Átomos

Ideia centralOs filósofos gregos Leucipo e Demócrito propuseram que toda matéria é formada por partículas indivisíveis, que eles chamaram de átomos.

Do que são feitas as coisas?

Não, sério, pare e reflita um pouco. Você deve estar lendo este texto num computador ou num celular (ou até mesmo numa folha de papel se você tiver imprimido esse arquivo, olha só!). Do que são feitas essas coisas? O plástico, o vidro, os metais que estão presentes nesses eletrônicos, são materiais contínuos? Ou você acha que se nós pudéssemos ampliar infinitamente um pedaço desses materiais encontraríamos algo fragmentado, descontínuo?

Essa dúvida entre matéria contínua e descontínua foi muito presente há uns bons dois mil e poucos anos, na época de vários filósofos. Lá pelo século 5 a.C., o filósofo grego Leucipo e seu pupilo Demócrito (cerca de 460–370 a.C.) propuseram a ideia de que a matéria seria descontínua. Imagine um pedaço de madeira, um pequeno galho; agora imagine-se quebrando esse galho ao meio, pegando um dos pedaços, quebrando-o, e assim sucessivamente.

A ideia de Leucipo e de Demócrito é que eventualmente se chegaria num ponto onde seria impossível continuar dividindo aquele pedaço de madeira. Esse pedaço indivisível (e minúsculo) ainda teria as características da madeira original, e seria o constituinte dela: na verdade aquele pedaço de madeira não era contínuo, e sim constituído de pequenas partículas minúsculas indivisíveis, que receberam o nome de átomos (do grego, “indivisível”). Os átomos guardariam características e formatos próprios, que influenciariam na forma macroscópica do respectivo material que eles constituem.

Mais pra frente, ali por 330 a.C., Aristóteles não concordou muito com essa ideia. Pra ele, as coisas eram formadas pelos “elementos” água, terra, fogo e ar, que seriam contínuos, não formados por átomos. A falta de testes que validassem a ideia de Leucipo e Demócrito não ajudava a esclarecer essa questão.

Muito tempo se passou, houve até mesmo uma “renascença” das ideias atomistas de Leucipo e Demócrito (e também de Epicuro, 341–270 a.C., que havia aprimorado essas ideias) depois do século 14, mas nada muito conclusivo.

Isso até o século 18…

Ideias centraisA primeira ideia de átomo com fundamento experimental foi proposta pelo químico John Dalton: toda matéria é formada por átomos indivisíveis, que se combinam para formar substâncias. Dalton determinou as massas relativas dos diferentes elementos.

Perto da virada do século 17 para o 18, várias reações químicas foram estudadas bem a fundo. Químicos europeus, como Lavoisier e Proust, fizeram e catalogaram vários resultados, e o importante nisso é que eles prezavam bastante pelas medições durante esses processos. Lavoisier publicou um livro sobre isso, Tratado Elementar de Química, que basicamente tem um monte de reações e as massas envolvidas nelas. Esses dados mostraram que há algumas relações bem interessantes entre as massas dos participantes de uma reação química.1

Um desses químicos foi John Dalton. Realizando experimentos, e combinando com os dados de outros cientistas, Dalton propôs que os mesmos elementos químicos podiam se combinar para formar substâncias diferentes, e que as quantidades envolvidas nas diferentes reações estariam relacionadas por uma proporção de pequenos números inteiros.

Por exemplo, carbono e oxigênio. É possível combinar uma “parte” de carbono com uma de “oxigênio” e formar uma substância chamada (atualmente) de monóxido de carbono. Mas também é possível combinar uma “parte” de carbono com duas de “oxigênio” e obter outra substância, o dióxido de carbono.2

Dalton conseguiu unir seus resultados com aquela ideia filosófica de que as coisas seriam formadas por átomos, e as coisas encaixaram muito bem. O que Dalton propôs foi, basicamente, que:

• a matéria é formada por átomos, que não podem ser subdivididos, criados ou destruídos
• átomos de um mesmo elemento são iguais entre si (em tamanho, massa, etc.) e diferentes dos átomos de outro elemento, e são considerados “átomos simples”
• átomos simples podem se unir formando “átomos compostos”, que constituem as substâncias compostas
• em reações químicas, átomos são combinados, separados ou rearranjados

Em essência, Dalton propôs uma teoria científica, que foi desenvolvida a partir de hipóteses (lá dos filósofos gregos) e experimentos realizados que indicavam que aquelas hipóteses eram corretas. Compilando essas informações, chegou-se à teoria atômica de Dalton.

E não, “teoria” em ciência não é um chute, ou um “acho que…”; é um trabalho extremamente elaborado, que foi feito a partir de vários testes e experimentos, que ajudaram a chegar numa conclusão. Não é algo definitivo, claro (nós veremos como a teoria atômica mudou nos anos seguintes), mas é sustentado com as informações que se tem até então; se surgirem dados concretos e confiáveis3 que não se encaixem nessa teoria, ela pode ser modificada, ou até mesmo descartada.

Dalton catalogou vários átomos simples e compostos, e também medidas dos pesos4 relativos desses átomos. Pra isso, estipulou que a massa do elemento hidrogênio seria 1, e fez os experimentos e cálculos necessários para determinar as massas dos outros elementos. O seu livro A New System of Chemical Philosophy contém uma lista de símbolos dos elementos e suas respectivas massas, além de algumas combinações propostas (Figura 5.25).

Tempos depois, o conceito de átomo composto proposto por Dalton foi trocado pela ideia de molécula, proposta pelo químico Amedeo Avogadro. Dalton estudou as proporções de massa nas reações, e Avogadro estudou proporções de volume (em reações com gases)6; os estudos de Avogadro mostraram que, apesar das relações de massa propostas por Dalton estarem certas, as conclusões dele tinham algumas incorreções. Por exemplo, Dalton propôs que o átomo composto de água teria um átomo de hidrogênio e um de oxigênio. Avogadro verificou que na verdade era mais provável que a água fosse formada por moléculas (pequenos grupos de átomos unidos) com dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio; isso ainda mantinha válidas as relações de massa, mas também validava as relações de volume.

Modelos de representação de átomos, moléculas, substâncias e misturas

A teoria atômica de Dalton pode ser ilustrada através de modelos. Um modelo típico é o modelo esférico, onde cada átomo é representado por uma esfera colorida (ou um círculo, se for no papel ou na tela). Modelos são úteis porque dão uma ideia da estrutura dos átomos e das substâncias, mas não correspondem perfeitamente à realidade. Por exemplo, átomos não têm cor; usamos cores pra diferenciar os elementos (e pra ficar bonitinho). Na Figura 5.37 estão algumas representações de substâncias cotidianas usando o modelo esférico, a partir as composições conhecidas atualmente.

