Modelo Atômico de Bohr e Eletronegatividade

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Modelo atômico de Bohr (simplificado) 
 
O modelo de Bohr representa os níveis de energia. Cada elétron possui a sua energia. É 
comparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar, onde cada elétron possui a sua própria 
órbita e com quantidades de energia já determinadas. 
As leis da física clássica não se enquadram neste modelo. Quando um elétron salta de um nível 
menor para um nível mais elevado, ele absorve energia e quando ele retorna para um nível 
menor, o elétron emite uma radiação em forma de luz. 
Bohr organizou os elétrons em camadas ou níveis de energia. 
Cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétron. 
Existem sete camadas ou níveis de energia ao redor do núcleo: K, L, M, N, O, P, Q. 
Observe a tabela que mostra o nome das camadas, o seu número quântico e o número máximo 
de elétrons em cada uma destas camadas: 
 N° QUÂNTICO N° MÁXIMO DE ELÉTRONS 
K 1 2 
L 2 8 
M 3 18 
N 4 32 
O 5 32 
P 6 18 
Q 7 2 
 
 
Carga nuclear efetiva 
"A força de atração entre o elétron e o núcleo depende da magnitude da carga nuclear líquida 
(efetiva) agindo no elétron e a distância média entre o núcleo e o elétron." 
 
Da mesma forma, a força de atração entre o núcleo de um átomo e um determinado elétron na 
eletrosfera, depende da distância entre eles e de suas cargas. Tomemos, por exemplo, o átomo 
de Magnésio (Z=12), de distribuição eletrônica: 
1s​2​, 2s​2​, 2p​6​, 3s​2 
Era de se supor, então, que a carga do núcleo equivale a 12+, considerando que 12 é o seu 
número atômico. No entanto, dados experimentais indicam como 3,3+, o valor da carga do 
núcleo agindo sobre um elétron na camada de valência.* 3,3+ é a ​carga nuclear efetiva e 
corresponde a carga real do núcleo que exerce influência sobre determinado elétron. A 
explicação para esse fato – a diminuição da carga nuclear - encontra-se no efeito protetor (de 
blindagem) dos elétrons das camadas anteriores.** 
Calcular a carga nuclear efetiva é relativamente simples. Z​ef é calculado pela subtração entre o 
número de prótons do núcleo, Z, e o número de elétrons entre o núcleo e o elétron em 
questão.*** 
 
Z​ef​ = Z – S 
 
Quando o elétron em questão for um elétron de valência, S é igual ao número de elétrons das 
camadas interiores do átomo, ou seja, do cerne. 
A carga nuclear efetiva sobre um elétron de valência no Magnésio seria: 
 
Z​ef​ = 12 – 10 
Z​ef​ = 2+ 
 
No entanto, você deve ter percebido uma diferença entre a carga nuclear efetiva do Magnésio 
obtida experimentalmente e a carga nuclear efetiva obtida no cálculo anterior. É que, os 
elétrons do cerne não são totalmente eficientes em blindar os elétrons de valência, que tem 
alguma probabilidade de está dentro do cerne, isto é, misturado, junto aos elétrons das 
camadas interiores. 
 
*A carga nuclear efetiva pode ser calculada para qualquer elétron do átomo, contudo, faz mais 
sentido para os elétrons mais externos, já que muitas das propriedades dos átomos são 
determinadas pela carga nuclear efetiva sofrida por seus elétrons de valência. 
** Os elétrons de mesmo nível dificilmente blindam uns aos outros da carga do núcleo, ou 
blindam parcialmente. 
*** S representa uma média, não é necessário que ele seja um número inteiro. 
 
A carga coulõmbica efetivamente percebida no Z, da camada de valência, é o resultado da 
interação atrativa entre ele e o núcleo descontado da interação repulsiva entre o Z de valência e 
os demais elétrons, portanto Zep < Z. 
 
Eletronegatividade 
 
A eletronegatividade é a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si, 
quando se encontra ligado a outro elemento químico diferente por meio de uma ligação 
covalente, isto é, em que há o compartilhamento dos elétrons, considerando essa molécula 
como estando isolada. 
 
Quando dois átomos de hidrogênio aproximam-se, ocorrem ao mesmo tempo forças de atração 
entre o núcleo de cada um desses átomos pelo elétron do outro átomo e forças de repulsão 
entre os elétrons e os núcleos dos dois átomos. Quando essas forças atingem o equilíbrio, os 
dois elétrons ficam em uma região das eletrosferas que é algum lugar entre os dois átomos da 
molécula, em que ambos interagem com os dois elétrons, ficando estáveis, ou seja, os dois 
átomos compartilham um par de elétrons. 
 
