modelos atômicos
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Modelos atômicos
MODELO ATÔMICO DE DEMÓCRITO
Demócrito afirma na sua teoria Atomística que o universo tem uma constituição elementar única que é o átomo, partícula invisível, indivisível, impenetrável e animada de movimento próprio. As vibrações dos átomos provocam todas as nossas sensações.
MODELO ATÔMICO DE DALTON
John Dalton, em 1803, criou um modelo que retomava o antigo conceito dos gregos. Ele imaginou o átomo como uma pequena esfera, com massa definida e propriedades características. Dessa forma, todas as transformações químicas podiam ser explicadas pelo arranjo de átomos. Toda matéria é constituída por átomos. Esses são as menores partículas que a constituem; são indivisíveis e indestrutíveis, e não podem ser transformados em outros, nem mesmo durante os fenômenos químicos. Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e se comportam igualmente em transformações químicas. As transformações químicas ocorrem por separação e união de átomos. Isto é, os átomos de uma substância que estão combinados de um certo modo, separam-se, unindo-se novamente de uma outra maneira.
Bola de bilhar
MODELO ATÔMICO DE J. J. THOMSON
J. J. Thomson (1897) descobriu os elétrons em experimentos do Raio Catodo. Para Thomson, os átomos são divisíveise. Átomo contêm minúsculas partículas com carga negativa chamadas elétrons.
Pudim com passas
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
E. Rutherford (1911) descobriu o núcleo e propôs a base para a estrutura atômica moderna através de seu experimento do desvio da partícula alfa. Para Rutherford, os átomos são compostos de duas partes: o núcleo e a parte extra-nuclear. Seus experimentos provaram que o átomo é amplamente vazui e que possui um corpo altamente carregado positivamente em seu centro chamado núcleo. O núcleo central é carregado positivamente e os elétrons, com carga negativa, revolvem ao redor do núcleo.James Chadwick (1932) descobriu os nêutrons. Para Chadwick, os átomos contêm partículas neutras chamadas nêutrons em seus núcleos juntamente com as partículas subatômicas (i.e., elétrons e prótons).Experimento de Rutherford:Permitiu concluir que há um grande espaço vazio entre os átomos; há uma região muito pequena e muito densa denominada de núcleo; o núcleo é positivamente carregado; a região vazia em torno do núcleo é denominada eletrosfera que seria onde os eletróns estão localizados.
MODELO ATÔMICO DE BOHR
Os problemas com o modelo do átomo de Rutherford foram resolvidos de uma forma surpreendente pelo jovem físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962).Em 1912, Bohr determinou algumas leis para explicar o modelo pelo qual os elétrons giram em órbita ao redor do núcleo atômico. O que tornou sua abordagem especialmente interessante foi que ele não tentou justificar suas leis ou encontrar razões para elas. As leis faziam muito pouco sentido, quando comparadas com as teorias já bem estabelecidas da Física. Com efeito, Bohr dizia: "Aqui estão algumas leis que parecem impossíveis, porém elas realmente correspondem ao modo como os sistemas atômicos parecem funcionar, de forma que vamos usá-las.Bohr começou por presumir que os elétrons em órbita não descreviam movimento em espiral em direção ao núcleo. Isto contradizia tudo que se conhecia de eletricidade e magnetismo, mas adaptava-se ao modo pelo qual as coisas aconteciam.Niels Bohr, imaginou o átomo como um núcleo rodeado por elétrons em sua órbita.Para tanto, Bohr fez as seguintes hipóteses:
Primeira : Os elétrons podem ocupar apenas certas órbitas especiais ao redor do núcleo, chamadas órbitas estacionárias.
Segunda : O equilíbrio dinâmico do átomo nos estados estacionários (isto é, quando os elétrons ocupam órbitas estacionárias) é governado pelas leis de Newton.
Terceira : O átomo pode passar de um estado estacionário a outro por emissão ou absorção deradiação eletromagnética.
Além disso, um átomo absorve energia quando um elétron é deslocado de uma órbita de menor energia para uma órbita de maior energia.Em outras palavras, os elétrons saltam de uma órbita permitida para outra à medida que os átomos irradiam ou absorve energia.As órbitas externas do átomo possuem mais energia do que as órbitas internas. Por conseguinte, se um elétron salta da órbita 2 para a órbita 1, há emissão de luz, por outro lado, se luz de energia adequada atingir o átomo, esta é capaz de impelir um elétron da órbita 1 para a órbita 2. Neste processo, a luz é absorvida.Dando prosseguimento aos trabalhos de Planck e Einstein, Niels Bohr criou um modelo atômico no qual os elétrons ligados ao núcleo só poderiam se apresentar em determinados estados quantizados de energia. Com esse modelo, Bohr conseguiu deduzir teoricamente as freqüências emitidas pelo átomo de hidrogênio, o que deu grande crédito à sua teoria.Segundo o modelo de Bohr, os elétrons de um átomo, submetidos à ação da força atrativa de Coulomb exercida pelo núcleo, movem-se em torno dele em órbitas semelhantes às dos planetas em torno do Sol, mas sem emitir radiações, como acreditava Maxwell. Além disso, existem duas condições limitativas:
Um elétron não pode percorrer em torno do núcleo uma órbita qualquer, mas apenas determinadas órbitas. Quando o elétron se encontra numa dessas órbitas, o átomo apresenta uma energia bem definida.