O modelo atômico de Dalton serve para explicar os comportamentos da matéria que nós vimos no Capítulo 1. Eventualmente esse modelo é chamado de modelo atômico-molecular da matéria.

• Estados físicos: no estado sólido, as partículas ficam bem próximas, vibrando em posições fixas; no estado líquido, elas têm mais mobilidade, podendo se deslocar em relação às outras; no estado gasoso, elas estão bem afastadas e têm alta velocidade, se deslocando para todos os lados de maneira desordenada. (Figura 5.48)
• Massa: a massa de uma porção de matéria estaria associada ao fato de os átomos terem massa. É basicamente isso.
• Volume: o volume de um corpo estaria ligado ao espaço que esses átomos ocupam. Isso tem relação com o tamanho dos átomos e a proximidade que eles têm naquele corpo.
• Densidade: está ligada a quanta massa tem num certo volume, portanto, uma substância densa teria muitos átomos e/ou átomos muito pesados num certo espaço. Substâncias menos densas teriam, no mesmo espaço, menos átomos e/ou átomos mais leves.
• Temperatura: é uma medida média da agitação dos átomos e moléculas. Quanto maior a agitação média dos átomos e moléculas, maior a temperatura do objeto.
• Pressão: é causada pela força que os átomos e moléculas exercem por causa da sua agitação e das suas colisões.
• Substâncias simples e compostas: substâncias simples são formadas por moléculas com um elemento químico só; substâncias compostas são formadas por moléculas com dois ou mais elementos químicos diferentes. (Figura 5.59)
• Misturas: são formadas por mais de um tipo de molécula (Figura 5.5)

Ideias centraisElementos químicos são simbolizados por uma ou duas letras (a primeira delas maiúscula). Fórmulas químicas representam substâncias.

Dalton usava símbolos circulares para representar alguns elementos. Hoje não usamos mais isso; seria um problema pra digitar, íamos ter que usar caracteres especiais, uma loucura… Usamos um sistema bem parecido com o que foi implementado pelo químico sueco Jöns Jacob Berzelius na década de 1810.

Cada elemento químico tem um símbolo, que é formado por uma ou duas letras derivadas do seu nome em latim ou em grego, e a primeira letra sempre é maiúscula. A Tabela 5.1 reúne alguns elementos comuns e seus símbolos.

Note que os símbolos vieram de outro idioma, então nem sempre eles batem com o nome em português. E isso acontece em outros idiomas também: pra nós tudo bem o ferro ser Fe, mas soa estranho pra quem chama ele de “iron”. Para evitar confusão (e alguns constrangimentos10), costuma-se ler os símbolos letra por letra: K (potássio) se lê /cá/ e Ca (cálcio) se lê /cê a/.

Quando queremos expressar a composição de uma substância, usamos fórmulas químicas. As fórmulas são escritas juntando os símbolos dos elementos em sequência, sem espaços. Por isso é importante sempre escrever os símbolos com apenas a primeira letra maiúscula: ajuda na interpretação das fórmulas.

Se um elemento aparece mais de uma vez na fórmula, se adiciona um número à direita e abaixo11 do símbolo que indica quantos átomos há daquele elemento; esse número é chamado de índice (ou atomicidade).

Por exemplo, para Dalton, um “átomo composto” de água era formado por um átomo de hidrogênio e um de oxigênio; atualmente, a fórmula da água proposta por ele seria escrita como HO. Mas hoje sabemos que a água é formada por moléculas com dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio, portanto H₂O. A Tabela 5.2 lista alguns exemplos de fórmulas químicas.

Agora, se nós queremos indicar quantidades “separadas” de átomos ou de moléculas, usamos coeficientes: números em tamanho regular que vão antes do símbolo ou da fórmula. Por exemplo, se eu precisar me referir a três moléculas de água, eu escrevo 3 H₂O; o 3 se aplica à fórmula toda: no total essas três moléculas reúnem seis átomos de hidrogênio e três átomos de oxigênio.

Ideias centraisCargas elétricas interagem entre si, atraindo cargas com sinal oposto e repelindo cargas com mesmo sinal. Tubos com gases eletrificados permitiram a descoberta do elétron, a primeira partícula menor que o átomo. J. J. Thomson propôs que os átomos são divisíveis, sendo formados por uma massa positiva incrustada de elétrons (negativos).

Um fenômeno muito importante causou uma mudança drástica na ideia de átomo que foi apresentada por Dalton: a eletricidade. Esse fenômeno natural, conhecido desde os anos 2000 a.C. por causa de peixes que davam choque, não era explicado pela teoria atômica de Dalton. O fenômeno da eletrização já era conhecido desde a Grécia antiga e desde o século 18 já se estudava a corrente elétrica; mas por que esses fenômenos acontecem? Será que faltava algo no átomo que ainda não tinha sido descrito? (Spoiler: sim.)

Cargas elétricas, atração e repulsão

No século 18 já se tinha uma noção de que a matéria apresentava comportamento elétrico. Todos os objetos possuem cargas elétricas de dois tipos: positivas e negativas. De maneira geral, esses objetos têm a mesma quantidade de cargas positivas e de cargas negativas, resultando em uma carga total zero, ou seja, são objetos eletricamente neutros. Se há uma diferença entre as quantidades de cargas positivas e negativas, haverá uma carga elétrica resultante (líquida), positiva ou negativa.

Cargas do mesmo tipo (com o mesmo sinal) se afastam entre si (ou seja, sofrem repulsão) e cargas de tipos opostos (com sinais diferentes) se aproximam (ou seja, sofrem atração):

cargas positivas atraem cargas negativas
cargas positivas repelem cargas positivas
cargas negativas repelem cargas negativas

Essa força de atração ou repulsão depende dos valores das cargas elétricas envolvidas (medidos em coulombs, símbolo C) e da distância entre elas.12 Quanto maiores as cargas (sem considerar o sinal) e/ou quanto menor a distância entre elas, maior a força.

Eletrização é o fenômeno da transferência de cargas elétricas em objetos, seja por atrito, contato ou indução. Ao esfregar (atritar) uma bexiga de borracha no seu cabelo, há a transferência de cargas elétricas entre a bexiga e os fios de cabelo. A bexiga atrai pra perto os fios de cabelo, indicando que eles possuem carga elétrica oposta; já os fios de cabelo possuem o mesmo tipo de carga elétrica, o que causa um afastamento entre eles, te deixando com o cabelo todo arrepiado.

Corrente elétrica e raios catódicos

É possível fazer com que cargas elétricas de um material se desloquem de maneira ordenada dentro dele: chamamos isso de corrente elétrica. Pense num fio de cobre; quando esse fio está ligado numa tomada ou numa bateria, existe um movimento de cargas elétricas nele, ou seja, num certo tempo (digamos, um segundo) passa uma certa quantidade de carga por um trecho desse fio (digamos, um centímetro). Quanto maior a quantidade de cargas que passam por esse fio, maior a corrente elétrica.

