FACULDADE................

QUÍMICA GERAL

ESTRUTURAS ATÔMICAS E TABELA PERIÓDICA

CIDADE, DATA .............................

ESTRUTURAS ATÔMICAS e TABELA PERIÓDICA

Neste trabalho de pesquisa destacamos a importância do conteúdo estudado, para entender química precisamos observar a natureza e investigar minuciosamente todas as possibilidades e questionamentos possíveis, com surgimento do primeiro modelo atômico baseada na filosofia grega foi o pontapé inicial para busca perguntas que ao longo de todo o tempo foram surgindo e experimentos fantásticos e descobertas importantes para a humanidade, com o surgimento da tabela periódica os elementos químicos foram classificados e arrumados em seus devidos grupos para melhor entendimento, tudo isso apresentaremos juntamente com dados históricos e ilustrações e conteúdo atual.

Toda a ciência se apóia na observação da natureza, o nosso dicionário define ciência como “conjunto organizado de conhecimentos relativos a um determinado objeto, especialmente os obtidos mediante a observação, a experiência dos fatos e um método próprio.

"A melhor maneira de ter uma boa idéia é ter muitas idéias".(Linus Pauling, químico americano, Prêmio Nobel de Química em 1954 e Nobel da Paz em 1962, 1901-1994)

SUMÁRIO

1-ESTRUTURA ATÔMICA

1.1-Radiação Quanta Fóton

1.2-Dualidade Onda Partícula da Matéria

1.3-O Princípio da Incerteza

1.4-Funções de Onda e Níveis de Energia

1.5-Espectros Atômicos

1.6-Orbitais Atômicos

1.7-Spin

1.8-Energia dos Orbitais

2-TABELA PERIÓDICA

2.1-A Descoberta da Lei Periódica

2.2-A Periodicidade nas configurações Eletrônicas

2.3-A Periodicidade nas Propriedades Atômicas

2.4-O Tamanho do Átomo

2.5-O Raio Iônico

2.6-Energia de Ionização

2.7-Afinidade Eletrônica

2.8-Eletronegatividade e Eletropositividade

3-CITAÇÃO

4-REFERÊNCIAS

1-ESTRUTURA ATÔMICA

Para investigar a estrutura interna de objetos do tamanho dos átomos é preciso observá-los indiretamente, por meio das propriedades da radiação eletromagnética que eles emitem. Em seguida, é preciso construir um modelo da estrutura do átomo que explique essas propriedades. A análise da radiação eletromagnética emitida ou absorvida por substâncias é um ramo da química conhecido como espectroscopia. Veremos como usar a espectroscopia atômica, a espectroscopia aplicada aos átomos – para determinar sua estrutura.

1.1-RADIAÇÃO, QUANTA E FÓTONS

Quando um objeto é aquecido, ele brilha com maior intensidade – o fenômeno da incandescência e a cor da luz emitida passam sucessivamente do vermelho ao laranja e ao amarelo, até chegarao branco. Estas são observações qualitativas. Para estudar o efeito quantitativamente, oscientistas tiveram de medir a intensidade da radiação em cada comprimento de onda e repetiras medidas em várias temperaturas diferentes. Esses experimentos provocaram uma das maioresrevoluções ocorridas na ciência. A Figura 1.4 mostra alguns resultados experimentais. O“objeto quente” é conhecido como corpo negro (embora ele esteja emitindo a cor branca porqueestá muito quente!). O nome significa que o objeto não tem preferência em absorver ouemitir um determinado comprimento de onda em especial. As curvas na Figura 1.4 mostram avariação da intensidade da radiação do corpo negro conforme a temperatura, isto é, a radiaçãoemitida por um corpo negro em diferentes comprimentos de onda quando a temperatura varia.Duas informações experimentais cruciais para o desenvolvimento de um modelo para a radiaçãodo corpo negro foram descobertas no fim do século XIX. Em 1879, Josef Stefan investigavao aumento do brilho de um corpo negro quando um objeto era aquecido e descobriu quea intensidade total emitida em todos os comprimentos de onda aumentava com a quarta potênciada temperatura.