Em cada órbita, podem se mover no máximo dois elétrons (princípio da exclusão).
Ao absorver energia, um elétron pode passar de uma órbita mais interna para uma mais externa. Ao fazer a passagem inversa, o elétron libera, sob a forma de radiações eletromagnéticas, a energia correspondente à diferença entre as energias dos níveis das duas órbitas.
Louis de Broglie (1892-1987), partindo de uma idéia que nasceu do átomo quantizado de Bohr, lançou a hipótese de que os elétrons também teriam características de onda.
A partir daí, Erwin Schrõdinger (1887-1961) e Heisenberg (1901-1976) lançaram a mecânica quântica, na qual as partículas elementares são tratadas matematicamente como ondas.
Além do Modelo de Bohr
Como conseqüência do princípio de incerteza de Heisenberg, o conceito de órbita não pode ser mantido numa descrição quântica do átomo. O que podemos calcular é apenas a probabilidade de encontrar um ou outro elétron numa dada região do espaço nas vizinhanças de um núcleo atômico. Da mesma forma, o conceito de estados estacionários, com energias bem definidas, não pode ser mantido.
NÚMEROS QUÂNTICOS
Os números quânticos descrevem as energias dos elétrons nos átomos e são de enorme relevância quando se trata de descrever a posição dos elétrons nos átomos.
Introdução
Estes quatro números quânticos, além de se complementarem, nos permitem fazer uma descrição completa dos elétrons nos átomos, pois eles dizem o nível principal de energia do elétron, o subnível de energia, a orientação espacial da nuvem eletrônica e a orientação do próprio elétron na nuvem. Cada combinação dos quatro números quânticos é única para um elétron:
número quântico principal número quântico de momento angular ou azimutal ou secundário número quântico magnético número quântico de spin
Estes quatro números quânticos, além de se complementarem, nos permitem fazer uma descrição completa dos elétrons nos átomos, pois eles dizem o nível principal de energia do elétron, o subnível de energia, a orientação espacial da nuvem eletrônica e a orientação do próprio elétron na nuvem. Cada combinação dos quatro números quânticos é única para um elétron.Os primeiros três números quânticos são usados para descrever orbitais atômicos e a caracterização dos elétrons que neles se encontram. O quarto número quântico, número quântico de spin, é utilizado na descrição do comportamento específico de cada elétron. Assim, qualquer par de elétrons pode ter até três números quânticos iguais sendo que, neste caso, necessariamente, o quarto número quântico deverá ser diferente, ou seja, este par de elétrons estará ocupando o mesmo orbital sendo que os elétrons apresentam spins opostos.
Número quântico principal: n
Este número foi introduzido no terceiro postulado da teoria atômica de Niels Böhr, representando aproximadamente a distância do elétron ao núcleo. Indicando que as órbitas possíveis são aquelas em que o elétron possuí um momento angular múltiplo inteiro de h/2p, isto implica que o elétron não pode estar a qualquer distância do núcleo, mas somente em poucas regiões, chamadas de órbitas.O Número quântico principal pode apresentar os seguintes valores: n = 1,2,3,4,5,6,7,8.Os números fracionários, negativos e o zero, não são válidos para o número quântico principal.
Quanto maior for o valor de n, maior é a distância média do elétron ao núcleo do átomo. Cada nível de energia têm um número máximo de elétrons que é calculado pela expressão 2 x n2.
A partir do 4 º nível (n > 4). 2 n2 é o número máximo de elétrons teoricamente possível em cada nível. Entre os átomos conhecidos, em seus estados fundamentais. O número máximo de elétrons nesses níveis é:
5 ° nivel n=5 32 elétrons, 6 ° nivel n=6 18 elétrons, 7 ° nivel n=7 8 elétrons.
Número quântico de momento angular, azimutal ou secondario : l
O número quântico de momento angular, azimutal ou secondario, informa-nos sobre a forma das orbitais. Foi introduzido por Sommerfeld, pois verificou-se que um elétron, numa mesma órbita, apresentava energias diferentes. Tal fato não é possível se as órbitas forem circulares. Sommerfeld sugeriu que as órbitas são elípticas, pois elipses apresentam diferentes excentricidades, ou seja, distâncias diferentes do centro, gerando energias diferentes para uma mesma camada eletrônica.O número quântico azimutal indica a energia do elétron no subnível. Um nível de energia n é formado por n subníveis de energia, cujos valores de l variam de 0 a (n - 1). Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, os subníveis conhecidos são quatro, com os valores de l iguais a 0, 1, 2, 3, em ordem crescente de energia.
Esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, respectivamente. O nome dos orbitais (s, p, d, f) vem dos nomes dados às linhas do espectro do Hidrogênio em Inglês: s para sharp (afiado), p para principal (principal), d para diffuse (difuso), e f para fundamental (fundamental).
A representação de cada subnível é feita pelo valor de n, seguido da letra que indica o subnível (s, p, d, f).
Diferença entre órbita e orbital
Enquanto órbita indica uma trajetória regular do elétron em torno do núcleo, orbital indica uma região do espaço onde há grande probabilidade de encontrarmos um elétron. Didaticamente, é a tradução de um conceito clássico determinista para outro quântico e probabilístico. Os orbitais estão relacionados com subníveis de energia nos quais os elétrons se situam dentro do nível principal.
Número quântico magnético : ml
O número quântico magnético, que foi estabelecido também por Sommerfeld, especifica a orientação permitida para uma nuvem eletrônica no espaço, sendo que o número de orientações permitidas está diretamente relacionado à forma da nuvem (designada pelo valor de l). Dessa forma, este número quântico pode assumir valores inteiros de -l, passando por zero, até +l.
Por exemplo:
Para l = 0, ml só pode valer 0. Só pode haver um orbital s.
Para l = 1, ml pode valer -1, 0, 1. Informa que existem 3 orientações para os orbitais p.
Para l = 2, ml pode valer -2, -1, 0, 1, 2. Informa que existem 5 orientações para os orbitais d.
Para l = 3, ml pode valer -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3. Informa que existem 7 orientações para os orbitais f.
Número quântico de spin : ms
Spin é o movimento de rotação do elétron em torno do seu eixo.O movimento do elétron ao redor do núcleo atômico gera um campo magnético externo. Por outro lado, o movimento de rotação do elétron em torno do seu eixo gera outro campo magnético. A mecânica quântica estabelece que a interação desses dois campos magnéticos é quantizada e são possíveis apenas dois estados. Esses dois campos magnéticos ou se orientam paralelamente e no mesmo sentido ou paralelamente e em sentidos opostos. Às duas orientações do spin eletrônico estão associadas energias diferentes, embora muito próximas uma da outra. Foram introduzidos os números quânticos + ½ (↑) e – ½ (↓) para os dois spins possíveis, denominados spin paralelo e spin antiparalelo.
Camadas eletrônicas ou níveis de energia
Para os elementos atuais, os elétrons estão distribuídos em sete camadas eletrônicas (ou sete níveis de energia). As camadas são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q ou 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia. Até o momento, temos o seguinte número máximo de elétrons nas camadas.
Pauling apresentou esta distribuição dividida em níveis e subníveis de energia, em que os níveis são as camadas e os subníveis divisões destes (representados pelas letras s, p, d, f), possuindo cada um destes subníveis também um número máximo de elétrons.
SubnívelNúmero máximo de elétrons
Nomenclatura
s 2 s2
p 6 p6
d 10 d10
f 14 f14
Quando combinados níveis e subníveis, a tabela de distribuição eletrônica assume a seguinte configuração:
Camada NívelSubnível Total de
elétronss2 p6 d10 f14
K 1 1s 2
L 2 2s 2p 8
M 3 3s 3p 3d 18
N 4 4s 4p 4d 4f 32
O 5 5s 5p 5d 5f 32
P 6 6s 6p 6d 18
Q 7 7s 7p 8
Configurações electrónicas do estado fundamental segue-se um método conhecido como :
Regra de Aufbau :
Principio da construção: os e- devem ocupar os orbitais de menor energia
Principio de exclusão de Pauli: No máximo 2 e- por orbital, com spins emparelhados
Regra de Hund: Em orbitais de mesma energia (p, d e f). Adicionamos um e- a cada orbital até que cada um seja completado.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
• A carga nuclear de um átomo é dada pelo número de prótons presentes no núcleo deste átomo e é chamada número atômico (Z).
Z = carga nuclear = número de prótons
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. • A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos.Poder de penetração: s > p > d > f.
EFEITO DE PENETRAÇÃOEFEITO DE PENETRAÇÃO E BLINDAGEM
• Cada elétron de um átomo é protegido (blindado) do efeito de atração da carga nuclear pelos elétrons do mesmo nível de energia e, principalmente, pelos elétrons dos níveis mais internos. • Apenas uma parte da carga nuclear atua realmente sobre os elétrons: é a Carga Nuclear Efetiva (Zef).
CARGA NUCLEAR EFETIVA
• A carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron é dada por:
Zef = Z – S. Zef = carga nuclear efetiva
Z = carga nuclear (número atômico)
S = constante de blindagem
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a
carga nuclear efetiva (Zef) diminui. • Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
REGRAS DE SLATER
• Para determinar Zef, os elétrons são divididos em grupos (a cada um corresponde uma constante de blindagem diferente). (1s); (2s, 2p); (3s, 3p); (3d); (4s, 4p); (4d); (4f); (5s, 5p); etc.• Para qualquer elétron de um dado grupo, a constante de blindagem S é a soma das seguintes parcelas:
– zero para qualquer grupo exterior ao elétron considerado. – 0,35 para cada um dos outros elétrons do mesmo grupo que o elétron considerado, exceto no grupo 1s, no qual usa-se o valor 0,30. – Se o elétron considerado pertencer a um grupo (ns, np), cada elétron do nível (n –1) contribui com 0,85 e cada elétron dos níveis mais internos contribui com 1,00. – se o elétron considerado pertencer a um grupo (nd) ou (nf), cada elétron dos grupos mais internos contribui com 1,00.