Próximo da virada dos anos 1900, houve alguns estudos da aplicação de corrente elétrica em gases sob baixa pressão. Esses gases eram colocados em tubos de vidro fechados, parcialmente evacuados, e dentro desses tubos haviam dois eletrodos ligados a uma fonte de eletricidade: o cátodo13 (eletrodo negativo) e o ânodo (eletrodo positivo).14

Descobriu-se que na região do cátodo surgia um brilho que aumentava de acordo com a redução da pressão. Esse brilho gerava raios que produziam sombras em alguns anteparos. Esses raios foram denominados raios catódicos (porque eram originados na região do cátodo).

O físico inglês William Crookes desenvolveu dispositivos onde era possível aplicar um alto vácuo nos gases, chamados de tubos de Crookes (Figura 5.615) ou tubos de raios catódicos, abrindo possibilidades de mais estudos sobre esses raios. Em resumo, Crookes e outros cientistas descobriram que:

• os raios catódicos se movem do cátodo para o ânodo
• os raios catódicos possuem massa
• os raios catódicos se movem em linha reta, mas essa trajetória pode ser desviada por campos elétricos ou magnéticos; o jeito que ela é desviada indica que esses raios têm carga negativa (Figura 5.775)

Tempos depois, o físico inglês J. J. Thomson fez experimentos que demonstraram que esses raios catódicos eram formados por pequenas partículas, que eram as mesmas independentemente do material do cátodo. Thomson chamou essa partícula de “corpúsculos” e hoje em dia nós chamamos de elétrons.

Thomson então considerou que, como os átomos são eletricamente neutros, deveria haver algo com carga positiva para compensar a carga negativa dos elétrons. Ele considerou algumas possibilidades e, em 1904, propôs que o átomo seria formado por uma massa positiva repleta de pequenos elétrons espalhados por toda a sua extensão (Figura 5.816).

Esse modelo ficou conhecido como “modelo do pudim de passas”. Ninguém no Brasil come isso (Figura 5.976), então considere que o que Thomson propôs seria visualmente parecido com um panetone, ou um cookie com gotas de chocolate.

O modelo de Thomson, ao contrário do modelo de Dalton, conseguia explicar o comportamento elétrico da matéria: os elétrons poderiam ser transferidos entre átomos durante um processo de eletrização; quando houvesse um desequilíbrio na quantidade de elétrons, o material exibiria uma carga elétrica não nula.

TVs de tubo

Há algum tempo atrás, televisões e monitores de computador planos e finíssimos não eram a regra. Até hoje se conhece e se usa TVs e monitores “de tubo”, ou mais especificamente, do tipo CRT, do inglês “cathode-ray tube” = tubo de raios catódicos (Figura 5.1077).

A formação das imagens num tubo CRT começa com a recepção do sinal analógico vindo das emissoras. Esse sinal é repassado para três canhões emissores de elétrons, dispositivos que jogam um feixe de elétrons bem alinhados numa direção (basicamente, são os raios catódicos). Todo o processo ocorre dentro de um tubo de vidro fechado bem resistente, com uma pressão interna extremamente baixa (praticamente vácuo).

Os elétrons são atirados rumo a uma tela fluorescente, e têm sua direção controlada por ímãs em volta do tubo. Os feixes batem na tela da esquerda para a direita, descendo ao longo dela, seguindo uma sequência de linhas horizontais. Essa varredura acontece uma certa quantidade de vezes por segundo, que depende do país. No Brasil, são 60 varreduras por segundo; na América do Norte também, já na Europa são 50.

Ao bater na tela, os elétrons fazem com que substâncias chamadas de “fósforos” (não são o elemento fósforo) se iluminem rapidamente e depois apaguem. Na tela existem fósforos de três tipos, que emitem luzes vermelha, verde e azul (Figura 5.1178), e que juntos conseguem reproduzir um grande conjunto de cores. Cada canhão atira elétrons na direção correspondente a uma dessas três cores primárias.

Por causa do tempo que cada fósforo fica iluminado, cada varredura cobre as linhas alternadamente: uma cobre as linhas ímpares, a próxima cobre as linhas pares. Esse jeito de exibir (e também gravar) vídeos é chamado de entrelaçamento. Alguns vídeos antigos exibem artefatos (Figura 5.1279) quando não são convertidos de maneira correta.

Fontes consultadas: CAPTAIN DISILLUSION. CD / Interlacing, 3 jun. 2019. / MANUAL DO MUNDO. TV de tubo X Jato d’água #OQueTemDentro, 22 fev. 2018. Acessos em: 18 jan. 2021

Ideias centraisÁtomos podem emitir radiação espontaneamente. Existem três tipos fundamentais de radiação: alfa, beta e gama.

No final de 1895, o físico alemão Wilhelm Röntgen descobriu que os tubos de raios catódicos também emitiam um novo tipo de “raios” invisíveis, que podiam atravessar papéis, papelão e até livros. Röntgen deu a eles o nome de raios X, já que a letra X é usada para descrever algo desconhecido na matemática.

Essa descoberta de Röntgen causou interesse nos cientistas. O físico francês Henri Becquerel, que já estudava o fenômeno da fosforescência, procurou uma conexão entre este fenômeno e a existência recém-descoberta dos raios X.

Em 1896, Becquerel fazia experimentos com substâncias fosforescentes, e percebeu que, apesar de elas brilharem por causa do fenômeno, elas não manchavam papéis fotográficos quando envolvidas em papel escuro (que barraria o brilho) — exceto compostos com o elemento urânio. Mesmo dentro do papel escuro, esses compostos causaram manchas no papel fotográfico. Compostos de urânio não fosforescentes e até mesmo o próprio urânio na forma metálica pura causavam o mesmo efeito.

Becquerel deduziu que o urânio emitia raios invisíveis (similares aos raios X, a princípio) que atravessavam o papel escuro e manchavam o papel fotográfico como se ele tivesse sido exposto à luz. Estudos posteriores mostraram que esses raios eram bem mais complicados que os raios X.

A emissão espontânea desses raios foi denominada radioatividade.18 Vários cientistas estudaram a radiação emitida pelo urânio (e outros elementos) e chegou-se à conclusão de que existem três tipos principais de radiação: alfa (α), beta (β) e gama (γ). A radiação gama não tem carga elétrica, a radiação beta é formada por elétrons em alta velocidade (ou seja, tem carga 1−), e a radiação alfa é formada por partículas com carga positiva (2+), com cerca de 7400 vezes a massa de um elétron.

