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ESTUDO DO ÁTOMO 1. Modelo dos Orbitais Atômicos (Modelo Atual) O elétron se comporta ora como partícula, ora como onda, dependendo do tipo de experiência. Devemos assim, entender o elétron como um elemento físico que tem comportamento dual – uma onda-partícula. De fato o físico francês De Broglie já havia lançado a seguinte hipótese: A todo elétron em movimento está associada uma

onda característica (princípio da dualidade ou de De Broglie).

Outra consideração importante é que não se pode medir com boa precisão a velocidade ou posição de corpos muito pequenos, pois os próprios instrumentos de medição alterariam essas determinações. Este é o caso do elétron. Sendo assim, Werner Heisenberg afirmou que “quando maior for a precisão na medida da posição de um elétron, menor será a precisão na medida de sua velocidade e vice-versa”, e enunciou o seguinte princípio: Não é possível calcular a posição e velocidade de

um elétron, num mesmo instante (princípio da incerteza ou de Heisenberg).

Com a dificuldade de prever a posição exata de um elétron, o cientista Erwin Schrödinger foi levado a calcular a região onde haveria maior probabilidade de encontrar o elétron. Essa região do espaço foi denominada orbital. Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo

onde é máxima a probabilidade de encontrar um determinado elétron.

Esse modelo matemático usa a ondulatória para o cálculo de energia dos elétrons e é denominado de Equação de Schrödinger. Ela é representada da seguinte maneira:

𝐸𝜓 = −ℎ2

8𝜋2𝑚(

𝜕2𝜓

𝜕𝑥2+

𝜕2𝜓

𝜕𝑦2+

𝜕2𝜓

𝜕𝑧2) + 𝑉(𝑥, 𝑦, 𝑧)

A letra “E” é a energia, “𝜓” (a letra grega psi)

representa a função de onda para o elétron, “ℎ” é a

constante de Planck, “𝑚” é a massa, 𝑉(𝑥, 𝑦, 𝑧)

responde pela energia potencial (a qual geralmente é uma função da posição). Assim a equação expressa a energia total como a soma da energia cinética – termo

entre parênteses da equação - e da energia potencial, representando, desta maneira, a energia mecânica. Claro que nossos estudos não usarão está fórmula passo a passo, mas devemos pensar que cada forma de orbital e quantidade de energia do átomo provem desta fórmula. Voltemos ao orbital através de uma analogia. Imagine que colocássemos uma máquina fotográfica próximo a uma colmeia e tirássemos muitas fotografias, a intervalos de tempos regulares. Veríamos um amontoado de pontinho, e cada um deles representaria a posição de uma abelha no momento em que a foto foi tirada. Não faz o menor sentido tentar descobrir qual é a trajetória seguida por uma abelha, muito menos tentar prever sua trajetória futura. Entretanto podemos dizer que há uma grande probabilidade de se encontrar as abelhas muito próximas à colmeia.

Modernamente é possível programar computadores utilizando a equação de Schrödinger para que eles façam uma simulação do resultado que seria obtido caso conseguíssemos tirar muitas fotos dos elétrons em um átomo. Para exemplificar, considere um átomo de neônio. Vamos simbolizar os elétrons, dois a dois, por cores diferentes:

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Resultado fornecido pela simulação por computador de muitas fotografias tiradas dos elétrons do subnível 1s

Como você pode perceber, confirma-se o que foi dito: não dá para falar em trajetória dos elétrons. Eles parecem mover-se de modo desordenado, e o único padrão lógico de movimentação é que eles, na maior parte do tempo, se concentram em uma região esférica. Suponha que, de cada cem pontos que aparecem no desenho, noventa estejam localizados dentro de uma esfera imaginada por nós. A probabilidade de encontrar os dois elétrons 1s dentro dessa esfera é de noventa em cem, ou seja, 90%. Vamos chamar a região interna a essa esfera de orbital 1s. Da mesma maneira se analisarmos as “fotos” dos elétrons 2s, chegaremos a uma conclusão análoga, sendo o orbital 2s uma esfera um pouco maior.