1-ESTRUTURA ATÔMICA
Para investigar a estrutura interna de objetos do tamanho dos átomos é preciso
observá-los indiretamente, por meio das propriedades da radiação eletromagnética
que eles emitem. Em seguida, é preciso construir um modelo da estrutura do átomo
que explique essas propriedades. A análise da radiação eletromagnética emitida ou
absorvida por substâncias é um ramo da química conhecido como espectroscopia.
Veremos como usar a espectroscopia atômica, a espectroscopia aplicada aos átomos
– para determinar sua estrutura.
1.1-RADIAÇÃO, QUANTA E FÓTONS
Quando um objeto é aquecido, ele brilha com maior intensidade – o fenômeno
da incandescência e a cor da luz emitida passam sucessivamente do vermelho ao
laranja e ao amarelo, até chegarao branco. Estas são observaçõesqualitativas. Para
estudar o efeito quantitativamente, oscientistas tiveram de medir a intensidade da
radiação em cada comprimento de onda e repetiras medidas em várias temperaturas
diferentes. Esses experimentos provocaram uma das maioresrevoluções ocorridas na
ciência. A Figura 1.4 mostra alguns resultados experimentais. O“objeto quente” é
conhecido como corpo negro (embora ele esteja emitindo a cor branca porqueestá
muito quente!). O nome significa que o objeto não tem preferência em absorver
ouemitir um determinado comprimento de onda em especial. As curvas na Figura 1.4
mostram avariação da intensidade da radiação do corpo negro conforme a
temperatura, isto é, a radiaçãoemitida por um corpo negro em diferentes
comprimentos de onda quando a temperatura varia.Duas informações experimentais
cruciais para o desenvolvimento de um modelo para a radiaçãodo corpo negro foram
descobertas no fim do século XIX. Em 1879, Josef Stefan investigavao aumento do
brilho de um corpo negro quando um objeto era aquecido e descobriu quea
intensidade total emitida em todos os comprimentos de onda aumentava com a quarta
potênciada temperatura.
1.2-DUALIDADE ONDA PARTÍCULA DA MATÉRIA
Se a radiação eletromagnética, que por longo tempo foi interpretada apenas como
ondas, tem
caráter dual, será que a matéria, que desde a época de Dalton foi entendida como
sendo constituídapor partículas, poderia ter propriedades de ondas? Em 1925, o
cientista francês Louis de Broglie sugeriu que todas as partículas deveriam ser
entendidas como tendo propriedades de ondas. Ele propôs, também, que o
comprimento de onda associado à “onda da partícula” é inversamente proporcional à
massa da partícula, m, e à velocidade, v, e que O produto da massa pela velocidade é
chamado de momento linear, p, de uma partícula e, então, essa expressão pode ser
escrita de forma mais simples, Esse comprimento de onda é muito pequeno para ser
detectado. O mesmo se aplica a qualquer objeto macroscópico (visível) que viaje em
velocidades normais. O caráter ondulatório dos elétrons pôde ser observado quando
foi demonstrado que eles sofrem difração. O experimento foi realizado em 1925 por
dois cientistas norte-americanos, Clinton Davisson e Lester Germer, que focalizaram
um feixe de elétrons rápidos em um monocristal de níquel. O arranjo regular dos
átomos do cristal, cujos núcleos estão separados por 250 pm, funciona como uma
rede que difrata as ondas e eles observaram um padrão de difração.
1.3-O PRINCÍPIO DA INCERTEZA
A dualidade onda-partícula não somente mudou nossa compreensão da radiação
eletromagnética e da matéria, como também abalou as fundações da física clássica.
Na mecânica clássica, uma partícula tem uma trajetória definida, isto é, segue um
caminho em que a localização e o momento linear são especificados a cada instante.
Por outro lado, não é possível especificar a localização precisa de uma partícula se ela
se comporta como onda. Imagine uma onda em uma corda de violão, que se espalha
por toda a corda, sem se localizar em um ponto determinado. Uma partícula com um
momento linear determinado tem comprimento de onda determinado, mas, como não
faz sentido falar da localização de uma onda, não é possível especificar a localização
da partícula que tem um momento linear determinado. Esta dificuldade não pode ser
resolvida. A dualidade onda-partícula elimina a possibilidade de descrever a
localização se o momento linear é conhecido e não se pode especificar a trajetória das
partículas. Se soubermos que a partícula estáaqui neste instante, não podemos
dizer nada sobre onde ela estará um instante depois! A impossibilidade de conhecer a
posição com precisão arbitrariamente grande se o momento linear é precisamente
conhecido é um aspecto dacomplementaridade de posição e momento, isto é, se
uma propriedade é conhecida, a outra não o pode ser. Oprincípio da incerteza de
Heisenberg expressa quantitativamente essa complementaridade.