1.2-DUALIDADE ONDA PARTÍCULA DA MATÉRIA

Se a radiação eletromagnética, que por longo tempo foi interpretada apenas como ondas, tem

caráter dual, será que a matéria, que desde a época de Dalton foi entendida como sendo constituídapor partículas, poderia ter propriedades de ondas? Em 1925, o cientista francês Louis de Broglie sugeriu que todas as partículas deveriam ser entendidas como tendo propriedades de ondas. Ele propôs, também, que o comprimento de onda associado à “onda da partícula” é inversamente proporcional à massa da partícula, m, e à velocidade, v, e que O produto da massa pela velocidade é chamado de momento linear, p, de uma partícula e, então, essa expressão pode ser escrita de forma mais simples, Esse comprimento de onda é muito pequeno para ser detectado. O mesmo se aplica a qualquer objeto macroscópico (visível) que viaje em velocidades normais. O caráter ondulatório dos elétrons pôde ser observado quando foi demonstrado que eles sofrem difração. O experimento foi realizado em 1925 por dois cientistas norte-americanos, Clinton Davisson e Lester Germer, que focalizaram um feixe de elétrons rápidos em um monocristal de níquel. O arranjo regular dos átomos do cristal, cujos núcleos estão separados por 250 pm, funciona como uma rede que difrata as ondas e eles observaram um padrão de difração.

1.3-O PRINCÍPIO DA INCERTEZA

A dualidade onda-partícula não somente mudou nossa compreensão da radiação eletromagnética e da matéria, como também abalou as fundações da física clássica. Na mecânica clássica, uma partícula tem uma trajetória definida, isto é, segue um caminho em que a localização e o momento linear são especificados a cada instante. Por outro lado, não é possível especificar a localização precisa de uma partícula se ela se comporta como onda. Imagine uma onda em uma corda de violão, que se espalha por toda a corda, sem se localizar em um ponto determinado. Uma partícula com um momento linear determinado tem comprimento de onda determinado, mas, como não faz sentido falar da localização de uma onda, não é possível especificar a localização da partícula que tem um momento linear determinado. Esta dificuldade não pode ser resolvida. A dualidade onda-partícula elimina a possibilidade de descrever a localização se o momento linear é conhecido e não se pode especificar a trajetória das partículas. Se soubermos que a partícula está aqui neste instante, não podemos dizer nada sobre onde ela estará um instante depois! A impossibilidade de conhecer a posição com precisão arbitrariamente grande se o momento linear é precisamente conhecido é um aspecto da complementaridade de posição e momento, isto é, se uma propriedade é conhecida, a outra não o pode ser. O princípio da incerteza de Heisenberg expressa quantitativamente essa complementaridade.

1.4-FUNÇÕES DE ONDA E NÍVEIS DE ENERGIA

Os cientistas do século XX tiveram que refazer sua descrição da matéria para levar em conta a

dualidade onda-partícula. Um dos primeiros a formular uma teoria bem-sucedida foi o cientista austríaco Erwin Schrödinger, em 1927. Como as partículas têm propriedades de onda, não podemos esperar que elas se comportem como objetos pontuais que se movem em trajetórias precisas. A abordagem de Schrödinger foi substituir a trajetória precisa da partícula por uma função de onda, (a letra grega psi), uma função matemática com valores que variam com a posição. Não há nada de misterioso sobre a forma das funções de onda. Elas são funções matemáticas, como sen x, uma função que varia como uma onda, e e–x, uma função que decai exponencialmente até zero.

1.5-ESPECTROS ATÔMICOS

Fortes evidências da validade da mecânica quântica vieram de sua capacidade de explicar os espectros atômicos. Quando uma corrente elétrica passa através de uma amostra de gás hidrogênio em baixa pressão, a amostra emite luz. A corrente elétrica, que é semelhante a uma tempestade de elétrons, quebra as moléculas de H2 e excita os átomos de hidrogênio livres a energias mais altas. Esses átomos excitados descarregam rapidamente o excesso de energia através da emissão de radiação eletromagnética. Em seguida, eles se recombinam para formar moléculas de H2.Quando a luz branca atravessa um prisma, obtém-se um espectro contínuo de Quando, porém, a luz emitida pelos átomos de hidrogênio excitados passa pelo prisma, verifica-se que a radiação tem um certo número de componentes ou linhas espectrais A linha mais intensa (em 656 nm) é vermelha e é possível observar que os átomos excitados o gás brilham com esta cor. Os átomos de hidrogênio excitados também emitem radiação ultravioleta e infravermelha, que são invisíveis a olho nu, mas podem ser detectadas eletrônica e fotograficamente.