Essa é uma ligação covalente, que forma uma molécula. Mas visto que os dois átomos dessa 
molécula são exatamente iguais, a maneira com que eles atraem os elétrons para si também é 
a mesma. Assim, dizemos que ​não há diferença de eletronegatividade ​ou que ela ​é apolar​. 
Em virtude da diferença de eletronegatividade, é formado um ​dipolo elétrico (μ), que são dois 
monopolos elétricos, com os elétrons tendendo a serem mais atraídos pelo cloro. Então, a 
ligação H ─ Cℓ terá uma carga parcial negativa no cloro (δ​-​) e uma carga parcial positiva no 
hidrogênio (δ​+​). Portanto, essa é uma molécula ​com diferença de eletronegatividade e é 
polar​: 
 
Isso nos mostra que a eletronegatividade é uma grandeza relativa, e não absoluta, pois ela é 
determinada levando-se em conta comparações de forças exercidas pelos átomos em uma 
ligação covalente. 
Existem várias formas de se calcular a eletronegatividade, mas a mais comum é ​a escala de 
eletronegatividade proposta por Pauling. Digamos que temos uma molécula genérica ​A ─ B. 
Pauling propôs que a energia de ligação dessa molécula, simbolizada por D, seria dada pela 
soma da média aritmética das energias de ligação (D) das moléculas gasosas desses dois 
átomos, isto é, A-A e B-B, com o quadrado da diferença de eletronegatividades de cada átomo 
dessa molécula (x​A​ e x​B​): 
D​(A-B)​ = [D​(A-A)​ + D​(B-B)​]+ k (x​A​ - x​B​)​
2 
A constante k na fórmula acima é igual a 96,5 kJ . mol​-1​. Pauling atribuiu um valor arbitrário para 
a eletronegatividade do hidrogênio, que foi de 2,1, e, dessa forma, foi possível descobrir o valor 
da eletronegatividade dos outros elementos em relação a ele. 
Com base nesse método, foram dados os valores da eletronegatividade de Pauling para os 
elementos da Tabela Periódica, com exceção dos gases nobres. 
 
Observe que esses valores são uma propriedade periódica, pois eles variam periodicamente em 
função dos números atômicos dos elementos. Veja, por exemplo, que os elementos mais 
eletronegativos são os que estão no canto superior direito da tabela, isto é, o flúor (4,0) e o 
oxigênio (3,5), e os menos eletronegativos são os que estão no canto inferior esquerdo, que são 
o frâncio (0,8) e o césio (0,8). 
Baseado nisso, criou-se até mesmo uma fila de eletronegatividade dos elementos mais 
eletronegativos que costumam ser mais trabalhados: 
F > O > N > Cℓ > Br > I > S > C > P > H 
Veja os valores das eletronegatividades: 
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1 
Existe uma espécie de “macete” para se decorar essa fila de eletronegatividade, que é dada 
pela frase abaixo, em que a inicial de cada palavra corresponde ao símbolo dos elementos em 
questão: 
“​F​ui ​O​ntem ​N​o ​Cl​ube, ​Br​iguei ​I​ ​S​aí ​C​orrendo ​P​ara o ​H​ospital” 
Portanto, podemos dizer que ​a eletronegatividade é uma propriedade periódica queaumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima na Tabela Periódica. 
 
Isso acontece em virtude do tamanho do raio atômico. Quanto maior o raio de um átomo, mais 
distantes os elétrons compartilhados estarão do seu núcleo e, portanto, mais fraca será a 
atração entre eles. O contrário também é verdadeiro, quanto menor o raio atômico, mais 
próximos do núcleo os elétrons estarão e maior será a atração entre eles. Assim, podemos 
concluir o seguinte: 
A eletronegatividade aumenta com a diminuição do raio atômico. 
Podemos assumir que o preenchimento total de uma camada é um processo energeticamente 
favorável. 
 
Usaremos basicamente dois modelos de ligação química: 
- Modelo de ligação iônica; 
- Modelo de ligação covalente; 
 
Existem muitos outros modelos, porém estes nos explicam a maioria dos fenômenos que 
estudaremos ou precisaremos compreender no nível biológico. 
 
NaCl de ligação iônica - Se dá quando há a interação entre átomos que apresentavam grande 
diferença de elétrons. Há, no modelo ideal de ligação iônica, a total perda de elétrons do átomo 
menos elétrons para o mais elétrons. 
 
NaCl de ligação covalente - Se dá quando há a diferença entre átomos que apresentam 
pequena diferença do elétron (ou diferença nula). Há, no modelo ideal de ligação covalente, o 
total compartilhamento dos elétrons.