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Chemistry · AP Chemistry
o mol, a camada, o espectro
Os átomos são pequenos demais para serem contados um a um. A química os conta pesando e explica o que eles fazem pela posição de seus elétrons.
A figura é o modelo de camadas de um átomo. O núcleo contém os prótons (vermelho) e os nêutrons. Os elétrons ficam em camadas ao redor dele, presos pela atração do núcleo. Como a figura acrescenta um próton e um elétron de cada vez, ela vai do hidrogênio, Z = 1, ao cálcio, Z = 20.
Os elétrons da camada mais externa são os elétrons de valência (vermelho). São eles que um átomo perde, ganha ou compartilha, por isso decidem como um elemento se comporta.
Este capítulo conta átomos com o mol, lê isótopos em um espectro de massa e calcula a composição de compostos e misturas. Depois constrói os átomos camada por camada com a lei de Coulomb, confere as camadas com espectros de fotoelétrons e explica as tendências periódicas e as cargas dos íons.
mols e massa molar
Cada prato recebe o mesmo número de átomos, carbono à esquerda e magnésio à direita. O prato do magnésio sempre pesa 2.02 vezes mais.
Os átomos têm massas minúsculas, por isso são medidos em unidades de massa atômica (u): 1 u = 1.6605 × 10−24 g. Um átomo médio de carbono tem massa de 12.01 u, e um átomo médio de magnésio, 24.31 u.
Um mol é 6.022 × 1023 partículas, o número de Avogadro NA. Ele é escolhido para que um mol de átomos tenha massa em gramas igual à massa de um átomo em u. Essa massa é a massa molar: 12.01 g/mol para o carbono e 24.31 g/mol para o magnésio.
Aqui n é a quantidade de matéria em mols, m a massa, M a massa molar e N o número de partículas. Quantos átomos há em 5.00 g de magnésio?
A massa molar de um composto é a soma das massas molares de seus átomos: H2O é 2(1.008) + 16.00 = 18.02 g/mol.
o espectro de massa de um elemento
Os átomos de um elemento têm todos o mesmo número de prótons, mas nem sempre o mesmo número de nêutrons. Essas versões são isótopos e diferem na massa.
Um espectro de massa de um elemento mostra um pico para cada isótopo. A posição do pico é a massa do isótopo; sua altura é a abundância relativa do isótopo, a porcentagem dos átomos que são esse isótopo. O magnésio tem três:
| isótopo | 24Mg | 25Mg | 26Mg |
|---|---|---|---|
| massa (u) | 23.985 | 24.986 | 25.983 |
| abundância (%) | 78.99 | 10.00 | 11.01 |
A massa atômica média da tabela periódica é a média de todos os átomos, então cada isótopo conta de acordo com sua abundância:
Na figura os átomos são contados um de cada vez. No começo os picos e a média vermelha oscilam; conforme a contagem cresce, eles se estabilizam no espectro real e em 24.31 u.
Nenhum átomo de magnésio tem massa de 24.31 u: é uma média. A média fica mais perto do isótopo mais abundante. O cloro é 75.76% 35Cl e 24.24% 37Cl, então sua média, 35.45 u, fica bem mais perto de 35 que de 37.
porcentagem em massa e a fórmula empírica
Um composto puro tem a mesma composição em toda amostra: os mesmos elementos na mesma proporção em massa. Esta é a lei das proporções definidas.
A porcentagem em massa de um elemento em um composto é a massa desse elemento em um mol do composto dividida pela massa molar. Para o eteno, C2H4:
A fórmula mínima dá a menor razão de números inteiros entre os átomos. O eteno e o ciclopropano, C3H6, se decompõem em unidades CH2, então ambos têm a fórmula mínima CH2 e as mesmas porcentagens em massa, 85.6% de C e 14.4% de H. Só os dados de massa permitem achar a fórmula mínima, não a molecular.