Ideia centralRutherford descobriu que os átomos têm um núcleo muito pequeno e com carga positiva e que os elétrons ficam numa região grande e praticamente vazia em volta desse núcleo.

Para pôr o modelo de Thomson à prova, o físico neozelandês Ernest Rutherford utilizou um procedimento conhecido como experimento de Geiger–Marsden.19

Pense assim: você tem uma caixa completamente fechada e opaca, com algo desconhecido dentro. Você consegue ter uma ideia do tamanho da caixa e do peso dela, mas não necessariamente do que quer que esteja dentro dela. O que você pode tentar fazer pra descobrir o que tem na caixa, considerando que não dá pra abri-la? Dá pra balançar, chacoalhar, jogar pra lá e pra cá, mas não dá pra tirar muitas informações… O que resta?

Obviamente estraçalhar a caixa com uma submetralhadora.

Ok, é uma analogia drástica (e estúpida). Mas é mais ou menos a ideia do experimento de Geiger–Marsden. Esse experimento consistiu em bombardear uma fina folha metálica com partículas alfa e analisar possíveis desvios nas trajetórias delas.

Deu-se preferência a uma folha de ouro, já que ele é um metal extremamente maleável, formando folhas finíssimas. (Estima-se que a folha de ouro usada nesse experimento tinha uma espessura de centenas de átomos!)

A Figura 5.1321 mostra um arranjo simplificado do experimento de Geiger–Marsden. A ideia era avaliar possíveis desvios na trajetória das partículas alfa depois que elas atravessassem a folha de ouro. Se o modelo de Thomson descrevesse o átomo corretamente, esses desvios seriam bem pequenos (menos de um grau por átomo), já que o átomo teria as suas cargas positivas e negativas bem distribuídas, dando origem a um campo elétrico bem fraco que não influenciaria muito nas trajetórias das partículas alfa.

Só que o que os experimentos mostraram era completamente diferente. A maioria das partículas alfa atravessou sem desvio aparente, mas houve registro de partículas desviadas para várias direções, inclusive na direção oposta à da emissão.

Os resultados dos testes, combinados com vários cálculos matemáticos, fizeram com que Rutherford propusesse um novo modelo atômico, descartando o que havia sido sugerido por Thomson. A grande mudança proposta por Rutherford era que o átomo teria em sua estrutura uma carga central minúscula e extremamente pesada; foi nisso que bateram as poucas partículas alfa que se desviaram bastante.

Atualmente, o que se considera o modelo de Rutherford (Figura 5.1422) é a estrutura atômica formada por:

• um núcleo de carga positiva, extremamente pequeno e massivo
• uma região vazia imensa populada por elétrons orbitando esse núcleo, chamada de eletrosfera

Usando como exemplo o átomo de ouro, Rutherford calculou que o núcleo deveria ter um tamanho da ordem de 10⁻¹⁴ metros; já se sabia que o átomo de ouro tinha um tamanho aproximado de 10⁻¹⁰ metros. Ou seja, basicamente, o núcleo do átomo de ouro seria 10 mil vezes menor que o tamanho do átomo.23

Pense numa bolinha de gude, que tem um diâmetro de cerca de 2 cm. Se o núcleo do átomo de ouro tivesse esse tamanho, o átomo em si teria um diâmetro de 200 metros! Apenas para fins de comparação, o estádio do Maracanã tem uma dimensão de 317 por 279 metros.

Perceba que, com base nesses resultados, o átomo é quase um grande vazio. Todos os materiais que nós conhecemos, rígidos ou macios, opacos ou transparentes, frágeis ou resistentes… todos são formados por grandes e imensos (quase-)vazios.

Parabéns, você está começando a entender porque o mundo atômico é tão distinto.

Ideia centralÁtomos são constituídos por três tipos de partículas: elétrons, prótons e nêutrons.

Elétron

O elétron (representado por e⁻ ou e)24 foi descoberto por J. J. Thomson e, como visto, foi o principal motivo para a proposição do seu modelo atômico. É uma partícula com carga elétrica considerada negativa25, e extremamente leve em relação à massa de um átomo inteiro. Está presente na eletrosfera do átomo, a região imensamente vazia que fica em volta do núcleo.

Próton

O próton (representado por p⁺ ou p) é uma partícula com carga elétrica contrária à do elétron, ou seja, positiva. Está presente nos núcleos de todos os átomos. É cerca de 1800 vezes mais pesada que o elétron. Foi descoberto a partir do estudo de raios canais (ou raios anódicos) em tubos de Crookes, que são raios que se deslocam no sentido contrário ao dos raios catódicos.

Mais tarde, Rutherford provou que o núcleo do átomo de hidrogênio estava presente nos núcleos de outros átomos. O átomo de hidrogênio é o mais leve de todos os átomos; estudos posteriores apontaram que o núcleo de hidrogênio seria uma “partícula elementar”, o próton. Os prótons foram descobertos por Rutherford, em 1919.

Nêutron

Através de técnicas experimentais, percebeu-se que nem todos os átomos de um mesmo elemento químico têm a mesma massa. Por exemplo, existem átomos de oxigênio que pesam cerca de 16 vezes a massa de um átomo de hidrogênio, mas também há átomos de oxigênio que pesam 17 vezes, 18 vezes… O modelo atômico constituído apenas de prótons e elétrons não explicava isso; deveria haver mais algo que desse essa massa extra a certos átomos.

Em 1932, o cientista inglês James Chadwick descobriu o que era isso: o nêutron (representado por n⁰ ou n)26 é uma partícula que está presente na maioria dos núcleos atômicos (Figura 5.1580), que não tem carga elétrica e é um pouquinho mais pesada que o próton.

Comparação entre massas e cargas

Como visto no Capítulo 1, a massa de algo geralmente é expressa em quilogramas ou em gramas. Acontece que átomos são muito pequenos; prótons, nêutrons e elétrons, menores ainda. Então dificilmente vamos nos referir às massas deles em quilogramas. Podemos expressá-las, por enquanto, de maneira relativa. A mesma coisa com suas cargas elétricas: elas são expressas em coulombs. Mas por agora é desnecessário usar os valores em coulombs27, então podemos usar valores relativos também.

A Tabela 5.3 resume esses valores. A referência usada para as massas relativas foi o próton, portanto a tabela mostra que o elétron tem massa muito menor que a de um próton, e que o nêutron é apenas um pouquinho mais massivo do que o próton.

Ideias centraisO número atômico (Z) diz quantos prótons há num átomo. O número de massa (A) diz quantos prótons e nêutrons há no núcleo de um átomo. Átomos que têm o mesmo número atômico são do mesmo elemento. Isótopos são átomos do mesmo elemento que têm números de massa diferentes.