Veja agora as “fotografias” dos elétrons do subnível 2p:

Como você pode perceber, esses elétrons, dois a dois, apresentam comportamento semelhante. Nesse caso, os orbitais, chamados de orbitais 2p, têm o formato semelhante a dois ovos (formato duplo ovoide). Cada um deles está orientado ao longo de um dos eixos x, y e z. Esses três orbitais juntos compõem o subnível 2p, em que, ao todo, há 6 elétrons.

Assim o conceito matemático de orbital criado pelos cientistas, ajuda a organizar o estudo dos elétrons, o que é fácil perceber pelo seguinte esquema:

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Pelo que vemos, cada orbital pode conter, no máximo, 2 elétrons. Por quê? Segundo o conceito da física, “quando uma carga elétrica gira ao redor de si mesma, ela se comporta como um ímã”. Admite-se que os elétrons (cargas elétricas negativas) giram ao redor do seu próprio eixo, comportando como pequenos ímãs cujos polos de sinais opostos se atraem, atenuando a repulsão entre as cargas de mesmo sinal. Assim, existem no máximo 2 elétrons em um orbital, não mais do que isso. Já sabemos, então que os elétrons presentes na eletrosfera de um átomo encontram-se em níveis de energia formados por subníveis, e estes, por sua vez, formados por orbitais. Cada orbital pode conter no máximo 2 elétrons.

Para simplificar, os químicos representam um orbital por quadrado (ou círculo) e os elétrons por flechas, orientadas para cima ou para baixo, representando os dois diferentes sentidos de rotação.

Duas representações para um orbital contendo 2 elétrons Assim, foi criado um conjunto de números, chamados números quânticos, para representar os níveis, subníveis, orbitais e sentidos de rotação. Trata-se de um código matemático que associa valores numéricos às diferentes características de um elétron e são apresentados nos itens a seguir. 1.1. Estados energéticos dos elétrons (números quânticos) Por meio de cálculos matemáticos, chegou-se à conclusão que os elétrons se dispõem ao redor do núcleo atômico, na ordem de níveis com menos energia para os com mais energia, assim, se o átomo não receber energia externa, seus elétrons ficarão num estado de mínima energia possível, denominado estado fundamental. Veja como é disposto os níveis de energia dos elétrons:

Esse diagrama acima fornece alguns dados importantes, como veremos a seguir.

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1.1.1. Níveis energéticos (número quântico 𝒏)

São as sete “escadas” que aparecem no diagrama anterior. E correspondem as camadas (K, L, M, N, O, P, Q, etc). Em cada camada, os elétrons possuem uma quantidade fixa de energia e por esse motivo, as camadas também são denominadas estados estacionários ou níveis de energia. Além disso, cada camada comporta um número máximo de elétrons calculado pela equação de Rydberg:

𝑋 = 2 . 𝑛2

𝑋 → é o número máximo de elétrons em um

determinado nível;

𝑛 → é o número do nível.

Porém até hoje só foi possível identificar elementos com as seguintes quantidades de elétrons nas respectivas camadas:

Atualmente, esses níveis são identificados pelo

chamado número quântico principal (𝒏), que é um

número inteiro e varia de 1 até infinito.

1.1.2. Subníveis energéticos (número quântico l ) São os “degraus” de cada escada existente no diagrama de energia. 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 de 0 até (n-1). Teoricamente, um átomo pode apresentar infinitos subníveis, mas apenas 4 são conhecidos, designados pelas letras s, p, d, f.

Para saber o número máximo de elétrons no subnível,

deve-se usar a expressão 2(2l + 1).

