Matéria, átomos e elementos: a “linguagem” básica da Química
Toda matéria (tudo o que tem massa e ocupa espaço) pode ser descrita como formada por átomos. Um átomo é a menor unidade que ainda mantém as propriedades de um elemento químico.
Elemento químico é um “tipo” de átomo definido pelo seu número de prótons. Exemplos: sódio (Na), cloro (Cl), oxigênio (O), carbono (C) e magnésio (Mg). Assim, quando dizemos “Na”, estamos falando de átomos que têm o mesmo número de prótons, mesmo que possam ter massas diferentes (isótopos) ou cargas diferentes (íons).
Partículas subatômicas e o que cada uma determina
Prótons (p⁺)
- Onde ficam: no núcleo.
- Carga: positiva (+1).
- O que determinam: o número atômico (Z), que define o elemento.
Exemplo: Na tem Z = 11. Isso significa que todo átomo de sódio tem 11 prótons.
Nêutrons (n⁰)
- Onde ficam: no núcleo.
- Carga: neutra (0).
- O que determinam: a massa aproximada do átomo (junto com os prótons).
Uma forma prática de estimar a massa do átomo é usar o número de massa (A):
A = prótons + nêutrons
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Como a massa do elétron é muito pequena, a massa aproximada do átomo vem quase toda do núcleo.
Elétrons (e⁻)
- Onde ficam: na região ao redor do núcleo (eletrosfera).
- Carga: negativa (−1).
- O que determinam: a carga do átomo/íon e grande parte do comportamento químico (especialmente os elétrons mais externos).
Em um átomo neutro: nº de elétrons = nº de prótons. Se o átomo perde ou ganha elétrons, vira um íon.
| Espécie | Prótons | Elétrons | Carga |
|---|---|---|---|
| Na (neutro) | 11 | 11 | 0 |
| Na⁺ | 11 | 10 | +1 |
| Cl (neutro) | 17 | 17 | 0 |
| Cl⁻ | 17 | 18 | −1 |
Organização eletrônica: camadas e subníveis (visão conceitual)
Os elétrons não ficam “soltos” ao acaso: eles se organizam em camadas (níveis de energia) ao redor do núcleo. A camada mais próxima do núcleo tem menor energia; camadas mais externas têm maior energia.
Camadas eletrônicas (n)
As camadas podem ser pensadas como “andares” ao redor do núcleo: 1ª camada (n=1), 2ª (n=2), 3ª (n=3) e assim por diante. Em geral, quando um átomo participa de reações químicas, os elétrons mais importantes são os da camada mais externa.
Subníveis (s, p, d, f)
Dentro de cada camada existem subníveis, que são “setores” de energia e distribuição eletrônica. Para o nível iniciante, é suficiente entender:
- Os subníveis mais comuns nos elementos leves são s e p.
- O preenchimento segue uma ordem de energia (não precisa decorar tudo agora), mas é útil reconhecer padrões típicos na tabela periódica.
Uma forma prática de representar a distribuição é pela configuração eletrônica, como em:
Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
Isso indica quantos elétrons estão em cada subnível.
Elétrons de valência: a base para prever ligações e íons
Elétrons de valência são os elétrons da camada mais externa do átomo. Eles são os principais responsáveis por:
- formação de ligações químicas;
- tendência de ganhar/perder elétrons;
- formação de íons (cátions e ânions);
- reatividade e semelhanças dentro de uma família da tabela periódica.
Para muitos elementos representativos (blocos s e p), a valência típica
Leitura orientada da tabela periódica: valência típica, íons e famílias
A tabela periódica organiza os elementos de modo que elementos na mesma coluna (grupo/família) tenham comportamento químico semelhante, principalmente porque têm o mesmo número de elétrons de valência.
Passo a passo: como usar a tabela para prever elétrons de valência (elementos representativos)
- Localize o elemento (símbolo) na tabela.
- Identifique o grupo (coluna). Para os grupos principais: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18.