Fig-01 (Espectro Atômico)

1.6-ORBITAIS ATÔMICOS

As funções de onda de elétrons em átomos são chamadas de orbitais atômicos. O nome foi escolhido para sugerir alguma coisa menos definida do que uma “órbita” de um elétron em torno de um núcleo e também para considerar a natureza de onda do elétron. As expressões matemáticas dos orbitais atômicos – que são soluções da equação de Schrödinger, são mais complicadas do que as funções seno da partícula em uma caixa, mas as suas características essenciais são relativamente simples. Por outro lado, nunca devemos perder de vista a interpretação de que o quadrado da função de onda é proporcional à densidade de probabilidade do elétron em cada ponto. Para visualizar essa densidade de probabilidade, imaginamos uma nuvem centrada no núcleo. A densidade da nuvem em cada ponto representa a probabilidade de encontrar o elétron naquele ponto. As regiões mais densas da nuvem, portanto, correspondem às posições em que a probabilidade de encontrar o elétron é maior.

Fig-02 (Orbitais)

1.7-SPIN DO ELÉTRON

O cálculo de Schrödinger das energias dos orbitais do hidrogênio foi um marco no desenvolvimento da teoria atômica moderna. Entretanto, as linhas espectrais observadas não tinham exatamente a freqüência predita por ele. Em 1925, dois físicos holandeses, naturalizados americanos, Samuel Goudsmit e George Uhlenbeck, propuseram uma explicação para essas pequenas diferenças. Eles sugeriram que um elétron podia se comportar, de certo modo, como uma esfera que gira algo parecido com um planeta em torno de seu eixo. Esta propriedade é chamada de spin. De acordo com a mecânica quântica, um elétron tem dois estados de spin, representados pelas setas e ou pelas letras gregas e . Pode-se imaginar o elétron girando no sentido antihorário a uma dada velocidade (o estado ) ou no sentido horário, exatamente na mesma velocidade o estado ). Esses dois estados de spin são distinguidos por um quarto número quântico, este número quântico só pode assumir dois valores, + indica um elétron e – indica um elétron.

1.8-ENERGIAS DOS ORBITAIS

Os elétrons em átomos de muitos elétrons ocupam orbitais semelhantes aos do átomo de hidrogênio.Entretanto, as energias desses orbitais são não iguais às do átomo de hidrogênio. O núcleo de um átomo com muitos elétrons tem um número maior de cargas do que o núcleo do hidrogênio e atrai os elétrons mais fortemente, diminuindo sua energia. Entretanto, os elétrons também se repelem uns aos outros, o que aumenta sua energia. O número de elétrons afeta as propriedades do átomo. No átomo de hidrogênio, com um elétron, não ocorre repulsão elétron-elétron. Vimos que todos os orbitais de uma determinada camada têm a mesma energia. Assim, por exemplo, o orbital 2s e os três orbitais 2p têm a mesma energia. Nos átomos com muitos elétrons, entretanto, o resultado de experimentos espectroscópicos e de cálculos mostra que as repulsões elétron-elétron fazem com que a energia dos orbitais 2p seja mais alta do que a de um orbital 2s. O mesmo ocorre na camada n = 3, em que os três orbitais 3p ficam mais altos do que o orbital 3s, e os cinco orbitais 3d ficam ainda mais altos Como podemos explicar essas diferenças de energia?

Assim como é atraído pelo núcleo, cada elétron é repelido pelos demais elétrons. Como resultado, ele está menos fortemente ligado ao núcleo do que estaria sem a influência dos outros elétrons. Dizemos que cada elétron está blindado pelos demais para a atração total do núcleo. A blindagem reduz efetivamente a atração entre o núcleo e os elétrons. A carga nuclear efetiva, experimentada pelo elétron é sempre menor do que a carga nuclear real porque as repulsões elétron-elétron trabalham contra a atração do núcleo.

Fig.03 (Energia dos Orbitais)

2-A TABELA PERIÓDICA

Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade, a primeira descoberta científica de um elemento ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo. Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação.

A primeira classificação foi a divisão dos elementos em metais e não-metais, isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam metálicos ou não metálicos. A lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Muitas das massas atômicas adotadas por Dalton estavam longe dos valores atuais, devido à ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas, centralizaram o estudo sistemático da química. Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos. Os químicos, ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito clara. Os elementos cloro, bromo e iodo, que tinham propriedades químicas semelhantes tinham suas massas atômicas muito separadas. Em 1829, Johann W. Boebereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes. A massa atômica do elemento central da tríade era supostamente amédia das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromoe iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra.

