Aula Sobre Estrutura Atômica: Partículas Subatômicas, Números Atômicos e Níveis de Energia, Manuais, Projetos, Pesquisas de Química Aplicada

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Química Geral e Experimental

UNIDADE 2

Para início de conversa

Olá, caro(a) aluno(a)! Como vão os estudos? Espero que esteja preparado(a) para darmos continuidade a mais uma jornada de estudos. Conto com seu total comprometimento!

orientações da disciPlina

Terminada a 1ª unidade, onde estudamos os princípios básicos da Química e o estudo básico da matéria, iniciaremos, a partir desta unidade, o estudo do átomo. Veremos como o conhecimento da estrutura atô- mica é primordial para entendermos a organização da Tabela Periódica e esta, por sua vez, nos ajudará a compreender como os átomos se unem na formação e composição das substâncias. Todos esses aspectos são objetos de explanação dessa unidade.

A aula sobre estrutura atômica foi dividida em duas partes: na primeira, conheceremos as partículas subatômicas e entraremos com o conceito de número atômico, isótopos, isóbaros e isótonos. Na segunda parte, trataremos do átomo segundo a visão da mecânica quântica e trataremos da natureza da radiação eletromagnética e os números quânticos.

Prezado(a) estudante, essa nossa II unidade você pode encontrar em nosso livro-texto. Caso você queira se aprofundar nos conceitos que serão apresentados nessa seção, o convido a ler as seções 2.1 a 2.4 do livro serão as páginas 31 a 41.

Assista também a videoaula, ela foi elaborada como o objetivo de facilitar seu aprendizado.

Ao final da nossa II unidade acesse o AVA e responda a atividade. Caso tenha alguma dúvida, pergunte ao seu tutor!

Vamos começar!

Na ocasião da descoberta do próton, Rutherford havia descoberto que os prótons e elétrons não ficavam juntos na estrutura atômica, mas ficavam em regiões distintas, separadas por um grande espaço vazio. Os prótons se concentravam no centro do átomo numa região denominada núcleo, enquanto que os elétrons se encontravam ao redor dele. Com a descoberta dos nêutrons, deduziu-se que essas partículas ficavam também no núcleo, onde estaria concentrada praticamente toda a massa do átomo (prótons e nêutrons), uma vez que os elétrons possuem massa desprezível em relação aos prótons e nêutrons. Todo átomo é um sistema neutro, ou seja, possui equilíbrio entre cargas positivas e negativas. Isso quer dizer que, em qualquer átomo convencional, o número de prótons é igual ao número de elétrons.

Fonte: Autor, 2016.

Estrutura de um átomo, após descoberta das três partículas subatômicas. A massa de qualquer átomo pode ser representada por seu número de massa e que pode ser considerada como a soma da quantidade de prótons e nêutrons que ele possui, uma vez que essas são as partículas que contribuem para a massa o átomo. Chamando A de número de massa, p de número de prótons e n de número de nêutrons, temos, matematicamente:

A = p + n

No átomo neutro o número de prótons é igual ao número de elétrons (e—). Então, se um átomo possui 15 prótons e 16 nêutrons, seu número de massa é: A = 15 + 16 = 31. Posteriormente, na 4ª unidade, mostra- remos a relação que o número de massa tem com a massa atômica.

o número atômico (Z)

Átomos de mesmo elemento químico possuem uma grandeza que é característica de sua identidade. Hen- ry Moseley, físico inglês, em 1913, ao fazer bombardeamento de elementos químicos diferentes, notou que átomos diferentes possuíam diferentes números de prótons (ou número de elétrons, já que o átomo neutro possui número de prótons igual ao número de elétrons).

Então a essa quantidade de prótons de cada elemento químico foi associado um número, chamado número atômico e representado pela letra Z. Então o número atômico de cada elemento químico é numericamente igual ao número de prótons que esse átomo possui. Assim, se um átomo possui 8 prótons, ele possui Z = 8. Possui-se 23 prótons, Z = 23, e assim por diante. Do que já foi exposto sobre número de massa, podemos dizer:

A = Z + n

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como representar um elemento químico?