- Converta grupo em elétrons de valência:
- Grupo 1 → 1 elétron de valência
- Grupo 2 → 2 elétrons de valência
- Grupo 13 → 3 elétrons de valência
- Grupo 14 → 4 elétrons de valência
- Grupo 15 → 5 elétrons de valência
- Grupo 16 → 6 elétrons de valência
- Grupo 17 → 7 elétrons de valência
- Grupo 18 → 8 elétrons de valência (gases nobres; exceção: He tem 2)
- Preveja a tendência de íon: metais tendem a perder elétrons (formam cátions), não metais tendem a ganhar elétrons (formam ânions).
Exemplos práticos com Na, Cl, O, C, Mg
| Elemento | Grupo (família) | Elétrons de valência | Tendência típica | Íon comum |
|---|---|---|---|---|
| Na | 1 (metais alcalinos) | 1 | perder 1 elétron | Na⁺ |
| Mg | 2 (alcalino-terrosos) | 2 | perder 2 elétrons | Mg²⁺ |
| Cl | 17 (halogênios) | 7 | ganhar 1 elétron | Cl⁻ |
| O | 16 (calcogênios) | 6 | ganhar 2 elétrons | O²⁻ |
| C | 14 (família do carbono) | 4 | compartilhar elétrons (muito comum) | (íons simples menos comuns) |
Conectando com configurações eletrônicas (checagem rápida)
Você pode confirmar os elétrons de valência olhando o último nível (maior n) na configuração:
- Na:
1s² 2s² 2p⁶ 3s¹→ camada externa n=3 tem 1 elétron → 1 valência. - Mg:
... 3s²→ camada externa tem 2 elétrons → 2 valência. - Cl:
... 3s² 3p⁵→ camada externa tem 7 elétrons → 7 valência. - O:
1s² 2s² 2p⁴→ camada externa n=2 tem 6 elétrons → 6 valência. - C:
1s² 2s² 2p²→ camada externa n=2 tem 4 elétrons → 4 valência.
Previsões rápidas de comportamento químico (sem cálculos complexos)
1) Quem tende a formar cátion?
Elementos metálicos à esquerda (como Na e Mg) têm poucos elétrons de valência e tendem a perdê-los para atingir uma configuração mais estável.
- Na (1 valência) → perde 1 → Na⁺
- Mg (2 valência) → perde 2 → Mg²⁺
2) Quem tende a formar ânion?
Não metais à direita (como Cl e O) tendem a ganhar elétrons para completar a camada externa.
- Cl (7 valência) → ganha 1 → Cl⁻
- O (6 valência) → ganha 2 → O²⁻
3) Quem tende a compartilhar elétrons?
Alguns não metais, especialmente do grupo 14 como o carbono, frequentemente formam ligações por compartilhamento em vez de formar íons simples. O carbono tem 4 elétrons de valência e costuma fazer 4 ligações covalentes em muitas substâncias.
Exercícios conceituais (elétrons de valência e previsão simples)
Parte A — Identificação de elétrons de valência
- Usando a tabela periódica, determine quantos elétrons de valência têm: Na, Mg, C, O, Cl.
- Um elemento do grupo 17 sempre tem quantos elétrons de valência? O que ele tende a fazer em reações: ganhar ou perder elétrons?
- Um elemento do grupo 2 tende a formar qual carga iônica típica? Explique em termos de elétrons de valência.
Parte B — Previsão de íons e comportamento
- Preveja o íon mais comum formado por Na e por Cl. Justifique com elétrons de valência.
- O oxigênio tende a formar O⁻, O²⁻ ou O³⁻? Explique pela contagem de elétrons de valência.
- Entre Na e Mg, qual tende a perder elétrons com mais “facilidade” (em termos de quantidade a perder para ficar estável)? Compare as cargas formadas.
- O carbono forma mais frequentemente C⁴⁺/C⁴⁻ ou ligações por compartilhamento? Relacione com o fato de ter 4 elétrons de valência.
Parte C — Checagem por configuração eletrônica (quando fornecida)
- Dada a configuração
1s² 2s² 2p⁶ 3s², identifique o elemento (pelo total de elétrons) e diga quantos elétrons de valência ele tem. - Dada a configuração
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, diga: (a) quantos elétrons de valência existem, (b) qual íon é mais provável.