1.4-FUNÇÕES DE ONDA E NÍVEIS DE ENERGIA
Os cientistas do século XX tiveram que refazer sua descrição da matéria para levar em
conta a
dualidade onda-partícula. Um dos primeiros a formular uma teoria bem-sucedida foi o
cientista austríaco Erwin Schrödinger, em 1927. Como as partículas têm propriedades
de onda, não podemos esperar que elas se comportem como objetos pontuais que se
movem em trajetórias precisas. A abordagem de Schrödinger foi substituir a trajetória
precisa da partícula por uma função de onda, (a letra grega psi), uma função
matemática com valores que variam com a posição. Não há nada de misterioso sobre
a forma das funções de onda. Elas são funções matemáticas, como sen x, uma função
que varia como uma onda, e e–x, uma função que decai exponencialmente até zero.
1.5-ESPECTROS ATÔMICOS
Fortes evidências da validade da mecânica quântica vieram de sua capacidade de
explicar os espectros atômicos. Quando uma corrente elétrica passa através de uma
amostra de gás hidrogênio em baixa pressão, a amostra emite luz. A corrente elétrica,
que é semelhante a uma tempestade de elétrons, quebra as moléculas de H2 e excita
os átomos de hidrogênio livres a energias mais altas. Esses átomos excitados
descarregam rapidamente o excesso de energia através da emissão de radiação
eletromagnética. Em seguida, eles se recombinam para formar moléculas de
H2.Quando a luz branca atravessa um prisma, obtém-se um espectro contínuo de
Quando, porém, a luz emitida pelos átomos de hidrogênio excitados passa pelo
prisma, verifica-se que a radiação tem um certo número de componentes oulinhas
espectrais A linha mais intensa (em 656 nm) é vermelha e é possível observar que os
átomos excitados o gás brilham com esta cor. Os átomos de hidrogênio excitados
também emitem radiação ultravioleta e infravermelha, que são invisíveis a olho nu,
mas podem ser detectadas eletrônica e fotograficamente.
Fig-01 (Espectro Atômico)
1.6-ORBITAIS ATÔMICOS
As funções de onda de elétrons em átomos são chamadas de orbitais atômicos. O
nome foi escolhido para sugerir alguma coisa menos definida do que uma “órbita” de
um elétron em torno de um núcleo e também para considerar a natureza de onda do
elétron. As expressões matemáticas dos orbitais atômicos – que são soluções da
equação de Schrödinger, são mais complicadas do que as funções seno da partícula
em uma caixa, mas as suas características essenciais são relativamente simples. Por
outro lado, nunca devemos perder de vista a interpretação de que o quadradoda
função de onda é proporcional à densidade de probabilidade do elétron em cada
ponto. Para visualizar essa densidade de probabilidade, imaginamos uma nuvem
centrada no núcleo. A densidade da nuvem em cada ponto representa a probabilidade
de encontrar o elétron naquele ponto. As regiões mais densas da nuvem, portanto,
correspondem às posições em que a probabilidade de encontrar o elétron é maior.
Fig-02 (Orbitais)
1.7-SPIN DO ELÉTRON
O cálculo de Schrödinger das energias dos orbitais do hidrogênio foi um marco no
desenvolvimento da teoria atômica moderna. Entretanto, as linhas espectrais
observadas não tinham exatamente a freqüência predita por ele. Em 1925, dois físicos
holandeses, naturalizados americanos, Samuel Goudsmit e George Uhlenbeck,
propuseram uma explicação para essas pequenas diferenças. Eles sugeriram que um
elétron podia se comportar, de certo modo, como uma esfera que gira algo parecido
com um planeta em torno de seu eixo. Esta propriedade é chamada de spin. De
acordo com a mecânica quântica, um elétron tem dois estados de spin, representados
pelas setas e ou pelas letras gregas e . Pode-se imaginar o elétron girando no sentido
antihorário a uma dada velocidade (o estado ) ou no sentido horário, exatamente na
mesma velocidade o estado ). Esses dois estados de spin são distinguidos por um
quarto número quântico, este número quântico só pode assumir dois valores, + indica
um elétron e – indica um elétron.
