Texto: A Visão de Estrutura Atômica Atual

A Visão de Estrutura Atômica Atual

 

Ondas Eletromagnéticas e as Cores

A Química explica o fenômeno da cor! Você já se perguntou por que as coisas têm cores e por que elas são diferentes? Para entendermos melhor esse assunto vamos estudar um pouco de ondas eletromagnéticas. Primeiro, é importante entendermos que onda é a forma como se propaga a energia, e que energia é a capacidade de realização de trabalho. Por exemplo, as ondas do mar são capazes de transportar um surfista, e isso é realizar trabalho, pois as ondas fazem um levantamento de peso.

 

As ondas possuem algumas características, como o comprimento, que é a distância entre dois picos vizinhos simbolizado por λ (lambda); a frequência, que é quantas oscilações a onda faz por segundo (representado por f); e a velocidade, que é igual à velocidade da luz (3 x 108), simbolizada por c (ou v). Tais características relacionam-se pela fórmula:

 

 

As ondas eletromagnéticas são, como dissemos, energia, e essa energia possui campos elétricos e magnéticos perpendiculares. Cada onda é definida por um comprimento específico, e, como existem vários tipos de ondas eletromagnéticas organizadas no que chamamos de espectro eletromagnético, cada faixa de comprimento recebe um nome específico, como na tabela abaixo:

 

 

Espectro eletromagnético

 

As cores que vemos são ondas eletromagnéticas que estão na região do visível. A região do espectro eletromagnético em que estão os comprimentos de onda visíveis é denominada de espectro da região visível. Nele, as ondas variam com comprimentos de onda entre 400nm a 700nm (nanômetros = 10-9m). A luz passa por uma fenda e, em seguida, por um prisma, formando o espectro característico do elemento de que a lâmpada é feita.

 

Decomposição da luz

 

O Átomo de Rutherford-Bohr

Neste tópico, vamos continuar estudando modelos atômicos: o modelo proposto por Niels Bohr, que é na realidade o modelo de Rutherford melhorado, e o modelo quântico, que é o aceito hoje. Anteriormente, vimos que no modelo de Rutherford existe uma contradição fundamentada na Física Clássica, pois o elétron em movimento deveria emitir ondas eletromagnéticas, o que significa que o elétron deveria liberar energia, pois está sempre em movimento, girando em volta o núcleo. Isso significa então que o elétron é acelerado e libera energia. Se isso não acontece, ou seja, se o elétron perde energia e vai desacelerando, ele deve ir diminuindo a distância entre si e o núcleo, ou seja, o raio da órbita circular diminuiria constantemente até que o elétron caísse sobre o núcleo, e assim a estrutura do átomo seria desestabilizada.

 

Niels Bohr trouxe a explicação necessária para melhorar o modelo de Rutherford. Ele escreveu uma série de propostas que conhecemos como Postulados de Bohr, nos quais propõe explicações baseadas na Física Quântica. São elas:

 

  • Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares, que são como camadas bem definidas ao redor do núcleo, e os elétrons nessas camadas possuem uma energia constante;
 
  • Quando o elétron salta de uma camada para outra e retorna, ele perde a energia no salto, na forma de ondas eletromagnéticas;
 
  • Se o elétron absorve energia externa, ele sempre absorve uma quantidade definida e pequena, a quanta, no plural, quantum. Um quantum faz com que o elétron salte para níveis de energia (orbitais) mais energéticos e mais distantes do núcleo.

 

Os átomos dos elementos conhecidos até hoje possuem no máximo sete níveis de energia (ou camadas eletrônicas), e cada nível (n) suporta uma quantidade que pode variar até um número específico de elétrons. As sete camadas são K, L, M, N, O, P e Q em que, respectivamente, n=1, n=2, n=3, n=4, n=5, n=6 e n=7.

O modelo de Rutherford-Bohr. As partículas verdes representam os nêutrons

 

O Modelo Atual

O modelo atual que temos de estrutura atômica é fruto da contribuição de vários cientistas, alguns que já estudamos até aqui, e outros, como Sommerfeld (1868-1951). Este e outros cientistas baseados em espectros descontínuos propuseram que, além dos níveis que estudamos até então, existem outros subníveis de energia nas camadas. Cada nível e subnível possui energias diferentes.

 

 

Um nível n sempre tem a mesma energia. Já os subníveis aumentam gradativamente a energia, em que o s tem a menor energia, e o f, a maior. Na tabela acima, mostramos alguns subníveis que não existem nos átomos dos elementos encontrados até hoje, são eles: 5g, 6f, 6g, 6h, 7d, 7f, 7g, 7h e 7i.

 

Linus Pauling criou uma forma interessante de se representar os subníveis de energia das camadas da eletrosfera, conhecido como diagrama de Linus Pauling (1901-1994), o que lhe rendeu o Nobel de Química de 1954:

 

Os elétrons de cada subnível devem ser colocados conforme as setas do diagrama de Linus Pauling acima indicado, pois elas estão apontando dos subníveis de menor energia para os subníveis de maior energia. Os subníveis podem ser ocupados pelas quantidades máximas de elétrons para os elementos conhecidos s=2, p=6, d=10 e f=14.

 

Diagrama de Linus Pauling

 

A distribuição eletrônica, que é a forma como escrevemos o diagrama de Linus Pauling, indica-nos qual é a camada de valência de um átomo. Por exemplo, o enxofre S:

 

Átomo = S, número atômico = 16

 

 

Na distribuição que fizemos acima, o número de elétrons é igual ao de prótons, que é igual ao número atômico. Mas como fazer se o átomo for um íon? Os íons são entidades químicas formadas quando os átomos perdem ou ganham elétrons e podem ser classificados como cátions, quando possuem menos elétrons que o átomo do mesmo elemento, ou seja, estão positivamente carregados, ou como ânions, que são carregados negativamente por possuírem mais elétrons que um átomo do mesmo elemento. Isso sempre ocorre na camada mais externa, que é denominada camada de valência.

