Ocorrência e aplicações
Não ocorre livre na natureza. Aparece em sal-gema (NaCl), na água do mar e em diversos minerais.
- Iluminação por vapor de sódio
- Fluido de transferência de calor em reatores
- Produção de compostos químicos
11Na22,99
Sódio
Metal alcalino · bloco s · período 3 · grupo 1 · Sólido a 25 °C
Propriedades atômicas
- Número atômico (Z)
- 11
- Massa atômica padrão
- 22,99 u
- Eletronegatividade (Pauling)
- 0,93
- Raio atômico
- 190 pm
- 1ª energia de ionização
- 495,8 kJ/mol
Propriedades físicas
- Estado a 25 °C
- Sólido
- Ponto de fusão
- 97,79 K
- Ponto de ebulição
- 883 K
- Densidade
- 0,968 g/cm³
- Nêutrons no isótopo mais comum
- 12 (A ≈ 23)
Elementos sintéticos e de vida muito curta têm várias propriedades não medidas: nesses casos exibimos "Não disponível".
Distribuição eletrônica
1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
Forma condensada: [Ne] 3s¹
Camada K · n = 1
2 elétrons
capacidade 2n² = 2
Camada L · n = 2
8 elétrons
capacidade 2n² = 8
Camada M · n = 3
1 elétron
capacidade 2n² = 18
Diagrama de Pauling
Ordem de preenchimento dos subníveis. As diagonais indicam a sequência seguida pelo princípio de Aufbau.
n=1
1s2/2
n=2
2s2/2
2p6/6
n=3
3s1/2
3p0/6
3d0/10
n=4
4s0/2
4p0/6
4d0/10
4f0/14
n=5
5s0/2
5p0/6
5d0/10
5f0/14
n=6
6s0/2
6p0/6
6d0/10
n=7
7s0/2
7p0/6
Ordem: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p
Diagrama de orbitais (caixas)
Cada caixa é um orbital, com no máximo dois elétrons de spins opostos (Pauli). Orbitais de mesma energia recebem primeiro um elétron cada (Hund).
- 1s↑↓
- 2s↑↓
- 2p↑↓↑↓↑↓
- 3s↑
Isótopos
| Isótopo | Abundância natural | Estabilidade |
|---|---|---|
| Na-23 | 100 % | Estável |
Modelos atômicos para Sódio
Visualizações didáticas, sem escala real. Somente o modelo quântico é aceito hoje como descrição da estrutura eletrônica.
Clique em uma camada para ver n, número de elétrons, capacidade 2n² e subníveis.
Transição eletrônica
O elétron muda entre estados permitidos. A animação não representa um caminho contínuo entre níveis.
n = 3 → n = 2 · |ΔE| ≈ 228,56 eV · ν ≈ 55,26 × 10¹⁵ Hz
E = hν · estimativa hidrogenoide (Z = 11), sem correção de blindagem.
Alternativa textual desta visualização
Modelo de Bohr para Sódio: núcleo com 11 prótons e 12 nêutrons; elétrons em camadas — K (n=1): 2 elétrons; L (n=2): 8 elétrons; M (n=3): 1 elétrons.
Visualização
Nível de detalhe
- Prótons (Z)
- 11
- Nêutrons (A−Z)
- 12
- Elétrons
- 11
- Massa atômica
- 22,99 u
- Configuração
- 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
Modelo de Bohr
1913 · Niels Bohr
Os elétrons ocupam apenas estados de energia permitidos (níveis quantizados). A emissão ou absorção de luz corresponde à transição entre esses estados.
Representação didática
Os círculos concêntricos são uma representação didática de níveis de energia. O elétron não percorre uma trajetória circular definida — essa é a principal limitação conceitual do modelo.
Características, limitações e substituição
Principais características
- Níveis de energia quantizados (n = 1, 2, 3, …)
- Elétron não irradia energia enquanto permanece em um nível
- Transições entre níveis envolvem energia bem definida: ΔE = hν
O que o modelo explicou
- Séries espectrais do hidrogênio (Balmer, Lyman)
- Estabilidade do átomo em estados estacionários
- Relação entre cor da luz emitida e diferença de energia
Limitações
- Descreve bem apenas o hidrogênio e íons hidrogenoides
- Não explica a estrutura fina nem o desdobramento de linhas espectrais
- É incompatível com o princípio de incerteza: órbitas definidas não existem
Por que esse modelo foi substituído?
A mecânica quântica (Schrödinger, Heisenberg, Born, 1925-1926) substituiu órbitas por funções de onda e distribuições de probabilidade, descrevendo corretamente átomos multieletrônicos.
Fontes desta visualização
- Bohr, N. — Philosophical Magazine 26 (1913)
- NIST Atomic Spectra Database — níveis de energia atômicos