Subnível l 2(2l +1) Nº máx de

elétrons

s 0 2(2 × 0 + 1) 2

p 1 2(2 × 1 + 1) 6

d 2 2(2 × 2 + 1) 10

f 3 2(2 × 3 + 1) 14

1.1.3. Orbitais (número quântico magnético m ou

ml) Completando o modelo atual da eletrosfera, devemos acrescentar que cada subnível comporta um número diferente de orbitais, de acordo com o diagrama energético mais completo a seguir:

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Nesse diagrama, cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Note que os subníveis (“degraus”) s, p, d, f, contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7 (sequência de números ímpares) orbitais. Os orbitais são identificados

pelo chamado número quântico magnético (m ou ml). O orbital central é zero e os números são sempre inteiros

variando de –l a +l. Segue um exemplo a seguir para um número quântico l =3.

Outra informação importante é que o quadrado do número quântico principal é igual ao número total de orbitais neste nível:

𝑛2 = 𝑛º 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑜𝑟𝑏𝑖𝑡𝑎𝑖𝑠 A tabela a seguir pode ilustrar melhor a quantidade total de orbitais, afirmando a fórmula que relaciona o número quântico principal e esta quantidade.

1.1.4. Spin (número quântico de spin ms ou s)

Por fim, cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta no máximo dois elétrons. No entanto, surge uma dúvida: se os elétrons são negativos, por que não se repelem e se afastam? A explicação é a seguinte: os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos, criando campos magnéticos que os repelem ou os atraem. Essa rotação é conhecida como spin (do inglês spin, girar):

Daí a afirmação conhecida como princípio da exclusão de Pauli: “Um orbital comporta no máximo dois elétrons, com spins contrários”. Desse modo, a atração magnética entre os dois elétrons contrabalança a repulsão elétrica entre eles.

O spin é identificado pelo chamado número quântico de spin (ms ou s), cujos valores são (− 12⁄ ) e (+ 1

2⁄ ).

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Normalmente, a representação dos elétrons nos orbitais é feita por meio de uma seta: Está é a representação, por convenção, de um elétron

com spin negativo s = − 12⁄

Está é a representação, por convenção, de um elétron

com spin positivo s = + 12⁄

Assim, de acordo com o Princípio da Exclusão de Pauli, teremos, pela lógica, o seguinte número de orbitais por subnível:

Subnível Número máximo de e-

Número de orbitais

s 2 elétrons 1 orbital p 6 elétrons 3 orbitais d 10 elétrons 5 orbitais f 14 elétrons 7 orbitais

1.2. Identificação dos elétrons Por analogia, podemos dizer que um elétron é localizado por seus quatro números quânticos, da mesma maneira que uma pessoa é localizada por seu endereço — nome da rua, número do prédio, andar e número do apartamento. Assim, dizemos que: “Num átomo, não existem dois elétrons com os quatros números quânticos iguais. ”

• o número quântico principal: 𝒏

• o número quântico secundário: l

• o número quântico magnético: m ou ml

• o número quântico do spin: s ou ms

Ex1) Os dois elétrons do elemento hélio têm os seguintes números quânticos:

Ex2) Observe o diagrama parcial:

No diagrama, o elétron que está assinalado ( ) tem os seguintes números quânticos:

No preenchimento dos orbitais, outra regra importante é a chamada Regra de Hund ou da máxima multiplicidade, que diz: “Em um mesmo subnível, de início, todos os orbitais devem receber seu primeiro elétron, e só depois cada orbital irá receber seu segundo elétron. ” Assim, a ordem de entrada dos seis elétrons num orbital do tipo p será:

OBS: Por fim, é importante não confundir: • elétron mais afastado do núcleo (ou elétron de valência) é aquele com maior valor do número quântico principal (n); • elétron mais energético é aquele situado no nível

(n) ou subnível (l) de maior energia, o que é dado pela

soma:

( n + l ) Por exemplo, na distribuição eletrônica do átomo de escândio (Z = 21), temos em destaque o elétron mais energético e o elétron mais afastado:

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2. Distribuição Eletrônica 2.1. Distribuição eletrônica nos átomos neutros A distribuição dos elétrons em um átomo neutro pode ser feita pelo diagrama dos níveis energéticos, que vimos anteriormente, ou seja, o elétron irá ocupar primeiro o nível e o subnível de menor energia disponível. No entanto, o cientista Linus Pauling imaginou um diagrama que simplifica essa tarefa e que passou a ser conhecido como diagrama de Pauling:

Consideremos, como exemplo, a distribuição dos 26 elétrons de um átomo de ferro (Z = 26). Aplicando o diagrama de Pauling, temos:

O que foi feito? Apenas o seguinte: percorremos as diagonais, no sentido indicado, colocando o número

máximo de elétrons permitido em cada subnível, até inteirar os 26 elétrons que o ferro possui. De fato, veja que, no último orbital atingido (3d), nós colocamos apenas seis elétrons, com os quais completamos a soma 26 elétrons, e não 10 elétrons, que é o máximo que um subnível d pode comportar. Essa é a distribuição dos elétrons num átomo de ferro considerado em seu estado normal ou estado fundamental. Para indicar, de modo abreviado, essa distribuição eletrônica, escrevemos:

Reparem que escrevemos os subníveis 1s, 2s, 2p ... em ordem crescente de energia e colocamos um “expoente” para indicar o número total de elétrons existente em cada subnível considerado. Evidentemente, a soma dos “expoentes” é igual a 26, que é o número total de elétrons do átomo de ferro. Veja também que, somando os “expoentes” em cada linha horizontal, obtemos o número total de elétrons existentes em cada camada ou nível eletrônico do ferro. 2.2. Distribuição eletrônica nos íons A distribuição eletrônica nos íons é semelhante à dos átomos neutros. No entanto, é importante salientar que os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para se transformar num íon) serão recebidos ou retirados da última camada eletrônica, e não do subnível mais energético. Ex1) O átomo de ferro (número atômico = 26) tem a seguinte distribuição eletrônica:

Quando o átomo de ferro perde 2 elétrons e se transforma no íon Fe²+, este terá a seguinte distribuição eletrônica:

Evidentemente, se o átomo de ferro perder 3 elétrons e se transformar no íon Fe³+, este terá a seguinte distribuição eletrônica:

Ex2) O enxofre (número atômico = 16) tem a seguinte distribuição eletrônica:

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Quando o átomo de enxofre ganha 2 elétrons e se transforma no íon S²-, este terá a seguinte distribuição eletrônica:

Exceções importantes: Nos átomos que terminam

com a configuração eletrônica de 𝑛𝑠² (𝑛 − 1)𝑑9

(Família 11), o elétron salta do subnível mais externo (subnível 𝑠) para o mais interno (subnível 𝑑). Isso acontece pois o átomo adquire mais estabilidade (menos energia acumulada) quando os orbitais internos estão semipreenchidos ou totalmente preenchidos. Alguns exemplos são Cobre (Cu), Prata (Ag), Ouro (Au) e Cromo (Cr) – este último é da família 6. Tente fazer a distribuição deles e note que orbital 𝑑 deve conter 5 ou 10 elétrons ao retirarmos 1 elétron do orbital 𝑠.

3. Tabela Periódica A periodicidade ocorre quando um determinado evento se repete regularmente, em função de um certo parâmetro. Sendo assim, as posições dos elementos na tabela periódica são organizadas em ordem crescente de número atômico (tratando apenas de átomos neutros, podemos considerar que o número atômico é igual ao número de elétrons, sendo assim úteis para fazer a distribuição eletrônica). Obs.: A tabela periódica atual está presente no final deste material 3.1. Classificação dos elementos segundo suas configurações eletrônicas

a) Elemento Representativo – Possui seu elétron mais energético num subnível s ou p.

b) Elemento de Transição Externa - Possui seu

elétron mais energético num subnível d. c) Elemento de Transição Interna - Possui seu

elétron mais energético num subnível f. 3.2. Características da Tabela Periódica a) Período – O número do período é igual ao número

de níveis de energia ou camadas eletrônicas que o átomo possui.