 

Ainda falando sobre o modelo de átomo atual, vamos prosseguir redefinindo orbital. O orbital é a região no espaço onde se tem a maior probabilidade de encontrar os elétrons em um átomo específico. Veja que esse conceito é um pouco diferente do que definimos anteriormente, em que o orbital é considerado como as camadas, e, no espaço, elas seriam bem definidas.

 

O elétron pode ser uma partícula ou uma onda. Foi o que De Broglie concluiu em 1924, depois de estudar os trabalhos desenvolvidos por Planck e Einstein. Dois anos depois, Werner Heisenberg provou que é impossível saber com precisão a posição e a velocidade de um elétron. Por essa razão, mudamos a concepção de que o átomo orbita em volta do núcleo, mas que, na verdade, e ele está em uma região (orbitais) em torno do núcleo.

 

Como partícula, o elétron pode ser caracterizado, segundo Erwin Schrodinger, por resultados numéricos de equações quânticas, chamados de números quânticos: principal, azimutal, magnético e spin, e em nenhum átomo existem elétrons com as mesmas características quânticas. Vamos analisar cada um desses números quânticos:

 

  • Número principal: É o número que indica em qual camada o elétron está. A leitura desse número diz-nos quão afastado está um elétron do núcleo. Ele é representado pela letra n, em que n= 1, 2, 3 ...
 
  • Número quântico azimutal: É também chamado de número quântico secundário e é representado pela letra l . O número azimutal representa o subnível em que o elétron encontra-se. O número quântico azimutal assume valores de 0, 1, 2 e 3, mas que comumente é designado pelas letras s,p d e f respectivamente.
 
  • Número quântico magnético (m): determina a orientação dos orbitais, que estão entre +l   e -l . Para o subnível s, m=0, ou seja, nesse caso, o orbital s é esférico e comporta até dois elétrons em cada nível. Para os demais orbitais, o m do orbital central é zero e os demais vão crescendo positivamente para a direita e negativamente para a esquerda, conforme tabela abaixo:
 

Fonte: Usberco e Salvador, 2005

 

Cada orbital tem uma forma e uma orientação conforme o valor de m. Abaixo, resume-se como são esses orbitais tridimensionalmente.

 

Graficamente, podemos representar os orbitais por quadradinhos, conforme tabela abaixo, mas não se esqueça de que a representação dos gráficos acima corresponde de forma mais real à forma dos orbitais.

 

  • Número quântico spin (ms): Diz sobre o sentido de rotação do elétron. Ao girar em torno de seu próprio eixo, o elétron produz um campo magnético; se dois elétrons estão em um mesmo orbital, eles possuem spin opostos, ou seja, rotacionam em sentidos opostos e, por isso, existe uma atração entre eles. A descoberta dessa propriedade da matéria deve-se aos cientistas alemães Otto Stern e Walter Gerlach. Em decorrência de um átomo possuir elétrons desemparelhados, ele é paramagnético, ou seja, é atraído por um ímã. O ferro, por exemplo, é paramagnético, pois é atraído por ímãs. Os elementos cujos átomos possuem somente elétrons emparelhados são diamagnéticos, ou seja, não têm atração por ímãs.
 
 

A distribuição dos elétrons nos orbitais s, p, d e f segue duas regras básicas. Uma diz que um orbital pode ser preenchido com no máximo dois elétrons (e-), que é chamada de Princípio de exclusão de Pauli; a outra, chamada de Regra de Hund, diz que somente depois de um orbital de mesmo subnível ter um máximo de elétrons desemparelhados é que pode começar a emparelhar elétrons. Os valores do número quantico de spin são -1/2 e + 1/2. Normalmente os elétrons em um orbital são representados por setas. 

 

    

 

Por exemplo, façamos a distribuição eletrônica do S (enxofre) para concluirmos nosso estudo:

 

1. Dados (tabela periódica) = número atômico (Z) = 16.

 

2. Diagrama de Linus Pauling: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, e, finalmente, a distribuição:

 

 

 

 

3. Podemos identificar e caracterizar o elétron que quisermos, por exemplo, o primeiro elétron do orbital de menor energia em que n=1, l   =0, m= 0 e ms= -1/2.

 

Em Resumo

Neste tópico discutimos sobre a estrutura atômica com base nos modelos atômicos atuais. A partir da temática das cores, discutimos sobre o modelo de Niels Bohr e as transações de níveis dos elétrons, que, ao passar de níveis mais externos para níveis mais internos, liberam energia. Estudamos também o que é essa energia liberada, o que é frequência, comprimento de onda e ondas eletromagnéticas. Por fim, estudamos os modelos atômicos atuais, que foram originados a partir da teoria de vários cientistas, dentre eles Einstein, Planck, De Broglie e Heisenberg.

 

Referências

FELTRE, R.; YOSHINAGA, S. Atomística: teoria e exercícios. v.2. 1.ed. São Paulo: Moderna, 1974.

USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: química geral. 10.ed. São Paulo: Saraiva, 2005.

PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L. Química: volume único. 2.ed. São Paulo: Moderna, 2003.

SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. (Coord.). Química e sociedade: volume único – ensino médio. São Paulo: Nova Geração, 2005.

KOTZ, J. C.; TREICHEL, P.M. Química geral e reações químicas. v.1. Trad. Flávio Maron Vichi. São Paulo: Thomson Learning, 2007.

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