Segundo a IUPAC - Internacional Union of Pure and Applied Chemistry - (ou União Internacional de Quí- mica Pura e Aplicada – o órgão que “manda” na padronização da linguagem da Química pelo mundo), todo elemento químico deve ser representado pelo seu símbolo e, junto a ele, seu número atômico e seu número de massa. Assim:

Ex: Representação do Cálcio:

isótopos, isóbaros e isótonos

Isótopos: São átomos que possuem o mesmo número atômico, mas diferem quanto ao número de massa. Na verdade, a grande maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos encon- trados na natureza em proporção constante.

exeMPlo

isótopos do carbono:

Fonte: Autor, 2016.

O isótopo 14 do carbono, 14 6C (chamado de carbono -14) é utilizado para datação de objetos arqueológicos.

Isóbaros: São átomos que possuem mesmo número de massa, mas diferentes números atômicos, ou seja, pertencem a elementos químicos diferentes.

Ex: 4019 K e 4020 Ca; 146 C e 147 N

estrUtUra atÔMica ii (a radiação eletroMagnética, o Modelo de

Bohr, distriBUição eletrÔnica, núMeros qUânticos)

Após os modelos propostos por Rutherford e Chadwick, os cientistas direcionaram seus estudos para a distribuição dos elétrons. Há muito tempo os químicos já conheciam que o sódio emitia uma luz ama- relada quando submetidos a uma chama. Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos produziam diferentes cores de chama.

Elementos diferentes produzem luzes com cores diferentes Fonte: http://sereduc.com/oDHpVu

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Em 1900, um físico alemão chamado Max Planck descobriu que os átomos e moléculas emitiam radiação de forma discreta (como pacotes ou “quanta” de energia, que mais tarde foi chamado de fóton) e não de forma contínua, como os físicos imaginavam. A partir daí, surgiu a Física Quântica que forneceu muita explicação acerca das propriedades dos átomos.

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radiação eletromagnética

Uma radiação eletromagnética consiste de campo elétrico e magnético oscilante que atravessam o vácuo (espaço vazio) a 3 x 10^8 m/s. Essa velocidade é representada por “c” e é a velocidade da luz no vácuo. Então, a luz é uma forma de radiação eletromagnética, assim como as ondas de rádio e televisão, micro- -ondas, raios-X, etc.

A radiação eletromagnética oscila perpendicularmente ao seu campo magnético (B) e campo elétrico (E), sendo a direção de propagação no eixo y. Estas ondas são caracterizadas por um comprimento, λ, por uma amplitude A, e por sua frequência f (número de ciclos por segundo). O comprimento de onda e sua frequência são relacionados através da relação:

A frequência da radiação eletromagnética, conhecida como luz visível é próxima de 10^15 Hz (1Hz equivale ao número de ciclos por segundo), ou seja, seu campo magnético muda de direção cerca de mil trilhões de vezes a cada segundo. Essa frequência da luz visível determina a sua cor. O olho humano detecta cores diferentes porque ele percebe luzes de diferentes frequências. Num semáforo, por exemplo, a frequência da luz muda de 5,7 x 10^14 Hz para 5,2 x 10^14 Hz (verde para amarelo) e depois para 4,3 x 10^14 Hz (vermelho).

O comprimento de onda da luz verde, por exemplo, pode ser calculado através de sua frequência (lembran- do que 1Hz = 1s -1^ e que 1 nanômetro (nm) é igual a 10-9m).

