é ~10 000 vezes menor que o raio atômico.

4 — Número Atômico, Número de Massa e Isótopos

Definições fundamentais:

\[Z = \text{número de prótons} \quad \text{(identidade do elemento)}\]

\[A = Z + N \quad \text{onde } N = \text{número de nêutrons}\]

\[\text{Número de elétrons (átomo neutro)} = Z\]

Notação nuclídica:

\[{}^{A}_{Z}\text{X}\]

Exemplos:

Isótopos: átomos do mesmo elemento (mesmo Z) com diferente número de nêutrons (diferente A).

\[{}^{12}\text{C}\]

e ${}^{14}\text{C}$ são isótopos do carbono — mesma química, massas diferentes. O ${}^{14}\text{C}$ é radioativo e usado na datação arqueológica.

5 — Massa Atômica: a Média Isotópica

A massa atômica listada na tabela periódica é a média ponderada das massas dos isótopos naturais:

\[M_{\text{at}} = \sum_i f_i \cdot m_i\]

onde $f_i$ é a abundância fracional e $m_i$ é a massa do isótopo $i$.

Exemplo: o cloro tem dois isótopos estáveis:

\[M_{\text{Cl}} = 0{,}7577 \times 34{,}969 + 0{,}2423 \times 36{,}966 = 35{,}45\ \text{u}\]

Por isso a massa atômica do Cl na tabela é 35,45 — não um número inteiro.

6 — Configuração Eletrônica: Regras de Preenchimento

Os elétrons ocupam orbitais em ordem crescente de energia. Três regras governam o preenchimento:

Capacidade dos subníveis:

7 — Diagrama de Pauling e Ordem de Preenchimento

Ordem crescente de energia dos subníveis:

  1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p …

Mnemônico (diagrama de Pauling — leitura das diagonais):

  1s
  2s  2p
  3s  3p  3d
  4s  4p  4d  4f
  5s  5p  5d  5f
  6s  6p  6d
  7s  7p

  Leia ao longo das setas diagonais de cima para baixo:
  1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

8 — Exemplos de Configuração Eletrônica

Exemplo 1: ${}^{11}\text{Na}$ (Z = 11, 11 elétrons)

\[\text{Na}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^1\]

O último elétron está no subnível 3s — Na tem 1 elétron de valência.

Exemplo 2: ${}^{17}\text{Cl}$ (Z = 17, 17 elétrons)

\[\text{Cl}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^5\]

Cl tem 7 elétrons de valência (camada 3 com 7 elétrons).

Exemplo 3: ${}^{26}\text{Fe}$ (Z = 26, 26 elétrons)

\[\text{Fe}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2\ 3d^6\]

Fe tem elétrons no subnível 3d — elemento de transição (bloco d).

Forma abreviada (usando gás nobre anterior):

\[\text{Na}: [\text{Ne}]\ 3s^1 \qquad \text{Cl}: [\text{Ne}]\ 3s^2\ 3p^5 \qquad \text{Fe}: [\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^6\]

9 — Elétrons de Valência e Reatividade

Elétrons de valência são os elétrons da camada mais externa (maior n).

\[\text{Elétrons de valência} \Rightarrow \text{determinam as ligações químicas e a reatividade}\]

Regra do octeto: átomos tendem a atingir 8 elétrons na camada de valência (configuração de gás nobre).

10 — Tabela Periódica e Estrutura Eletrônica

A organização da tabela periódica reflete diretamente a configuração eletrônica:

  Bloco s             Bloco p
  (grupos 1-2)        (grupos 13-18)
  ┌──┬──┐             ┌──┬──┬──┬──┬──┬──┐
  │1 │2 │             │13│14│15│16│17│18│
  └──┴──┘             └──┴──┴──┴──┴──┴──┘

          Bloco d (grupos 3–12)
          ┌──┬──┬──┬──┬──┬──┬──┬──┬──┬──┐
          │3 │4 │5 │6 │7 │8 │9 │10│11│12│
          └──┴──┴──┴──┴──┴──┴──┴──┴──┴──┘

  Bloco f (lantanídeos e actinídeos — linhas separadas)

11 — Propriedades Periódicas

Duas propriedades fundamentais variam de forma previsível na tabela:

Raio Atômico:

  ← cresce ao longo do período (direita → esquerda)
  ↓ cresce ao longo do grupo (cima → baixo)

• Dentro do período: Z aumenta → maior atração nuclear → elétrons mais próximos
• Dentro do grupo: nova camada → raio aumenta

Eletronegatividade (tendência de atrair elétrons numa ligação):

  → cresce ao longo do período (esquerda → direita)
  ↑ cresce ao longo do grupo (baixo → cima)

12 — Aplicações em Engenharia

Exemplo: o silício (Si, Z = 14, $[\text{Ne}]\ 3s^2\ 3p^2$) tem 4 elétrons de valência, formando redes cristalinas tetravantes — base dos transistores e chips.