1.8-ENERGIAS DOS ORBITAIS
Os elétrons em átomos de muitos elétrons ocupam orbitais semelhantes aos do átomo
de hidrogênio.Entretanto, as energias desses orbitais são não iguais às do átomo de
hidrogênio. O núcleo de um átomo com muitos elétrons tem um número maior de
cargas do que o núcleo do hidrogênio e atrai os elétrons mais fortemente, diminuindo
sua energia. Entretanto, os elétrons também se repelem uns aos outros, o que
aumenta sua energia. O número de elétrons afeta as propriedades do átomo. No
átomo de hidrogênio, com um elétron, não ocorre repulsão elétron-elétron. Vimos que
todos os orbitais de uma determinada camada têm a mesma energia. Assim, por
exemplo, o orbital 2s e os três orbitais 2ptêm a mesma energia. Nos átomos com
muitos elétrons, entretanto, o resultado de experimentos espectroscópicos e de
cálculos mostra que as repulsões elétron-elétron fazem com que a energia dos orbitais
2p seja mais alta do que a de um orbital 2s. O mesmo ocorre na camada n = 3, em
que os três orbitais 3p ficam mais altos do que o orbital 3s, e os cinco orbitais 3d ficam
ainda mais altos Como podemos explicar essas diferenças de energia?
Assim como é atraído pelo núcleo, cada elétron é repelido pelos demais elétrons.
Como resultado, ele está menos fortemente ligado ao núcleo do que estaria sem a
influência dos outros elétrons. Dizemos que cada elétron estáblindado pelos demais
para a atração total do núcleo. A blindagem reduz efetivamente a atração entre o
núcleo e os elétrons. A carga nuclear efetiva, experimentada pelo elétron é sempre
menor do que a carga nuclear real porque as repulsões elétron-elétron trabalham
contra a atração do núcleo.
Fig.03 (Energia dos Orbitais)
2-A TABELA PERIÓDICA
Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta
individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata
(Ag), estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos
desde a antiguidade, a primeira descoberta científica de um elemento ocorreu em
1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo. Durante os 200 anos
seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos
elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do
número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos
para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação.
A primeira classificação foi a divisão dos elementos em metais e não-metais, isso
possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim,
se seriam metálicos ou não metálicos. A lista de elementos químicos, que tinham suas
massas atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX.
Muitas das massas atômicas adotadas por Dalton estavam longe dos valores atuais,
devido à ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros cientistas, e o
desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas, centralizaram o
estudo sistemático da química. Os elementos não estavam listados em qualquer
arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de
massa atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos. Os químicos, ao
estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito clara. Os elementos cloro,
bromo e iodo, que tinham propriedades químicas semelhantes tinham suas massas
atômicas muito separadas. Em 1829, Johann W. Boebereiner teve a primeira idéia,
com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades
também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas
muito semelhantes. A massa atômica do elemento central da tríade era supostamente
amédia das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente,
muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromoe
iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra.
A organização da tabela periódica foi desenvolvida não teoricamente, mascom base
na observação química de seus compostos, por Dmitri Mendeleev. Em1869 organizou
os elementos na forma da tabela periódica atual. Mendeleev criou uma carta para
cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha os ímbolo do elemento, a
massa atômica e suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em uma
mesa, organizou-as em ordem crescente de suasmassas atômicas, agrupando-as em
elementos de propriedades semelhantes.
Formou-se então a tabela periódica diagonal. Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio
Nobel por este trabalho.
Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o número de prótons no
núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Mosseley usou essa idéia
para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de
acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de
Mendeleev desapareceram. Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica
moderna está baseada no número atômico dos elementos. A tabela atual se difere
bastante da de Mendeleev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a
tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos
elementos e números mais precisos de massa atômica, rearranjando as informações
existentes.
2.1-A DESCOBERTA DA LEI PERIÓDICA
Dmitri Mendeleev e o alemão Lothar Meyer, trabalhando independentemente,
descobriram experimentalmente a lei periódica e publicaram suas tabelas de
elementos, demonstrando a variação de propriedades periódicas consequente da
ordenação dos elementos adotada por eles. Em suas tabelas, ambos listaram os
elementos em ordem crescente de massa atômica (na época, não se conheciam os
números atômicos, só as massas atômicas). Atualmente, sabemos que a
periodicidade é mais facilmente visualizada se a listagem for feita em ordem crescente
do número atômico, o que ocasiona uma pequena diferença seqüencial em relação
àordenação por massa atômica. O sucesso de Mendeleev e Meyer, apesar de
ordenarem os elementos com base em suas massas atômicas, deve-se ao fato de
que, em geral, quanto maior o número atômico, maior a massa atômica do elemento.
A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, sequencialmente,
em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em
suas propriedades.
Fig-04 (Tabela Periódica)
2.2-A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
A organização da tabela periódica está intimamente relacionada com a configuração
eletrônica dos átomos. Cada período começa com um elemento que tem um elétron
de valência do tipo s. No primeiro período existem apenas dois elementos, pois o
orbital 1s comporta até 2 elétrons. O segundo período tem início com o lítio, pois seu
terceiro elétron é do tipo 2s. Como há um orbital 2s e 3 orbitais 2p, cada um capaz de
acomodar dois elétrons, é possível colocar 8 elementos neste período. O mesmo
ocorre para o terceiro período com os orbitais 3s e 3p. Como foi visto no capítulo
anterior, o orbital 4s tem menor energia que os orbitais 3d e por este motivo, o quarto
período inicia com o potássio(4s1) e após o preenchimento do orbital 4s no cálcio, os
orbitais vazios de menor energia são os cinco orbitais 3d. Como os orbitais 3d podem
acomodar 10 elétrons, este período terá mais 10 elementos (metais de transição). Em
seguida, o quarto período pode ser completado com o preenchimento dos 3 orbitais 4p
(mais 6 elementos).No quinto período, os orbitais 5s, 4d e 5p são preenchidos em
sequência.