Ao longo da descoberta dos elementos químicos, foram feitas várias tentativas de organizar esses elementos.29 Nesse caminho, lançou-se mão de um número associado a cada elemento chamado de número atômico (Z)30. Posteriormente, se descobriu que esse número equivale ao número de prótons do átomo.

O número atômico de um átomo identifica a qual elemento aquele átomo pertence. Todos os átomos de um elemento possuem o mesmo número de prótons. Por exemplo, todos os átomos que têm seis prótons no núcleo são átomos de carbono; e todo átomo de carbono tem seis prótons no núcleo.

Só que o número de nêutrons de um átomo não tem uma restrição tão específica. No geral, se descreve um átomo pelo número atômico e pelo número de partículas que ele tem no núcleo, que é chamado de número de massa (A)31. Como o número de massa é a contagem de partículas nucleares73, ele é a soma da quantidade de prótons (Z, ou às vezes P, pra ficar explícito que é o número de prótons) com a quantidade de nêutrons (N):

A = Z + N

Para representar um átomo específico, usamos a seguinte simbologia:

\[\Large \ce{ ^{{número de massa}\ \Rightarrow\ $A$}_{{número atômico}\ \Rightarrow\ $Z$} E\ \Leftarrow\ {símbolo do elemento}}\]

Por exemplo, o tipo de átomo de ferro mais comum no universo tem no seu núcleo 26 prótons e 30 nêutrons. Portanto, seu número atômico é 26 e seu número de massa é 26 + 30 = 56, e podemos representá-lo por \(\ce{^{56}_{26}Fe}\). Aliás, como cada número atômico corresponde a apenas um elemento químico, sabemos que por ser um átomo de ferro ele tem obrigatoriamente 26 prótons, então não é tão necessário escrever o número atômico nessa simbologia; portanto, a notação ⁵⁶Fe também é válida.

Isótopos

Como visto anteriormente, existem átomos do mesmo elemento que têm massas diferentes; essa diferença nas massas é causada pela diferença na quantidade de nêutrons nesses átomos. Átomos que são do mesmo elemento (portanto têm o mesmo número de prótons) mas têm diferentes quantidades de nêutrons (portanto também têm números de massa diferentes) são chamados de isótopos32.

Por exemplo, o elemento oxigênio tem três isótopos, que estão na Tabela 5.4. Quando queremos citar o nome de um certo isótopo, é comum dizermos o nome do elemento seguido pelo número de massa, como “oxigênio-16”, por exemplo.

De maneira geral, os isótopos de um elemento não têm nomes especiais, exceto os isótopos do hidrogênio (Figura 5.1681). Como os isótopos ²H e ³H têm características tão distintas do ¹H33, eles têm nomes e símbolos próprios: o hidrogênio-2 é chamado de deutério (D) e o hidrogênio-3 é chamado de trítio (T).

Ideias centraisÍons são átomos que perderam ou ganharam elétrons, e por isso, manifestam carga elétrica diferente de zero. Um ânion é um íon negativo e um cátion é um íon positivo.

Um átomo neutro tem a mesma quantidade de prótons e elétrons. Como as cargas dessas duas partículas têm o mesmo valor, apenas com sinais trocados, a carga resultante de um átomo é zero. Sendo assim, sabendo o número atômico de um átomo, sabemos quantos elétrons ele tem; por exemplo, um átomo neutro de sódio tem Z = 11, portanto tem 11 prótons e 11 elétrons; um átomo neutro de cloro tem Z = 17, portanto tem 17 prótons e 17 elétrons.

Acontece que nem sempre os átomos têm quantidades iguais de prótons e elétrons. Por diversos motivos, é possível alterar a quantidade de elétrons que um átomo tem. Como os elétrons estão na parte externa do átomo, é possível aumentar ou diminuir sua quantidade.

Se um átomo neutro ganha ou perde elétrons, ele não é mais neutro, e agora tem uma carga elétrica resultante, passando a ser chamado de íon. Existem dois tipos de íons:

• quando um átomo neutro ganha elétrons, ele passa a ter um excesso de cargas negativas, se transformando num ânion (íon negativo)
• quando um átomo neutro perde elétrons, ele passa a ter um excesso de cargas positivas, se transformando num cátion (íon positivo)

Perceba que para formar um íon é alterada a quantidade de elétrons; a quantidade de prótons não muda. Por isso, para saber a quantidade de elétrons num íon, raciocinamos a partir do seu número atômico.

Por exemplo (Figura 5.1782):

• o átomo neutro de cloro tem Z = 17, portanto 17 prótons e 17 elétrons; quando o átomo de cloro ganha um elétron34, ele vira um ânion e passa a ter 18 elétrons, ou seja: um excesso de um elétron
• o átomo neutro de sódio tem Z = 11, portanto 11 prótons e 11 elétrons; quando o átomo de sódio perde um elétron, ele vira um cátion e passa a ter 10 elétrons, ou seja: um excesso de um próton

Esse excesso de prótons ou elétrons num íon é representado no seu símbolo. A carga do íon é colocada à direita do símbolo, em caracteres sobrescritos (acima da linha). Se houver um excesso de mais de uma carga, o número vem antes do sinal35:

\[\underbrace{\ce{Na+}\ \ce{Ca^2+}\ \ce{Al^3+}}_{\text{cátions}}\quad \underbrace{\ce{Cl-}\ \ce{S^2-}\ \ce{N^3-}}_{\text{ânions}}\]

A definição de íon se estende a grupos de átomos também: é possível que um átomo de uma molécula ganhe ou perca elétrons, transformando-a num íon. Para representar um íon poliatômico (ou seja, formado por vários átomos), usamos a mesma notação. Por exemplo:

\[\ce{NH_4^+ { ou } NH^+_4} \quad \ce{SO_4^2- { ou } SO^2-_4}\]

No caso, o grupo NH₄ inteiro tem uma carga positiva em excesso, e o grupo SO₄ inteiro tem duas cargas negativas em excesso.36

Ideias centraisA luz é um tipo de onda eletromagnética. Diferentes tipos de ondas eletromagnéticas podem interagir com a matéria. Amostras de elementos químicos podem emitir e absorver determinadas faixas de radiação eletromagnética (incluindo luz visível). Essas faixas podem ser usadas para caracterizar cada elemento.

Um aspecto muito relevante para o estudo da estrutura atômica foi o fato de que a luz interage com os átomos de maneira peculiar. Isso causou uma revolução no entendimento de diversos aspectos da Física, e mudou a forma de analisar o comportamento de átomos e partículas atômicas. Por enquanto, vamos preparar o terreno para poder discutir isso mais à frente.

Ondas

A luz pode ser considerada como uma onda. Uma onda é uma perturbação em um meio que ocorre de maneira periódica, transportando energia. As ondas no mar, por exemplo, ou aquelas causadas na água quando você joga uma pedra num lago.

