O que ocorre com um elétron na passagem de uma órbita estacionária para outra?

- Dentre os isótopos
artificiais, destacam-se os radioativos, que têm extensa aplicação prática em nossos dias, como na medicina
(iodo -131, para mapeamento da tiróide), na agricultura (fósforo-32, usado no estudo do metabolismo
dos vegetais)
- Cada isótopo é também chamado de nuclídeo.
- Os três isótopos de hidrogênio, 1
1H, 2
1H, 3
1H, têm
nomes especiais, a saber, hidrogênio, deutério e trítio,
- A isotopia é um fenômeno muito comum na natureza. Podemos dizer que praticamente todos os
elementos químicos naturais são formados por mistura de isótopos.
- É importante também notar que os isótopos têm propriedades químicas iguais (que dependem
da estrutura da eletrosfera) e propriedades físicas diferentes (que dependem da massa do átomo).
-

São os "degraus" de cada escada existente no diagrama anterior. De cada degrau para o seguinte
há, também, aumento no conteúdo de energia dos elétrons. Esses subníveis são identificados pelo
chamado número quântico secundário ou azimutal (l), que assume os valores 0, 1, 2 e 3, mas que é
habitualmente designado pelas letras s, p, d, f, respectivamente.

- Completando o modelo atual da eletrosfera, devemos acrescentar que cada subnível comporta
um número diferente de orbitais.
- Nesse diagrama, cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Vemos que os
subníveis ("degraus") s, p, d, f, contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7 (seqüência de números ímpares)
orbitais. Os orbitais são identificados pelo chamado número quântico magnético (Ml ou m). Num
dado subnível, o orbital central tem o número quântico magnético igual a zero; os orbitais da direita
têm m % "1, "2, "3; os da esquerda têm m % #1, #2, #3, como está exemplificado abaixo:

Quando um elemento ganha 1, 2, 3... elétrons e se transforma num íon negativo (ânion), sua
configuração eletrônica é semelhante à de outro elemento situado 1, 2, 3... "casas" à frente na
Tabela Periódica. Ao contrário, quando um elemento perde 1, 2, 3... elétrons e se transforma
num íon positivo (cátion), sua configuração eletrônica torna-se semelhante à de outro elemento
situado 1, 2, 3... "casas" para trás na Tabela Periódica. Átomos e íons com o mesmo número de
elétrons na eletrosfera são chamados isoeletrônicos e são, pois, "vizinhos" na Classificação Periódica.

Notamos, então, que os elementos de maior volume atômico
estão situados na parte inferior e nas extremidades da Tabela
Periódica. Observe também que, em cada coluna da Tabela
Periódica, a variação do volume atômico é semelhante à do
raio atômico (veja o item 4.2); nos períodos, à esquerda da linha tracejada, o aumento do volume atômico
acompanha o do raio atômico; já à direita da linha tracejada, a variação é oposta, porque, nos elementos
aí situados (principalmente nos não-metais), o "espaçamento" entre os átomos é relativamente grande.

(o carbono é
uma exceção, com ponto de fusão igual a 3.800 °C). Por exemplo,
o tungstênio (W) é o metal de maior ponto de fusão
(3.422 °C), sendo utilizado na fabricação de filamentos de lâmpadas
incandescentes.
É interessante notar que os elementos de menores pontos de
fusão e de ebulição são aqueles que podem se apresentar no estado
líquido, ou até mesmo no gasoso, em condições ambiente.
Com exceção do hidrogênio, esses elementos estão situados à
direita e na parte superior do esquema da Tabela Periódica ao lado.
No exemplo, são gases: hidrogênio, nitrogênio, oxigênio,
flúor, cloro e gases nobres. Dos elementos comuns, só o bromo e
o mercúrio são líquidos.

quando os dois átomos apresentam a
tendência de ganhar elétrons. Isso ocorre quando os dois átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons na última
camada eletrônica, ou seja, quando os dois átomos já se "avizinham" na configuração de um gás nobre
(e mais o hidrogênio, que, apesar de possuir apenas um elétron, está próximo da configuração do
hélio). Em outras palavras, a ligação covalente aparece entre dois átomos de não-metais, ou semimetais
ou, ainda, entre esses elementos e o hidrogênio.

Em geral, os átomos dos metais têm apenas 1, 2 ou 3 elétrons na última
camada eletrônica; essa camada está normalmente afastada do núcleo, que, conseqüentemente,
atrai pouco aqueles elétrons. Como resultado, os elétrons escapam
facilmente do átomo e transitam livremente pelo reticulado. Desse modo, os átomos
que perdem elétrons transformam-se em cátions, os quais podem, logo depois,
receber elétrons e voltar à forma de átomo neutro, e assim sucessivamente.
Concluindo, podemos dizer que, segundo essa teoria, o metal seria um aglomerado de átomos
neutros e cátions, mergulhados em uma nuvem (ou "mar") de elétrons livres (costuma-se também
dizer que esses elétrons estão deslocalizados). Assim, a "nuvem" de elétrons funcionaria como uma
ligação metálica, mantendo os átomos unidos.

as moléculas bem simples, como H2, O2, HCl, H2O etc., são moléculas
planas. As moléculas mais complexas, porém, são quase sempre tridimensionais, isto é, têm seus
átomos arrumados em uma estrutura (formato) espacial. Assim, passou-se a falar em geometria molecular.

as chamadas forças de
Van der Waals, ou forças de dispersão de London, que são cerca de dez vezes mais fracas do que as
forças dipolo-dipolo e resultam do seguinte: mesmo sendo apolar, a molécula contém muitos elétrons,
que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, num dado instante, de uma molécula estar com
mais elétrons de umlado que do outro; essa molécula estará, então, momentaneamente polarizada e,
por indução elétrica, irá provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando
uma atração fraca entre ambas. Essa atração deve-se às forças de Van der Waals ou de London.

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