No sexto período, após o preenchimento do orbital 6s e a entrada de um elétron nos
orbitais 5d, os 7 orbitais 4f são os próximos, em ordem de energia crescente,
possibilitando o encaixe de 14 elementos (lantanídeos) antes do preenchimento do
próximo orbital 5d. Os orbitais 5d preenchidos são sucedidos pelos 6 elementos
requeridos pelos 3 orbitais 6p. O sétimo período começa com o preenchimento do
orbital 7s; em seguida, um elétron é adicionado a um dos orbitais 6d. Os próximos
elétrons vão para os orbitais 5f, cujos 14 elementos formam a série dos actinídeos,
grupo de elementos com propriedades e estruturas eletrônicas semelhantes aos dos
lantanídeos. Os átomos de um mesmo grupo (coluna) da tabela periódica apresentam
os elétrons de valência com a mesma configuração e por isso são quimicamente
semelhantes. Por outro lado, sempre que existir uma semelhança entre as 68
propriedades químicas dos elementos de um mesmo período, tais como entre os
lantanídeos ou entre os metais de transição, os elementos quimicamente semelhantes
diferem somente no número de elétrons encontrados num tipo particular de orbital, por
exemplo, 4f ou 3d.
2.3-A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES ATÔMICAS
As propriedades químicas e físicas de um elemento são determinadas pelo número
atômico e pelo número e disposição dos elétrons existentes nos orbitais.
Condutividade elétrica, estrutura cristalina, energia de ionização, afinidade eletrônica
são exemplos de propriedades que estão relacionadas com o comportamento químico
geral dos elementos.Uma grande vantagem de uma disposição de elementos
conforme a atual estrutura da tabela periódica é a facilidade de se estudar inicialmente
as propriedades de um grupo de elementos e não as propriedades de todos os
elementos isoladamente.
2.4-O TAMANHO DO ATOMO
Esta é uma propriedade difícil de determinar, pois a probabilidade de se encontrar um
elétron ainda a uma distância muito grande (tendendo ao infinito) do núcleo nunca é
igual a zero, de modo que a distância “limite” do átomo é arbitrária. A distribuição da
probabilidade eletrônica é afetada pelo que há ao redor do núcleo. Tabelas
proporcionam uma comparação dos tamanhos relativos, geralmente obtidos da divisão
exata da distância observada entre centros de átomos idênticos adjacentes. A
dedução é feita da seguinte maneira: primeiramente, numa molécula de H2 a distância
de ligação (distância entre os núcleos dos dois átomos ligantes).
A dificuldade em determinar as medidas experimentais dos tamanhos atômicos deve-
se, portanto, não à técnica de mensuração, mas sim à interpretação dos resultados, já
que os raios efetivos dos átomos não são constantes. A contribuição de cada átomo
na distância de ligação total depende da natureza da ligação, que por sua vez
depende, em parte, das propriedades dos átomos.Considerando então raios atômicos
aproximados obtidos através de medidas de distâncias inter atômicas, pode-se
observar que o tamanho do átomo varia periodicamente dentro da tabela periódica,
obedecendo a uma tendência geral de aumentar de cima para baixo nos grupos e
diminuir da esquerda para a direita nos períodos.
2.5-O RAIO IÔNICO
Um caso interessante que devemos denotar em relação ao raio de um átomo é a
alteração no tamanho deste quando o átomo se transforma em um íon. O raio de um
íon é chamado raio iônico. Quando comparamos um átomo neutro com seu íon,a
carga efetiva do núcleo sobre os elétrons permanece constante, pois o número
atômico não se altera. Porém, como o número de elétrons em um íon é sempre
diferente do número de elétrons do átomo neutro, ocorrerá uma diferença no raio
atômico decorrente dessa situação. Por exemplo, um átomo de sódio, cuja
configuração é 1s22s22p63s1, quando perde seu elétron 3s, logicamente, perde
também a terceira camada, o que leva à redução do raio. Além disso, o menor número
de elétrons facilita a atração nuclear sobre a nuvem eletrônica, contribuindo para a
redução do raio. Podemos generalizar que um cátion é sempre menor do que o átomo
neutro que o originou.
2.6-ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Outra propriedade relacionada com a configuração eletrônica é a energia de ionização.