De maneira geral, essa perturbação acontece na forma de repetidas oscilações em torno de uma posição de equilíbrio, por exemplo, ao se balançar a ponta de uma corda esticada e presa em algum lugar (Figura 5.1837).

O tipo de onda mais comum é a onda senoidal, que tem o formato de uma senoide (gráfico da função seno, na matemática), que é uma curva que sobe e desce de maneira suave e repetida (Figura 5.1938). Os pontos mais altos de uma onda são chamados de cristas, e os mais baixos são chamados de vales. Nas definições abaixo, considere que “oscilação” se refere a uma subida e a uma descida, voltando à altura inicial.

Uma onda senoidal possui algumas características específicas:

• comprimento de onda (λ)39: a distância entre duas cristas consecutivas (ou entre dois vales consecutivos), geralmente expresso em metros (m) ou seus derivados
• frequência (f ou ν)40: o número de oscilações por unidade de tempo (geralmente por segundo), geralmente expressa em hertz (Hz)41
• período (T): o tempo que uma oscilação leva para ocorrer, geralmente expresso em segundos (s)

Por meio de uma regra de três, podemos encontrar uma relação entre o período e a frequência:

\[\begin{array}{rcl} \text{número de oscilações} & & \text{tempo} \\ 1 & \rule[0.5ex]{2em}{0.5pt} & T \\ f & \rule[0.5ex]{2em}{0.5pt} & 1 \end{array}\]

\[f \cdot T = 1 \cdot 1\Rightarrow T = \dfrac{1}{f} \Leftrightarrow f = \dfrac{1}{T}\]

A velocidade (v) de uma onda pode ser dada pela distância entre uma oscilação e outra, dividida pelo tempo dessa oscilação, ou seja:

\[v = \dfrac{\text{distância}}{\text{tempo}} = \dfrac{\lambda}{T} = \lambda \cdot f\]

Ondas são consideradas mecânicas se elas se propagam apenas em meios materiais (por exemplo, o som); se elas conseguem também se propagar no vácuo, elas são consideradas ondas eletromagnéticas (por exemplo, a luz).

Espectro eletromagnético

A luz que nós humanos enxergamos é uma pequena parte de um conjunto de ondas eletromagnéticas com diversos comprimentos de onda, chamado de espectro eletromagnético. A velocidade de todas essas ondas, quando se propagam no vácuo, é a chamada velocidade da luz: c ≈ 3 × 10⁸ m/s42.

O espectro eletromagnético é dividido em várias regiões, de acordo com a frequência e comprimento de onda (Figura 5.2043). Em ordem crescente de frequência (e em ordem decrescente de comprimento de onda):

• ondas de rádio: usadas para comunicação aeronáutica e marítima, transmissão de rádio (AM e FM) e televisão, sinais de rede celular e GPS
• micro-ondas: usadas em fornos de micro-ondas (óbvio), radares e sinais wi-fi
• infravermelho (IV ou IR)44: emitidas por materiais devido à sua temperatura, são invisíveis aos humanos mas podem ser detectadas por sensores e câmeras térmicas (Figura 5.2185)
• luz visível: enxergada pelos humanos, compreende as cores enxergadas no arco-íris: vermelho, laranja, amarelo, verde, azul, anil e violeta45
• ultravioleta (UV): emitida pelo Sol, pode danificar as células devido à sua energia (por isso deixa a pele bronzeada e pode acarretar câncer de pele)
• raios X: usados em medicina para análise de ossos e órgãos internos, e pra enxergar o interior de bagagens em aeroportos
• raios gama: usados para esterilizar alimentos por irradiação e em algumas técnicas médicas, são produzidos em reações e explosões nucleares, e podem danificar seriamente moléculas biológicas

Mais adiante, veremos que é possível estabelecer uma relação entre a frequência de uma onda eletromagnética e a energia que ela transporta. Em resumo, quanto mais alta a frequência, mais energética é a onda.

Espectros atômicos

Um dos fenômenos importantes para o estudo da estrutura atômica foi o fato de que átomos podem absorver energia (na forma de calor, luz ou eletricidade) e reemitir essa energia na forma de luz. Podemos observar esse fenômeno em diversas lâmpadas, por exemplo (Figura 5.2247).

Para analisar essas luzes coloridas emitidas por diversos elementos, pode-se usar um prisma para separar as diferentes frequências das ondas que formam as luzes emitidas. Fazendo-se isso, e projetando a luz “espalhada” pelo prisma em um papel fotográfico, são obtidas sequências de linhas chamadas de espectros atômicos; nesse caso, especificamente, são espectros de emissão (Figura 5.2348).

Estudos desses espectros mostraram que cada elemento químico tinha um espectro de emissão único e característico; não havia dois elementos com a mesma sequência de linhas espectrais (as linhas do espectro). Ou seja, os espectros de emissão são como impressões digitais dos elementos, e podem ser usados para identificá-los em amostras desconhecidas (Figura 5.2483).

Além disso, os espectros atômicos são discretos (têm apenas algumas frequências), ao contrário do espectro de uma luz branca, que é contínuo (tem um gradiente de frequências, sem interrupções). A Física clássica não conseguia explicar o porquê disso.

Na verdade, de acordo com a Física clássica, o átomo talvez nem devesse existir de maneira estável.

Ideias centraisSegundo Bohr, os elétrons de um átomo estão organizados em níveis de energia, e cada elétron gira ao redor do núcleo em uma trajetória circular. É possível que um elétron mude de órbita ao receber ou perder quantidades específicas de energia.

O modelo de Rutherford tinha um problema. Como os elétrons estão em volta do núcleo, que é positivo, existe uma atração elétrica entre eles. Se os elétrons estivessem parados em volta do núcleo, a atração elétrica faria com que os elétrons se movessem diretamente na direção do núcleo, tornando o átomo inviável. A outra opção seria os elétrons girarem ao redor do núcleo.

Segundo a Física clássica, quando uma partícula carregada eletricamente (como o elétron) é acelerada (como acontece num movimento circular), ela emite energia na forma de ondas eletromagnéticas49. Só que, caso isso acontecesse no átomo, o elétron gradualmente50 perderia velocidade e faria um movimento em espiral em direção ao núcleo.

Já se sabia que o átomo não era tão instável assim, então o modelo de Rutherford tinha algumas coisas a serem corrigidas. Isso fez com que fossem sugeridas modificações para o modelo de Rutherford. A principal foi feita pelo físico dinamarquês Niels Bohr.