Das porcentagens em massa de volta à fórmula: tome 100 g, de modo que cada porcentagem vira gramas; converta em mols; divida pelo menor. Um composto tem 40% de C, 6.71% de H e 53.3% de O:
| gramas | mols | ÷ menor | |
|---|---|---|---|
| C | 40 | 40 / 12.01 = 3.331 | 1.00 |
| H | 6.71 | 6.71 / 1.008 = 6.657 | 2.00 |
| O | 53.3 | 53.3 / 16 = 3.331 | 1.00 |
A razão é 1 : 2 : 1, então a fórmula mínima é CH2O. A glicose, C6H12O6, tem essa composição.
a composição das misturas
Uma mistura é formada por duas ou mais substâncias que não estão combinadas quimicamente. Ao contrário de um composto puro, sua composição pode variar de uma amostra para outra.
A amostra da figura é uma mistura de cloreto de sódio e cloreto de potássio. Cada sal puro tem sua própria porcentagem fixa de cloro em massa:
À medida que a mistura muda, a porcentagem de cloro varia ao longo de uma reta entre esses dois valores. Se x é a fração em massa de NaCl:
A análise elementar faz o caminho inverso. Uma amostra tem 55.0% de Cl em massa. Então
logo, a amostra tem 56.8% de NaCl em massa. O mesmo raciocínio permite achar a pureza de uma amostra: se uma impureza não contém nada do elemento medido, ela reduz a porcentagem em massa abaixo do valor do composto puro.
Lei de Coulomb e configuração eletrônica
Um átomo é um núcleo pequeno, denso e positivo, com elétrons negativos ao redor. O número atômico Z é o número de prótons e, em um átomo neutro, também é o número de elétrons.
O que prende um elétron é sua atração eletrostática pelo núcleo. A lei de Coulomb diz que a força entre duas cargas cresce com as cargas e diminui com o quadrado da distância entre elas:
Assim, um elétron fica mais preso, e é preciso mais energia para removê-lo, quando o núcleo tem mais prótons ou quando o elétron está mais perto dele.
Os elétrons ocupam camadas (n = 1, 2, 3, …) a distâncias crescentes, e cada camada tem subcamadas: s comporta 2 elétrons, p comporta 6. Os elétrons preenchem primeiro as subcamadas de menor energia (o princípio de Aufbau), na ordem 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s. O diagrama de orbitais à direita mostra cada orbital como uma caixa com no máximo dois elétrons de spins opostos. O resultado é a configuração eletrônica:
| N (Z = 7) | 1s2 2s2 2p3 |
|---|---|
| Na (Z = 11) | 1s2 2s2 2p6 3s1 |
| Cl (Z = 17) | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 |
| Ca (Z = 20) | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 |
As camadas internas, completas, são os elétrons de caroço. Eles ficam entre o núcleo e os elétrons de valência e os blindam: o único elétron 3s do sódio sente seus 11 prótons parcialmente anulados por 10 elétrons de caroço, e por isso é pouco preso.
A configuração de um íon decorre do seu número de elétrons: o Na+ tem 10 elétrons, 1s2 2s2 2p6, e o Cl− tem 18, a configuração do argônio.
espectroscopia de fotoelétrons
A espectroscopia de fotoelétrons (PES) testa diretamente o modelo de camadas. Fótons de alta energia arrancam elétrons dos átomos, e mede-se a energia de que cada elétron precisou para escapar.
Essa energia é a energia de ligação do elétron. A energia do fóton é conhecida, então a energia cinética do elétron ao sair a fornece: energia de ligação = energia do fóton − energia cinética.
Elétrons da mesma subcamada têm a mesma energia de ligação, então cada subcamada produz um pico. A posição do pico é sua energia de ligação: o quanto aquela subcamada é presa. Sua altura é proporcional ao número de elétrons nela. Silício:
| subcamada | 1s | 2s | 2p | 3s | 3p |
|---|---|---|---|---|---|
| energia de ligação (MJ/mol) | 178 | 15.1 | 10.3 | 1.46 | 0.79 |
| altura relativa | 2 | 2 | 6 | 2 | 2 |
A energia de ligação é representada crescendo para a esquerda e, na figura, em escala logarítmica, para que 178 e 0.79 caibam no mesmo eixo. Cinco picos são cinco subcamadas, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2; as alturas somam 14, o número atômico do silício.