Albert Einstein e Max Planck demonstraram que a luz possui também propriedades de partícula, ou seja, existem circunstâncias em que ela se comporta como se fosse composta de pequenos pedacinhos, ou “pacotes de energia”. Um “pacote” de energia, denominado de fóton (ou quanta) é proporcional à fre- quência da luz e são relacionadas pela seguinte equação:

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o Modelo atômico de Böhr - os níveis de energia

Em 1913, Niels Böhr propôs um novo modelo atômico relacionado à distribuição dos elétrons na eletros- fera com sua quantidade de energia. Esse modelo se baseava nos seguintes postulados.

a) Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo.

b) Cada uma dessas órbitas possui energia constante. Elétrons em órbitas mais afastadas do núcleo possuem energia maior do que os que estão em órbitas mais próximas.

c) Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta para uma órbita mais energética. E quando volta à sua órbita original, libera essa mesma quantidade de energia na forma de luz (radiação eletromagnética).

Essas órbitas são chamadas níveis de energia e são conhecidas como as camadas K,L,M,N,O,P e Q.

Níveis de energia no átomo

veja o vídeo!

Caro estudante, que tal um vídeo que possa lhe ajudar a entender um pouco melhor esse tema? Bem, para isso gostaria que você assistisse à aula que está disponível clicando aqui. Um vídeo do professor Gianluca Azzellini da USP, que dá algumas boas explicações sobre o átomo de Bohr o vídeo tem uma duração de 27’57’’.

Bom vídeo!

os subníveis de energia

Em 1916, Sommerfield percebeu que os níveis de energia descobertos por Böhr podiam ser divididos ainda em níveis menores, chamados de subníveis de energia. O número de cada nível de energia indica a quantidade de subníveis que podem existir em cada nível. Assim, a camada K (nível 1) suporta um subní- vel energético. A camada L (nível 2), suporta dois subníveis, e assim por diante. Os subníveis atuais são representados pelas letras s, p, d e f e estão na seguinte ordem de energia: s<p<d<f.

estudos específicos mostraram também o seguinte:

• Elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia.
• Os elétrons se distribuem na eletrosfera ocupando o subnível de menor energia disponível.
• A quantidade de elétrons máxima permitida em cada subnível é:

Subnível Quantidade máxima de elétrons s 2 p 6 d 10 f 14

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Caro(a) aluno(a), ficou curioso para saber mais sobre Sommerfield? Então clique aqui.

Cada nível possui um subnível a mais que o anterior. Assim:

Devido ao fato de nenhum elemento químico conhecido atualmente possuir quantidade de elétron sufi- ciente para preencher todos os subníveis existentes, alguns desses níveis só são possíveis teoricamente (em vermelho).

diagrama de linus Pauling (distribuição eletrônica em subníveis)

Para conhecermos a relação de energia de cada subnível, basta verificarmos o diagrama estabelecido por Linus Pauling acerca da distribuição eletrônica de um átomo no estado fundamental:

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Dessa forma, os orbitais podem ser considerados como “nuvens” que correspondem às regiões onde é muito grande a probabilidade de se encontrar determinado elétron. Erwin Schrödinger (http://sereduc. com/ECaUvT) definiu o movimento do elétron ao redor do núcleo mediante equações matemáticas que relacionam a natureza corpuscular, energética, de carga e a massa do elétron. Essas equações são cha- madas funções de onda (ψ) e cada uma delas correspondem a um diferente estado de energia do elétron. Assim, a probabilidade relativa de se encontrar um elétron pode ser calculada por essas funções. Nesse contexto, os orbitais atômicos são representações gráficas de ψ em 3 dimensões e essas representações produzem os formatos familiares dos orbitais.