A organização da tabela periódica foi desenvolvida não teoricamente, mascom base na observação química de seus compostos, por Dmitri Mendeleev. Em1869 organizou os elementos na forma da tabela periódica atual. Mendeleev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha os ímbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em ordem crescente de suasmassas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes.

Formou-se então a tabela periódica diagonal. Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho.

Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Mosseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram. Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atômico dos elementos. A tabela atual se difere bastante da de Mendeleev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos e números mais precisos de massa atômica, rearranjando as informações existentes.

2.1-A DESCOBERTA DA LEI PERIÓDICA

Dmitri Mendeleev e o alemão Lothar Meyer, trabalhando independentemente, descobriram experimentalmente a lei periódica e publicaram suas tabelas de elementos, demonstrando a variação de propriedades periódicas consequente da ordenação dos elementos adotada por eles. Em suas tabelas, ambos listaram os elementos em ordem crescente de massa atômica (na época, não se conheciam os números atômicos, só as massas atômicas). Atualmente, sabemos que a periodicidade é mais facilmente visualizada se a listagem for feita em ordem crescente do número atômico, o que ocasiona uma pequena diferença seqüencial em relação àordenação por massa atômica. O sucesso de Mendeleev e Meyer, apesar de ordenarem os elementos com base em suas massas atômicas, deve-se ao fato de que, em geral, quanto maior o número atômico, maior a massa atômica do elemento. A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, sequencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades.

Fig-04 (Tabela Periódica)

2.2-A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

A organização da tabela periódica está intimamente relacionada com a configuração eletrônica dos átomos. Cada período começa com um elemento que tem um elétron de valência do tipo s. No primeiro período existem apenas dois elementos, pois o orbital 1s comporta até 2 elétrons. O segundo período tem início com o lítio, pois seu terceiro elétron é do tipo 2s. Como há um orbital 2s e 3 orbitais 2p, cada um capaz de acomodar dois elétrons, é possível colocar 8 elementos neste período. O mesmo ocorre para o terceiro período com os orbitais 3s e 3p. Como foi visto no capítulo anterior, o orbital 4s tem menor energia que os orbitais 3d e por este motivo, o quarto período inicia com o potássio(4s1) e após o preenchimento do orbital 4s no cálcio, os orbitais vazios de menor energia são os cinco orbitais 3d. Como os orbitais 3d podem acomodar 10 elétrons, este período terá mais 10 elementos (metais de transição). Em seguida, o quarto período pode ser completado com o preenchimento dos 3 orbitais 4p (mais 6 elementos).No quinto período, os orbitais 5s, 4d e 5p são preenchidos em sequência.

No sexto período, após o preenchimento do orbital 6s e a entrada de um elétron nos orbitais 5d, os 7 orbitais 4f são os próximos, em ordem de energia crescente, possibilitando o encaixe de 14 elementos (lantanídeos) antes do preenchimento do próximo orbital 5d. Os orbitais 5d preenchidos são sucedidos pelos 6 elementos requeridos pelos 3 orbitais 6p. O sétimo período começa com o preenchimento do orbital 7s; em seguida, um elétron é adicionado a um dos orbitais 6d. Os próximos elétrons vão para os orbitais 5f, cujos 14 elementos formam a série dos actinídeos, grupo de elementos com propriedades e estruturas eletrônicas semelhantes aos dos lantanídeos. Os átomos de um mesmo grupo (coluna) da tabela periódica apresentam os elétrons de valência com a mesma configuração e por isso são quimicamente semelhantes. Por outro lado, sempre que existir uma semelhança entre as 68 propriedades químicas dos elementos de um mesmo período, tais como entre os lantanídeos ou entre os metais de transição, os elementos quimicamente semelhantes diferem somente no número de elétrons encontrados num tipo particular de orbital, por exemplo, 4f ou 3d.