O espectro segue a lei de Coulomb. Os elétrons 1s estão mais perto do núcleo e sem blindagem, então seu pico fica bem à esquerda. A mesma subcamada tem maior energia de ligação em um elemento com mais prótons: 1s vale 104 MJ/mol no sódio e 126 MJ/mol no magnésio.
tamanho, energia de ionização e eletronegatividade
Ao longo de um período, os átomos ficam menores e seguram seus elétrons com mais força. Descendo em um grupo, ficam maiores e os seguram com menos força. A lei de Coulomb e o modelo de camadas explicam os dois casos.
Ao longo de um período, cada elemento tem um próton a mais, mas o novo elétron entra na mesma camada. O cerne não muda, então a blindagem quase não muda, e os elétrons de valência são puxados com mais força. Descendo em um grupo, cada elemento acrescenta uma camada: os elétrons de valência ficam mais longe e mais blindados por elétrons do cerne.
| período 3 | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| raio (pm) | 166 | 141 | 121 | 111 | 107 | 105 | 102 |
| IE1 (kJ/mol) | 496 | 738 | 578 | 787 | 1012 | 1000 | 1251 |
O raio atômico diminui ao longo de um período e aumenta descendo em um grupo. A primeira energia de ionização, a energia para remover um elétron de um átomo gasoso, faz o oposto: é a menor nos metais alcalinos e a maior nos gases nobres. Duas pequenas quedas, no boro e no oxigênio do período 2 (alumínio e enxofre no período 3), vêm da estrutura dos subníveis; o padrão geral é o coulombiano.
A eletronegatividade, a atração de um átomo pelos elétrons de uma ligação que ele compartilha, acompanha a energia de ionização: aumenta ao longo de um período e diminui descendo em um grupo, de modo que o flúor é o elemento mais eletronegativo. A afinidade eletrônica, a variação de energia quando um átomo ganha um elétron, também tende a ficar mais favorável ao longo de um período.
Os íons diferem de seus átomos em tamanho: um cátion é menor que seu átomo, por ter perdido os elétrons externos, e um ânion é maior, pois seu elétron extra é repelido pelos demais.
cargas e fórmulas de compostos iônicos
O sódio tem um elétron de valência e o cloro tem sete. Quando reagem, o sódio perde seu elétron, o cloro o ganha, e os dois íons se atraem.
Para um elemento representativo, o número de elétrons de valência decorre do seu grupo, e a carga típica do seu íon decorre disso. Os metais perdem seus elétrons de valência; os não metais ganham o suficiente para completar a camada de valência. De qualquer modo, o íon tem a configuração eletrônica de um gás nobre.
| grupo | 1 | 2 | 13 | 15 | 16 | 17 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| elétrons de valência | 1 | 2 | 3 | 5 | 6 | 7 |
| íon | Na+ | Mg2+ | Al3+ | N3− | O2− | Cl− |
O sódio para em +1 porque seu próximo elétron é um elétron de caroço. Sua primeira energia de ionização é 496 kJ/mol, mas a segunda é 4562 kJ/mol: esse elétron está na segunda camada, mais perto do núcleo e sem a blindagem do elétron 3s que saiu.
A atração entre os íons é novamente coulombiana, e um composto iônico não tem carga líquida, então sua fórmula equilibra as cargas: NaCl, MgCl2, Na2O, Al2O3. Elementos do mesmo grupo formam íons de mesma carga e, portanto, compostos de mesma forma: Na2O e K2O, MgCl2 e CaCl2.
No sólido, íons de cargas opostas se cercam em uma rede cristalina: no cloreto de sódio, cada Na+ tem seis vizinhos Cl−, e cada Cl− tem seis Na+.