O modelo que Bohr sugeriu51 (Figura 5.2552) pode ser resumido em alguns postulados:

• O elétron gira em volta do núcleo em algumas trajetórias (órbitas) circulares estáveis, sem emitir energia, como a Física clássica sugere. O elétron só pode se movimentar nessas órbitas, e não pode ficar entre elas.
• Cada órbita é associada a um nível de energia. A órbita mais próxima do núcleo tem a energia mais baixa, e ela vai aumentando à medida que as órbitas vão ficando mais afastadas do núcleo.
• Elétrons podem ganhar e perder energia por meio de saltos entre as órbitas. Ao absorver uma certa quantidade de energia, o elétron salta para uma órbita mais externa; ao liberar energia, ele salta para uma órbita mais interna. As quantidades de energia envolvidas nesses saltos são discretas, ou seja, apenas valores específicos de energia são permitidos para que esses saltos ocorram.

O modelo de Bohr dava uma boa explicação para o porquê de os átomos emitirem luz depois de receberem energia. Ao receber energia, o elétron se move para uma órbita mais externa; quando ele volta para uma órbita mais interna, a energia que ele absorveu é reemitida como uma onda, cuja frequência depende da quantidade de energia absorvida. Dependendo da energia, a onda liberada pode estar na faixa da luz visível, e ser identificada como uma cor específica.

Apesar disso, o modelo de Bohr tinha limitações: só explicava direito o espectro do hidrogênio e não se aprofundava no porquê de os elétrons não irem de encontro ao núcleo. Espectros de átomos maiores eram explicados parcialmente, e o elétron ficava sem bater no núcleo por motivos desconhecidos (tecnicamente, ainda há a contradição de o elétron ser carregado e não perder energia enquanto gira).

Esses problemas foram eventualmente resolvidos, juntamente com uma mudança radical na percepção dos comportamentos do elétron e da luz. Mas veremos essa mudança em outra ocasião. Por agora, o modelo de Bohr ainda é suficiente para explicar muitos comportamentos dos átomos, se dermos uma ignorada nessas limitações.

Ideias centraisA eletrosfera é dividida em camadas (que correspondem aos níveis de energia do modelo de Bohr), que são constituídas por subníveis. Os elétrons se distribuem na eletrosfera ocupando os subníveis numa ordem crescente de energia.

Níveis ou camadas

A eletrosfera é organizada em níveis de energia, também chamados de camadas. Os níveis são nomeados, do mais interno para o mais externo, seguindo a ordem: K, L, M, N, O, P, Q53. A cada nível está associado um número n, chamado de número quântico principal, que varia de 1 a 754 (o nível K tem n = 1, L tem n = 2, etc.). A energia dos níveis aumenta à medida em que eles se afastam mais do núcleo. (Figura 5.2655)

O elétron só pode estar em um dos níveis, com a energia correspondente. Não é possível ele estar entre dois níveis, com uma energia diferente. Dizemos que a energia do átomo é quantizada, ou seja, só pode ter determinados valores.

Basicamente, é como se a energia do elétron fosse parecida com a altura em que você pode ficar numa escada, pisando com os dois pés juntos. Não é possível ficar estável com os dois pés em qualquer altura, apenas nas alturas dos degraus. Se fosse uma rampa, você conseguiria ficar em praticamente qualquer altura coberta por ela (Figura 5.2790).

Normalmente os elétrons estão localizados em níveis que deixam o átomo com a menor energia possível, numa situação chamada de estado fundamental. Quando o átomo recebe uma quantidade adequada de energia, os elétrons saltam para níveis mais externos, e dizemos que o átomo está num estado excitado.

Eventualmente, os elétrons retornam para seus níveis do estado fundamental, e o átomo libera energia, geralmente na forma de ondas eletromagnéticas, como luz visível.

Subníveis

Análises mais detalhadas dos espectros atômicos, com equipamentos mais sensíveis, mostraram que algumas das linhas obtidas eram formadas por um conjunto de linhas finíssimas muito próximas. Posteriormente, observou-se que essas linhas finíssimas eram causadas, dentre outras razões, pela existência de subníveis eletrônicos.

Cada nível engloba alguns subníveis, com quantidade limitada de elétrons. A princípio, existem diversos subníveis mas, para os elementos químicos conhecidos, só foram observados quatro56:

• s, que contém no máximo 2 elétrons
• p, que contém no máximo 6 elétrons
• d, que contém no máximo 10 elétrons
• f, que contém no máximo 14 elétrons57

Em teoria, o nível K (n = 1) tem 1 subnível, o nível L (n = 2) tem 2 subníveis, e assim por diante, até o nível Q (n = 7), que deveria ter 7 subníveis. Mas nem todos os níveis da eletrosfera contêm cada um desses subníveis. Para os elementos químicos conhecidos, esses são os subníveis existentes em cada nível:

As notações dos subníveis usadas na Tabela 5.5 seguem a estrutura: número do nível + símbolo do subnível. Por exemplo: 5d é o subnível d do nível 5 (O), 4f é o subnível f do nível 4 (N), etc.

Distribuição eletrônica

Considere um átomo de sódio, com número atômico 11. Se ele tem Z = 11, ele tem onze prótons e, sendo um átomo neutro, tem onze elétrons. Como esses elétrons ficam dispostos na eletrosfera desse átomo?

De maneira geral, quando consideramos um átomo no seu estado fundamental, os elétrons sempre tendem a ocupar por primeiro os subníveis de menor energia, e à medida em que estes ficam preenchidos, os de maior energia vão sendo ocupados. Esse princípio é chamado de princípio da construção, ou princípio (de) Aufbau58.

Acontece que, apesar de eu ter dito antes que os níveis têm energia crescente do K ao Q, quando se trata de subníveis, as coisas não são tão lineares assim. A partir de observações experimentais, notou-se que a ordem crescente de energia dos subníveis para a maioria dos elementos é:

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

Existe um diagrama bastante usado para não ter que decorar essa exata ordem chamado de diagrama de Pauling (Figura 5.28), em referência ao químico americano Linus Pauling59.

Para prever como os elétrons estão distribuídos num átomo, percorre-se o diagrama seguindo as setas diagonais, uma após a outra, de cima para baixo. Ao passar por um subnível, é “colocado” o número de elétrons necessário para preenchê-lo, e segue-se para o próximo subnível. Enche-se esse subnível, e vai para o próximo, e assim por diante, até acabarem os elétrons; não é necessário que o último subnível esteja completo.

Por exemplo: para o sódio, com número atômico 11, temos (Figura 5.2991):

₁₁Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Essa sequência de subníveis indicando onde os elétrons estão é chamada de configuração eletrônica. A notação usada mostra os números de elétrons em cada subnível: 1s² (lê-se “um S dois”) indica que o subnível 1s tem 2 elétrons, 2p⁶ (lê-se “dois P seis”) indica que o subnível 2p tem 6 elétrons, etc.

De maneira similar, o diagrama de Pauling pode ser usado para prever as configurações eletrônicas dos átomos de outros elementos no estado fundamental. Alguns exemplos estão na Tabela 5.6.