b) Família – Segue regras diferentes para a

classificação. Mas é importante ressaltar que, dependendo do caso, ela pode ser usada para prever o número de elétrons na camada de valência e subnível mais energético. Veja:

Famílias 1 e 2 – o número da família é igual ao número de elétrons que o elemento possui na sua camada de valência. Ex: Família 2, 2 elétrons na camada de valência

12Mg – 1s2 2s2 2p6 3s2

Família 13 até 18 – elementos com o elétron mas energético no subnível p. Para descobrir a quantidade de elétrons na última camada, basta subtrair 10 do número da família. Ex: Família 16 → 16 − 10 = 6 → 6 elétrons na camada de valência. 8O – 1s2 2s2 2p4

Família 3 até 12 – elementos de transição, excluindo os de transição interna da família 3. Nestas famílias, a soma do subnível mais energético com os elétrons da camada de valência (que será sempre s², ou seja, 2 elétrons) resultará no número da família. Ex: Família 12 → 2 + 10 = 12 → 2 elétrons no subnível s e mais 10 no subnível d.

30Zn – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

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Abaixo segue a divisão da tabela periódica, segundo a distribuição eletrônica:

3.3. Propriedades Aperiódicas e Periódicas 3.3.1. Propriedades Aperiódicas Certas propriedades são aperiódicas, ou seja, se forem colocadas em um gráfico em função do número atômico dos elementos, o resultado será uma curva sempre ascendente ou descendente. Ex: - Massa Atômica

- Calor Específico (número de calorias necessárias para aumentar 1ºC uma massa igual a 1g do elemento)

3.3.2. Propriedades Periódicas a) Raio Atômico

Essa propriedade se relaciona com o tamanho do átomo, e para comparar esta medida é preciso levar

em conta dois fatores: - Quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo - O átomo que apresenta menor número atômico e mesmo número de camadas, terá um raio atômico

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maior, pois a atração entre prótons e elétrons será menor.

Note que essa propriedade é importante quando se estuda a mobilidade do íon (viscosidade) e para calcular o tamanho do retículo iônico.

b) Energia de Ionização Energia necessária para retirar 1 elétron de 1 átomo (ou íon) isolado (no estado gasoso). - Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a

energia de ionização. - Em uma mesma família esta energia aumenta de baixo para cima; - Em um mesmo período a Energia de Ionização

aumenta da esquerda para a direita.

c) Afinidade Eletrônica É a quantidade de energia liberada quando um átomo neutro e no estado gasoso (isolado) captura um elétron. Equacionando para um átomo X genérico:

𝑋(𝑔) + 𝑒− → 𝑋1− + 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎

- Em uma família ou período, quanto menor o raio, maior a afinidade eletrônica. Porém não são conhecidos com precisão para todos os elementos.

d) Eletronegatividade

É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si, em comparação a outro átomo. - Na tabela periódica a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita. - Essa propriedade se relaciona com o raio atômico, sendo que, quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a força de atração sobre os elétrons.

e) Eletropositividade ou caráter metálico É a capacidade que um átomo possui de doar elétrons, em comparação a outro átomo. Esta propriedade é inversa da eletronegatividade.

3.4. Classificação dos elementos segundo suas propriedades 3.4.1. Metais - Eletropositivos (formam cátions) - Bons condutores de calor - Bons condutores de eletricidade - Maleáveis (podem ser transformados em lâminas) - Dúcteis (sofrem grandes deformações antes de romperem) - Portadores de brilho metálico característico - Sólidos a 25ºC e 1atm (exceção do mercúrio) 3.4.2. Ametais - Eletronegativos (formam ânions) - Não são bons condutores de eletricidade e calor - Podem ser usados como isolantes - Não possuem brilho como os metais

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3.4.3. Gases Nobres - São 6 elementos cuja a característica principal é a inércia química. São muito estáveis na forma de átomos e não possuem nenhuma tendência a formar íons espontaneamente. 3.4.4. Hidrogênio - Elemento único e será sempre estudado a parte.