Física Atômica e Molecular

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Física para Ciências Biológicas Anderson Ferreira Sepulveda 
Física Atômica e Molecular 
 
1. Estrutura do átomo 
Quando o átomo está no estado isolado (livre da influencia de fatores externos), o número de 
prótons é sempre igual ao número de elétrons. 
O número atômico (Z) de um átomo, por definição, é o número de prótons existentes no seu 
núcleo. Z representa, portanto, a carga nuclear relativa e caracteriza perfeitamente cada tipo 
de átomo. Por exemplo, o sódio tem número atômico Z = 11. 
 
2. Níveis energéticos ou camadas eletrônicas 
O volume do átomo é determinado pelos átomos. Como alguns desses elétrons são mais 
facilmente removíveis que outros, isso nos leva concluir que alguns elétrons estão mais 
próximas do núcleo do que outros. 
À medida que se aproxima do núcleo, a energia potencial do elétron, devido à atração pelo 
núcleo, diminui, enquanto sua velocidade e, consequentemente, sua energia cinética 
aumentam. De um modo geral, a energia total do elétron aumenta à medida que o elétron se 
afasta do núcleo. 
Nos átomos dos elementos químicos conhecidos, podem ocorrer 7 níveis de energia 
representados, respectivamente, a partir do núcleo, pelas letras K, L, M, N, O, P, Q ou pelos 
números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Estes números são chamados de números quânticos principais, 
representando aproximadamente a distância do elétron ao núcleo, assim como a energia do 
elétron. Se um elétron tem número quântico principal igual a 3, ele pertence à camada 3 (ou 
M) e tem a energia desse nível. 
Cada camada pode ter um número máximo de elétrons: 
 
1 2 3 4 5 6 7 
2 8 18 32 50 72 98 
 
Por exemplo, um átomo com número atômico 17 terá 3 camadas: 
 
1 2 3 
2 6 7 
 
O nível de energia mais externo do átomo é denominado camada de valência. Assim, no 
átomo do exemplo anterior é a camada 3. 
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3. Subníveis de energia 
Quando um elétron passa de um nível de energia mais afastado para outro mais próximo do 
núcleo, é, na realidade, a composição de várias ondas luminosas mais simples. Conclui-se 
então que o elétron percorre o caminho “aos pulinhos”, isto é, os níveis de energia 
subdividem-se em subníveis de energia. 
Esses subníveis são: s (com número máximo de 2 elétrons), p (limite máximo de 6), d (10 
elétrons) e f (14 elétrons). 
Para se dar a configuração eletrônica de um átomo, colocam-se os elétrons, primeiramente, 
nos subníveis de menor energia (estado fundamental). 
Por exemplo, sódio Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Níveis energéticos e distribuição eletrônica 
A energia total (𝐸) de um elétron em uma orbita é a soma das energias potencial (𝑈) e cinética 
(𝐾). Demonstra-se que a energia total é: 
 
𝐸 = −13,6
𝑍2
𝑛2
 (𝑒𝑚 𝑒𝑉) 
 
As energias potencial e total crescem para a periferia do átomo, enquanto a energia cinética 
decresce no mesmo sentido. Para um nível bastante afastado, a energia total é por convenção 
igual a zero. Por isso o sinal negativo na equação acima! 
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A partir da equação que dá a energia total, pode-se obter o seguinte diagrama energético para 
o hidrogênio (Z = 1), a atribuindo a n os valores 1, 2, 3... 
 
Para o átomo de hidrogênio, as energias dos estados eletrônicos permitidos são dadas por: 
𝑛 = 1 ⟶ 𝐸 = 
−13,6
12
= −13,6 𝑒𝑉 
𝑛 = 2 ⟶ 𝐸 = 
−13,6
22
= −3,4 𝑒𝑉 
 
Quando n tende a infinito, o elétron está de fato separado do átomo, sendo a energia nula. 
Dizemos que um átomo está no estado fundamental (normal), quando seus elétrons 
apresentam as mais baixas energias possíveis. Se a energia for absorvida por um átomo no 
estado fundamental, o valor de n aumentará. Dizemos, então, que o átomo está em um estado 
excitado, podendo voltar ao normal emitindo energia. 
 
5. Modelo orbital 
“Orbital é a região do espaço que o elétron ocupa a maior parte do tempo.” 
“Orbital é a região do espaço de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.” 
Os orbitais atômicos têm distribuição definida no espaço. Os orbitais s são esfericamente 
simétricos ao redor do núcleo. Os orbitais p têm a forma de halteres. Os números quânticos 
magnéticos governam a orientação. Esses três halteres são representados por px, py e pz e 
estão orientados segundo os três eixos cartesianos. Em um orbital p existe um plano nodal 
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passando pelo núcleo, onde a probabilidade de se encontrar o elétron é zero. Os três orbitais p 
estão em eixos perpendiculares. 
 
 
 
Por exemplo, o flúor, que tem 9 elétrons; e oxigênio, com 8 elétrons. Se fizer a distribuição 
dos elétrons pelas camadas, o flúor terá 2 halteres (um no eixo x e outro no y); no caso do 
oxigênio, 1 halter (no x). 
 
 
 
6. Ligação carbono-carbono sob o ponto de vista dos orbitais 
A configuração do átomo de carbono no estado fundamental é: 
 
 
 
 
 
De acordo com essa estrutura, deveria o carbono ser bivalente, pois poderia emparelhar dois 
elétrons, respectivamente nos orbitais 2px e 2py. 
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No entanto, o carbono é tetravalente. Ocorre com esse elemento o fenômeno da hibridização. 
Na ligação simples, o orbital 2s se hibridiza com os três orbitais 2p, dando origem a quatro 
orbitais hibridizados sp3, apresentando estrutura tetraédrica. 
A ligação C-C seria formada, portanto, pela interpenetração direta de dois orbitais sp3. A essa 
ligação dá-se o nome de ligação sigma (𝜎) (sp3 – sp3). 
A ligação dupla C=C, envolve as hibridizações sp2. Uma das ligações é formada pela 
interpenetração de dois orbitais sp2, dando origem a uma ligação sigma. A segunda ligação é 
constituída pela interpenetração de dois orbitais p, dando origem a uma ligação pi (𝜋), 
semelhante a duas salsichas, uma acima, e outra abaixo do plano da ligação sigma. 
 
 
 
 
 
 
 
Já quando há tripla ligação, temos uma a interpenetração de dois orbitais sp, formando uma 
ligação sigma e a interpenetração dos outros dois orbitais p, formando duas ligações do tipo pi. 
Resumindo: 
a) C não faz pi => sp3 
b) C faz uma pi => sp2 
c) C faz duas pi => sp