2.3-A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES ATÔMICAS

As propriedades químicas e físicas de um elemento são determinadas pelo número atômico e pelo número e disposição dos elétrons existentes nos orbitais. Condutividade elétrica, estrutura cristalina, energia de ionização, afinidade eletrônica são exemplos de propriedades que estão relacionadas com o comportamento químico geral dos elementos.Uma grande vantagem de uma disposição de elementos conforme a atual estrutura da tabela periódica é a facilidade de se estudar inicialmente as propriedades de um grupo de elementos e não as propriedades de todos os elementos isoladamente.

2.4-O TAMANHO DO ATOMO

Esta é uma propriedade difícil de determinar, pois a probabilidade de se encontrar um elétron ainda a uma distância muito grande (tendendo ao infinito) do núcleo nunca é igual a zero, de modo que a distância “limite” do átomo é arbitrária. A distribuição da probabilidade eletrônica é afetada pelo que há ao redor do núcleo. Tabelas proporcionam uma comparação dos tamanhos relativos, geralmente obtidos da divisão exata da distância observada entre centros de átomos idênticos adjacentes. A dedução é feita da seguinte maneira: primeiramente, numa molécula de H2 a distância de ligação (distância entre os núcleos dos dois átomos ligantes).

A dificuldade em determinar as medidas experimentais dos tamanhos atômicos deve-se, portanto, não à técnica de mensuração, mas sim à interpretação dos resultados, já que os raios efetivos dos átomos não são constantes. A contribuição de cada átomo na distância de ligação total depende da natureza da ligação, que por sua vez depende, em parte, das propriedades dos átomos.Considerando então raios atômicos aproximados obtidos através de medidas de distâncias inter atômicas, pode-se observar que o tamanho do átomo varia periodicamente dentro da tabela periódica, obedecendo a uma tendência geral de aumentar de cima para baixo nos grupos e diminuir da esquerda para a direita nos períodos.

2.5-O RAIO IÔNICO

Um caso interessante que devemos denotar em relação ao raio de um átomo é a alteração no tamanho deste quando o átomo se transforma em um íon. O raio de um íon é chamado raio iônico. Quando comparamos um átomo neutro com seu íon,a carga efetiva do núcleo sobre os elétrons permanece constante, pois o número atômico não se altera. Porém, como o número de elétrons em um íon é sempre diferente do número de elétrons do átomo neutro, ocorrerá uma diferença no raio atômico decorrente dessa situação. Por exemplo, um átomo de sódio, cuja configuração é 1s22s22p63s1, quando perde seu elétron 3s, logicamente, perde também a terceira camada, o que leva à redução do raio. Além disso, o menor número de elétrons facilita a atração nuclear sobre a nuvem eletrônica, contribuindo para a redução do raio. Podemos generalizar que um cátion é sempre menor do que o átomo neutro que o originou.

2.6-ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Outra propriedade relacionada com a configuração eletrônica é a energia de ionização. A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo no seu estado fundamental e corresponde à energia requerida para a reação. A notação de estado gasoso (g) enfatiza a necessidade de que os átomos devem estar isolados um em relação aos outros. Esta energia é também a energia de ligação do último elétron a ser colocado no átomo.Uma vez o elétron completamente removido, o átomo passa a ser um íon positivo (cátion), por isso o processo é dito ionização. O elétron mais facilmente removível é aquele que possui maior energia (último a ser distribuído segundo as regras de Hund), e está menos atraído pelo núcleo. A energia para remover este primeiro elétron mais externo é denomina primeira energia de ionização. No caso de átomos com mais de um elétron removível, diz-se que a energia para remover um segundo elétron é a segunda energia de ionização.

2.7-AFINIDADE ELETRÔNICA

A afinidade eletrônica ou eletro-afinidade pode ser definido como a quantidade de energia liberada no processo em que um átomo isolado, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um íon negativo (ânion).A liberação de energia mede o quão fortemente o elétron se liga ao átomo, portanto quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo em receber o elétron. Isso, porém, não impede que alguns elementos tenham afinidade eletrônica positiva, o que indica uma baixíssima tendência de receber elétrons e a necessidade de absorver energia para poder ganhar elétrons. As afinidades eletrônicas, em geral, têm valores menos negativos ao longo de um grupo (descendo), porque a camada de valência está progressivamente mais distante do núcleo e a blindagem das camadas internas é mais efetiva na compensação do aumento da carga nuclear. Uma exceção a essa regra é que o flúor é menos negativo que o cloro. Uma possível explicação para esse resultado baseia-se no fato de que, o flúor, por ser o menor átomo do grupo dos halogênios, não pode ter a força de repulsão inter-eletrônica na camada mais externa ignorada.