A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um
átomo no seu estado fundamental e corresponde à energia requerida para a reação. A
notação de estado gasoso (g) enfatiza a necessidade de que os átomos devem estar
isolados um em relação aos outros. Esta energia é também a energia de ligação do
último elétron a ser colocado no átomo.Uma vez o elétron completamente removido, o
átomo passa a ser um íon positivo (cátion), por isso o processo é dito ionização. O
elétron mais facilmente removível é aquele que possui maior energia (último a ser
distribuído segundo as regras de Hund), e está menos atraído pelo núcleo. A energia
para remover este primeiro elétron mais externo é denomina primeira energia de
ionização. No caso de átomos com mais de um elétron removível, diz-se que a energia
para remover um segundo elétron é a segunda energia de ionização.
2.7-AFINIDADE ELETRÔNICA
A afinidade eletrônica ou eletro-afinidade pode ser definido como a quantidade de
energia liberada no processo em que um átomo isolado, no seu estado fundamental,
recebe um elétron, formando um íon negativo (ânion).A liberação de energia mede o
quão fortemente o elétron se liga ao átomo, portanto quanto mais negativo o valor da
afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo em receber o elétron. Isso, porém,
não impede que alguns elementos tenham afinidade eletrônica positiva, o que indica
uma baixíssima tendência de receber elétrons e a necessidade de absorver energia
para poder ganhar elétrons. As afinidades eletrônicas, em geral, têm valores menos
negativos ao longo de um grupo (descendo), porque a camada de valência está
progressivamente mais distante do núcleo e a blindagem das camadas internas é mais
efetiva na compensação do aumento da carga nuclear. Uma exceção a essa regra é
que o flúor é menos negativo que o cloro. Uma possível explicação para esse
resultado baseia-se no fato de que, o flúor, por ser o menor átomo do grupo dos
halogênios, não pode ter a força de repulsão inter-eletrônica na camada mais externa
ignorada.
2.8-ELETRONEGATIVIDADE, ELETROPOSITIVIDADE
A eletronegatividade é definida como o grau de intensidade com que um átomo atrai
elétrons, capturando-os. A tendência relativa do comportamento eletronegativo ou
eletropositivo de um átomo pode ser quantificada, atribuindo a cada elemento um
número de eletronegatividade. Outra interpretação refere-se às ligações covalentes.
Numa ligação covalente, um par (ou mais pares) de elétrons é compartilhado entre
dois átomos. Isso significa que o par é atraído simultaneamente para o núcleo de
ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons. Essa atração é medida
pela eletronegatividade, que aqui pode ser definida como a tendência relativa de um
átomo em atrair o par de elétrons da ligação. A eletronegatividade tende a crescer da
esquerda para a direita através de um período na tabela periódica devido ao aumento
da carga nuclear. Essa tendência é geralmente uniforme entre os elementos
representativos. Através de uma série de transição, apresentando algumas
irregularidades no crescimento da esquerda para a direita, resultantes da variação do
efeito de blindagem. Indo para baixo num grupo, decrescendo à medida que a camada
de valência se torna mais afastada do núcleo e à medida que o efeito de blindagem
compensa amplamente o aumento da carga nuclear.
3-CITAÇÃO
A imaginação é a principal arma de um químico que produz um olhar mais
aprofundado e dissecador em todas as questões que são lançadas em cada
descoberta e provas, ir além é a palavra chave para buscar respostas, mergulhar
nesse mundo microscópio e entender a estrutura eletrônica de um átomo, a 2.450
anos atrás com filósofo grego Demócrito usando a imaginação e um modelo
completamente intuitivo lançou olhares para uma questão totalmente controversa
naquela época, do que somos feitos afinal? Estava lançado o nome átomo que provem
do grego indivisível, era o que os filósofos acreditavam na época. Em 1808, John
Dalton lançou o primeiro modelo atômico científico, propondo que os átomos eras
esferas maciças indivisíveis e impenetráveis comparado a uma bola de bilhar, em
1897 Thompson propôs um novo modelo baseado em experimentações em um tubo
de raios catódicos provou a existência dos elétrons e sua carga negativa, batizou o
seu modelo de pudim de passas.
Ernest Rutherford em 1908 realizou uma experiência que lhe permitiu propor um novo
modelo atômico, com um composto radioativo (Polônio) em uma caixa de chumbo
Rutherford bombardeou uma fina folha de ouro e observou que alguns feixes
desviavam sua trajetória e poucas não atravessavam, concluindo que no interior do
átomo existia uma região central de carga positiva o núcleo, batizado de modelo
planetário logo foi melhorado por Niels Born em 1913, ele propôs que a trajetória
circular a partícula além de perder energia poderia se chocar contra o núcleo do
átomo; que somente sendo divididos em camadas ou níveis de energia onde os
elétrons seguiam em órbitas estacionárias absorvendo energia e emitindo luz, surge o
modelo de Rutherford Born.
A tabela periódica é uma das mais notáveis realizações da química sem ela os
elementos parecem confusos e desorganizados, que a partir das propriedades físicas
e químicas, em 1869 Meyer e Mendelev que inicialmente organizou os elementos, mas
ainda existiam falhas, Hery Monseley examinando os expectros de raio X percebeu
que a organização dos elementos se repetia e sugeriu organizar a partir do seu
número atômico e não pela massa.