Então, temos: 1 orbital para o subnível tipo s, 3 orbitais para o subnível tipo p, 5 orbitais para o subnível tipo d e, finalmente, 7 orbitais para o subnível tipo f. Cada orbital pode ser representado por um quadrado. Dessa forma, os orbitais dentro de cada subnível são representados da seguinte forma, ao fazermos as distribuições dos elétrons:

Subnível Quantidade de orbitais s 1 p 3 d 5 f 7

Para fazer a distribuição eletrônica em orbitais, devemos seguir alguns princípios:

• Princípio de Aufbau ou princípio da construção – Os orbitais são preenchidos de forma que aque- les de mais baixa energia sejam preenchidos primeiro.
• Princípio da exclusão de Pauli – Um orbital comporta no máximo 2 elétrons e com spins contrários (spin é o sentido de rotação do elétron).
• Regra de Hund – Assim que orbitais degenerados (de mesma energia) são alcançados na distribui- ção (como os orbitais px, py e pz do subnível p) a distribuição é feita até que todos os orbitais contenham um elétron desemparelhado (sozinho), depois se preenche com os elétrons restantes.

A distribuição eletrônica em orbitais para o carbono ( 6 C), por exemplo, ficará:

Perceba que o subnível 1s, por ter apenas um orbital (um quadradinho), é preenchido logo com 2 elétrons (duas setinhas em sentido contrário). Da mesma forma ocorre com o subnível 2s. No subnível p (que tem 3 orbitais), os elétrons são preenchidos um em cada orbital (por causa da Regra de Hund). Para o cloro ( 17 Cl), teríamos:

Nesse caso, o preenchimento ocorre normalmente até o subnível 3p. Como 5 elétrons devem ser distribu- ídos num subnível que cabem 6 elétrons, a distribuição é feita segundo a regra de Hund (inicialmente um em cada orbital, e os dois restantes em sentidos contrários).

Mais um exemplo: para o níquel ( 28 Ni):

Perceba como foram distribuídos os 8 elétrons no subnível 3d (que cabem 10 elétrons), segundo a regra de Hund.

números quânticos

A fim de investigar a maneira pela qual os elétrons estão arrumados no espaço, devemos examinar os níveis de energia do átomo. Isto se faz através de uma discussão dos números quânticos. Os números quânticos são soluções das equações das funções de onda de Schrödinger. São 4 os números quânticos.

Número quântico principal (n): Refere-se aos níveis de energia do átomo, ou seja, as camadas K, L, M, N, O e P. Da camada K até a P, os valores atribuídos para n vão de 1 a 7, respectivamente.

Número quântico secundário ou azimutal (ℓ): Refere-se aos subníveis de energia do átomo. Os valores de l para os subníveis s, p, d e f estão tabelados abaixo.

Subnível Valor de ℓ s 0 p 1 d 2 f 3

Número quântico terciário ou magnético (m): Esse número faz referência aos orbitais. Os valores de m são números inteiros que vão de – ℓ até + ℓ podendo situar-se em valores intermediários entre esses dois extremos.

veja o vídeo!

Para entender um pouco melhor que tal uma videoaula? Bem, para isso assista à aula clicando aqui, outro vídeo do professor Gianluca Azzellini da USP, que dá algumas boas explicações sobre orbitais e o principio de Aufbau, o vídeo tem uma duração de 29’10’’.

Bom vídeo!

taBela PeriÓdica

Em 1869, um professor de química chamado Dmitri Mendeleev (http://sereduc.com/eLuNQb) organizou os 63 elementos conhecidos na época. Ele observou que, reunindo esses elementos conhecidos na ordem crescente de suas massas atômicas, determinadas propriedades se repetiam. Mendeleev organizou os elementos com propriedades semelhantes em colunas verticais, chamadas grupos ou famílias e em linhas horizontais, chamadas períodos.

Mais tarde, com base nessa constatação, propôs-se a tabela periódica atual, na qual os elementos quími- cos estão dispostos em ordem crescente de seus números atômicos e originam os períodos na horizontal (linhas) e na vertical (colunas).

Na figura abaixo temos uma representação da Tabela Periódica atual, nela vemos que a tabela é constituída de 18 famílias, onde cada uma possui elementos químicos com propriedades semelhantes. São divididas nas categorias A e B, de acordo com o subnível do elétron mais energético de cada elemento, da seguinte maneira:

Famílias pertencentes à categoria A: elementos que possuem elétrons mais energéticos no subnível s ou p.