2.8-ELETRONEGATIVIDADE, ELETROPOSITIVIDADE

A eletronegatividade é definida como o grau de intensidade com que um átomo atrai elétrons, capturando-os. A tendência relativa do comportamento eletronegativo ou eletropositivo de um átomo pode ser quantificada, atribuindo a cada elemento um número de eletronegatividade. Outra interpretação refere-se às ligações covalentes. Numa ligação covalente, um par (ou mais pares) de elétrons é compartilhado entre dois átomos. Isso significa que o par é atraído simultaneamente para o núcleo de ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons. Essa atração é medida pela eletronegatividade, que aqui pode ser definida como a tendência relativa de um átomo em atrair o par de elétrons da ligação. A eletronegatividade tende a crescer da esquerda para a direita através de um período na tabela periódica devido ao aumento da carga nuclear. Essa tendência é geralmente uniforme entre os elementos representativos. Através de uma série de transição, apresentando algumas irregularidades no crescimento da esquerda para a direita, resultantes da variação do efeito de blindagem. Indo para baixo num grupo, decrescendo à medida que a camada de valência se torna mais afastada do núcleo e à medida que o efeito de blindagem compensa amplamente o aumento da carga nuclear.

3-CITAÇÃO

A imaginação é a principal arma de um químico que produz um olhar mais aprofundado e dissecador em todas as questões que são lançadas em cada descoberta e provas, ir além é a palavra chave para buscar respostas, mergulhar nesse mundo microscópio e entender a estrutura eletrônica de um átomo, a 2.450 anos atrás com filósofo grego Demócrito usando a imaginação e um modelo completamente intuitivo lançou olhares para uma questão totalmente controversa naquela época, do que somos feitos afinal? Estava lançado o nome átomo que provem do grego indivisível, era o que os filósofos acreditavam na época. Em 1808, John Dalton lançou o primeiro modelo atômico científico, propondo que os átomos eras esferas maciças indivisíveis e impenetráveis comparado a uma bola de bilhar, em 1897 Thompson propôs um novo modelo baseado em experimentações em um tubo de raios catódicos provou a existência dos elétrons e sua carga negativa, batizou o seu modelo de pudim de passas.

Ernest Rutherford em 1908 realizou uma experiência que lhe permitiu propor um novo modelo atômico, com um composto radioativo (Polônio) em uma caixa de chumbo Rutherford bombardeou uma fina folha de ouro e observou que alguns feixes desviavam sua trajetória e poucas não atravessavam, concluindo que no interior do átomo existia uma região central de carga positiva o núcleo, batizado de modelo planetário logo foi melhorado por Niels Born em 1913, ele propôs que a trajetória circular a partícula além de perder energia poderia se chocar contra o núcleo do átomo; que somente sendo divididos em camadas ou níveis de energia onde os elétrons seguiam em órbitas estacionárias absorvendo energia e emitindo luz, surge o modelo de Rutherford Born.

A tabela periódica é uma das mais notáveis realizações da química sem ela os elementos parecem confusos e desorganizados, que a partir das propriedades físicas e químicas, em 1869 Meyer e Mendelev que inicialmente organizou os elementos, mas ainda existiam falhas, Hery Monseley examinando os expectros de raio X percebeu que a organização dos elementos se repetia e sugeriu organizar a partir do seu número atômico e não pela massa.

4-REFERÊCIAS

a)PRINCÍPIOS DE QUÍMICA QUESTIONANDO A VIDA MODERNA EO MEIO AMBIENTE-PETER ATKINS E LORETA JONES VOL.1, 3° EDIÇÃO.

b)QUÍMICA GERAL-JAMES E. BRADY e GERARD E.HUMISTON-VOL.1, 2° EDIÇÃO.

Sites-http://www.if.ufrgs.br/tex/fis01001/em_abs.gif(Ilustração Espectros Atômicos)

http://www.cq.ufam.edu.br/historia_orbitais/orbitais.JPG

http://t1.gstatic.com/images?q=tbn:inFBDItCF3lWRM:http://1.bp.blogspot.com/_DtYcNfT12F4/R-kkjXxohRI/AAAAAAAAAHs/ZfJQo0iDeWI/s400/fluorescent-lamp-atom.gif

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