13 — Mapa Conceitual da Aula

                   ÁTOMO
                     │
          ┌──────────┴──────────┐
          │                     │
        NÚCLEO              ELETROSFERA
      (prótons + n⁰)        (elétrons)
          │                     │
    Z = nº prótons         CONFIGURAÇÃO
    A = Z + N              ELETRÔNICA
    Isótopos: mesmo Z,         │
    diferente N         ┌──────┴──────┐
          │             │             │
    MASSA ATÔMICA   ELÉTRONS     ORBITAIS
    (média isotópica) DE VALÊNCIA  (s, p, d, f)
                        │
              ┌─────────┴─────────┐
              │                   │
        REATIVIDADE        TABELA PERIÓDICA
        (ligações)         (período = camadas;
                            grupo = valência)
                                  │
                         PROPRIEDADES PERIÓDICAS
                         (raio atômico, eletroneg.)

14 — Resumo e Conexões

15 — Exercícios Propostos

1. O elemento cálcio (Ca) possui Z = 20 e A = 40.

• (a) Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons no átomo neutro de ${}^{40}_{20}\text{Ca}$.
• (b) Escreva a configuração eletrônica completa do Ca e sua forma abreviada com gás nobre.
• (c) Quantos elétrons de valência tem o Ca? A qual grupo e período da tabela periódica pertence?

2. O cloro natural é uma mistura de ${}^{35}\text{Cl}$ (massa = 34,969 u; abundância = 75,77%) e ${}^{37}\text{Cl}$ (massa = 36,966 u; abundância = 24,23%).

• (a) Calcule a massa atômica média do cloro.
• (b) O ${}^{35}\text{Cl}$ e o ${}^{37}\text{Cl}$ são isótopos? Justifique com base na definição.
• (c) Escreva a configuração eletrônica do ${}^{35}\text{Cl}$ (Z = 17) e identifique o número de elétrons de valência.

3. Considere os elementos Na (Z = 11), Mg (Z = 12), Al (Z = 13) e Cl (Z = 17).

• (a) Escreva a configuração eletrônica de valência de cada um.
• (b) Qual deles tem maior eletronegatividade? Justifique com base na tendência periódica.
• (c) O Na perde 1 elétron para formar Na⁺. Escreva a configuração eletrônica do íon Na⁺ e identifique com qual gás nobre ela coincide.

4. O ferro (Fe, Z = 26) é amplamente utilizado em estruturas metálicas.

• (a) Escreva a configuração eletrônica completa do Fe.
• (b) O Fe pode formar os íons Fe²⁺ (perde 2 elétrons) e Fe³⁺ (perde 3 elétrons). Escreva as configurações dos dois íons.
• (c) De qual subnível o Fe perde elétrons primeiro ao se ionizar? (Dica: elétrons de maior n saem primeiro.)

16 — Gabarito dos Exercícios

1.

• (a) $Z = 20$ prótons; $N = A - Z = 40 - 20 = 20$ nêutrons; 20 elétrons (átomo neutro).
• (b) $\text{Ca}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2$; forma abreviada: $[\text{Ar}]\ 4s^2$
• (c) 2 elétrons de valência (subnível 4s²). Ca pertence ao grupo 2 (alcalino-terroso) e período 4.

2.

• (a) $M_{\text{Cl}} = 0{,}7577 \times 34{,}969 + 0{,}2423 \times 36{,}966 = 26{,}500 + 8{,}957 = 35{,}45\ \text{u}$
• (b) Sim, são isótopos. Ambos têm Z = 17 (mesmo elemento, cloro), mas diferem em A (35 e 37), portanto têm número de nêutrons diferentes (18 e 20, respectivamente).
• (c) $\text{Cl}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^5$. A camada de valência (n = 3) tem $3s^2\ 3p^5$ → 7 elétrons de valência.

3.

• (a) Na: $3s^1$; Mg: $3s^2$; Al: $3s^2\ 3p^1$; Cl: $3s^2\ 3p^5$
• (b) Cl tem maior eletronegatividade. Todos pertencem ao período 3; ao longo do período, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita (Z maior → maior atração nuclear sobre os elétrons de valência). Cl está mais à direita que Na, Mg e Al.
• (c) $\text{Na}^+$ perde o único elétron 3s¹: configuração $1s^2\ 2s^2\ 2p^6 = [\text{Ne}]$ — coincide com o neônio (Ne).

4.

• (a) $\text{Fe}: 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2\ 3d^6$ ou $[\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^6$
• (b) Fe²⁺ (perde os 2 elétrons 4s): $[\text{Ar}]\ 3d^6$ Fe³⁺ (perde os 2 elétrons 4s e 1 do 3d): $[\text{Ar}]\ 3d^5$
• (c) O Fe perde os elétrons do subnível 4s primeiro (maior n = 4 > 3), e só depois elétrons do 3d.

Fim da aula — QG101 | Química Geral

Folha de exercícios (PDF)