Eventualmente, quando a configuração eletrônica em subníveis é muito grande, pode-se encurtá-la usando como referência a configuração do gás nobre (elemento do grupo 18 da tabela periódica) que vem antes do elemento. Costuma-se dizer que essa forma é uma configuração com cerne de gás nobre.70 No exemplo do sódio, o primeiro gás nobre que vem antes dele na tabela periódica é o neônio (Z = 10), com configuração 1s² 2s² 2p⁶. A partir dela, podemos encurtar a configuração do sódio:

\[\ce{_11Na: \underbrace{{\color{violet} 1s^2 2s^2 2p^6}}_{\substack{\text{os primeiros} \\ \text{dez elétrons} \\ \text{equivalem à} \\ \text{configuração} \\ \text{do neônio}}} 3s^1} \Rightarrow \ce{{\color{violet} [Ne]} 3s^1}\]

É possível obter também a configuração em níveis (ou em camadas), a partir da configuração em subníveis; para isso, agrupamos os elétrons dos subníveis com mesmo n. Voltando ao exemplo do sódio, como sua configuração é 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹, há dois elétrons na camada K (formada pelo subnível que começa com “1”: 1s²), oito elétrons na camada L (subníveis que começam com “2”: 2s² 2p⁶) e um elétron na camada M (subnível que começa com “3”: 3s¹):

\[\ce{_11Na: \underbrace{{\color{orange} 1s^2}}_{\substack{\text{subnível do} \\ \text{nível 1 (K)}}} \underbrace{{\color{green} 2s^2 2p^6}}_{\substack{\text{subníveis do} \\ \text{nível 2 (L)}}} \underbrace{{\color{cyan} 3s^1}}_{\substack{\text{subnível do} \\ \text{nível 3 (M)}}}} \Rightarrow {\color{orange}2}, {\color{green}8}, {\color{cyan}1} \textrm{ ou } {\color{orange}2}—{\color{green}8}—{\color{cyan}1} \textrm{ ou } \textrm{K: }{\color{orange}2}, \textrm{L: }{\color{green}8}, \textrm{M: }{\color{cyan}1}\]

Na Tabela 5.6 há outros exemplos de configurações com cerne de gás nobre e configurações em camadas eletrônicas.

A configuração prevista pelo diagrama de Pauling é útil em muitos casos. Mas existem vários elementos que têm configurações eletrônicas observadas experimentalmente que não correspondem ao que é previsto por esse diagrama. Por exemplo, um átomo de cromo (₂₄Cr) tem configuração eletrônica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵, sendo que isso não é o que é previsto pelo princípio da construção (a configuração prevista acabaria em 4s² 3d⁴, seguindo o princípio de que um subnível tem que estar cheio para que o próximo receba elétrons).71 Apesar disso, algumas generalizações ainda podem ser feitas, considerando-se as configurações previstas (por exemplo, as posições dos elementos na tabela periódica).

Configurações eletrônicas de íons

Quando um átomo se transforma em íon, são adicionados ou retirados elétrons da eletrosfera, e isso se reflete na configuração eletrônica.

No caso de ânions, os elétrons recebidos são colocados no subnível (parcialmente preenchido ou vazio) com menor valor de n; frequentemente é o último subnível da configuração. Por exemplo:

₉F: 1s² 2s² 2p⁵ \(\xrightarrow{\text{ganha um elétron}}\) ₉F⁻: 1s² 2s² 2p⁶

₁₆S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ \(\xrightarrow{\text{ganha dois elétrons}}\) ₁₆S²⁻: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

No caso de cátions, os elétrons retirados são aqueles do subnível com maior valor de n, considerado o subnível mais externo, mesmo que não corresponda à ordem da configuração60. Por exemplo:

₃Li: 1s² 2s¹ \(\xrightarrow{\text{perde um elétron}}\) ₃Li⁺: 1s²

₂₆Fe: [Ar] 4s² 3d⁶ \(\xrightarrow{\text{perde dois elétrons}}\) ₂₆Fe²⁺: [Ar] 3d⁶

₂₇Co: [Ar] 4s² 3d⁷ \(\xrightarrow{\text{perde três elétrons}}\) ₂₇Co³⁺: [Ar] 3d⁶

₅₀Sn: [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p² \(\xrightarrow{\text{perde quatro elétrons}}\) ₅₀Sn⁴⁺: [Kr] 4d¹⁰

Fogos de artifício

Inventados na China, os fogos de artifício são usados no mundo todo em diversas celebrações, desde a chegada do ano novo até a vitória do seu time em um jogo de futebol. Geralmente é aquele espetáculo de luzes, formas e cores no céu (Figura 5.30) ou, em algumas vezes, só um barulho irritante que seu vizinho faz com um rojão vagabundo.

Mas o quê nos fogos de artifício causa essas cores?

O princípio básico de funcionamento de um fogo de artifício é um cilindro que contenha algum explosivo, que vai impulsioná-lo para o céu, e um material que causa as luzes coloridas. O explosivo geralmente é pólvora negra, uma mistura de nitrato de potássio (KNO₃), enxofre (S) e carvão (C); outra possibilidade é o perclorato de potássio (KClO₄).

Para criar as cores são usadas diversas substâncias chamadas quimicamente de sais. Elas são formadas por cátions e ânions, e são os cátions os responsáveis pelas cores. Isso está relacionado ao fato de que, quando um átomo (ou íon) recebe energia, como o calor da queima do explosivo, seus elétrons sofrem excitação e vão para níveis energéticos mais altos; eventualmente esses elétrons retornam para seus níveis originais do estado fundamental, liberando como luz a energia que foi absorvida.

A energia envolvida nessas transições depende do elemento, e está associada com a cor da luz emitida por ele. Algumas das cores que são obtidas em fogos de artifício são:

• vermelha: obtida pela queima de sais de estrôncio (Sr) ou lítio (Li)
• laranja: obtida pela queima de sais de cálcio (Ca)
• amarela: obtida pela queima de sais de sódio (Na)
• verde: obtida pela queima de sais de bário (Ba)
• azul: obtida pela queima de sais de cobre (Cu)
• roxa: obtida pela queima da mistura de sais de cobre (Cu) e estrôncio (Sr)
• dourada: obtida pela queima de carvão ou ferro (Fe)
• branca/prateada: obtida pela queima de pós de titânio (Ti), alumínio (Al) ou magnésio (Mg)

Fontes consultadas: ALVES, L. Química presente nos fogos de artifício / CFQ - CONSELHO FEDERAL DE QUÍMICA. Você conhece a Química por trás dos fogos de artifício?, 30 dez. 2019 / COMPOUND INTEREST. The Chemistry of Fireworks, 30 dez. 2013. Acessos em: 18 jan. 2021