Famílias pertencentes à categoria B: elementos que possuem elétrons mais energéticos no subnível d ou f.

Famílias a

Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos representativos e seus elétrons mais energéticos se situam nos subníveis s ou p. Nessas famílias, o número da família indica o número de elétrons na camada de valência. Essas famílias ainda recebem nomes específicos, como descrito na tabela abaixo:

*n é o nível ou camada do átomo.

Famílias B

Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos de transição. Uma parte deles ocupa a parte central da tabela periódica (família IIIB até IIB) e apresenta seu elétron mais energético em subníveis d.

A outra parte está num lugar à parte, constituindo a série dos Lantanídeos, que começa com o Lantânio e Actinídeos, que começa com o Actínio. Essas séries são compostas de 14 colunas. Nessas séries o elétron mais energético desses elementos está contido em subníveis f (f1 a f14).

Representação mais frequente da Tabela Periódica

exeMPlo

Que elemento se encontra no 5º período da família 3A?

Se X é 5° período e família 3A, então a distribuição termina em 5s^2 , 5p^1. Fazendo a distribuição (chamando o elemento desconhecido de X):

X →1s 2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^6 , 4s^2 , 3d^10 , 4p^6 , 5s^2 , 4d^10 5p^1

Contando os elétrons, teremos: 49 elétrons. O elemento de número atômico 49 é o Índio (In) e ele está justamente localizado como mencionado (Família 3ª, período 5).

Propriedades Periódicas e aperiódicas

A Tabela periódica pode ser utilizada para relacionar as propriedades de seus elementos com suas es- truturas atômicas. Essas propriedades podem ser periódicas e aperiódicas. As primeiras são aquelas em que, à medida que o número atômico aumenta, variam periodicamente (como por exemplo, o número de elétrons na camada de valência). As principais são:

raio atômico e raio iônico: De maneira geral, para se comparar o tamanho dos átomos e dos íons, levam-se em conta dois fatores: O número de camadas e o número de prótons. Quanto maior o número de camadas, maior o raio do átomo e caso os átomos comparados possuam o mesmo número de níveis, o átomo que apresenta maior número de prótons terá raio menor (pois um maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o que resulta numa redução de seu tamanho). Numa mesma fa- mília, o raio atômico aumenta de cima para baixo (aumento das camadas) e no mesmo período, da direita para a esquerda (diminuição do número de prótons).

Fonte: Autor,2016.

Comparação entre os raios do Bromo e do Cloro. Note como o raio do bromo é maior do que o do cloro.

Variação do raio atômico com o período e a família na Tabela Periódica.

energia de ionização (ei): É a energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no seu estado gasoso.

Assim: X(g) → X+^ (g) + e–

X é o átomo neutro no estado gasoso e X+ é a espécie após ter perdido um elétron (é). Quanto maior o raio atômico, menor a atração que será exercida pelo núcleo sobre este elétron mais afastado, portanto, mais fácil será para removê-lo e, consequentemente, menos energia é necessária. Então, o raciocínio é o oposto do que acontece com o raio atômico. Assim:

Variação da 1ª energia de ionização com o período e a família na Tabela Periódica.

afinidade eletrônica (eletroafinidade): É a energia liberada quando, a um átomo isolado no seu estado gasoso, é adicionado um elétron.

Assim: X(g) + e–^ → X−^ (g)

Nesse caso, X–^ é a espécie formada após o átomo X ter recebido um elétron. Quanto maior for o raio atô- mico, menor será a atração que será exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado, portanto, ao ser adicionado um elétron a energia liberada é pouca, ao contrário do que ocorre se um átomo tiver pequeno raio atômico. A atração é tão grande que a liberação de energia também será grande. Então a afinidade eletrônica dos elementos varia da mesma forma que na energia de ionização (da esquerda para a direita nos períodos e de baixo para cima nas famílias).

Variação da afinidade eletrônica com o período e a família na Tabela Periódica.