[Química] Átomos O Mundo Quântico - Cap. 01 Atkins, Princípios de Química

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cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
Observação dos Átomos
1.1 Modelo Nuclear do Átomo
● Experimento de Thompson
● Experimento de Milikan
● Experimento de Rutherford
1.2 Características da Radiação Eletromagnética
Para estudar a estrutura interna de objetos na escala atômica, é preciso observá-los
indiretamente. Por isso, a análise da luz emitida ou absorvida por substância é um ramo
importante da química chamado espectroscopia.
def. espectroscopia: A espectroscopia é o estudo da interação entre a radiação
eletromagnética e a matéria. Os fenômenos físico-químicos que são objeto de
estudo se caracterizam como interações (reflexão, refração, espalhamento
elástico, interferência e difração) ou alterações nos níveis de energia de
moléculas ou átomos.
A radiação eletromagnética é uma oscilação em fase dos campos elétricos e
magnéticos, que, autossustentando-se, encontram-se desacoplados das cargas elétricas que lhe
deram origem. As oscilações dos campos magnéticos e elétricos são perpendiculares entre si
e podem ser entendidas como a propagação de uma onda transversal, cujas oscilações são
perpendiculares à direção do movimento da onda (como as ondas da superfície de uma
lâmina de água), que pode se deslocar através do vácuo. Dentro do ponto de vista da
Mecânica Quântica, podem ser entendidas, ainda, como o deslocamento de pequenas
partículas, os fótons. O espectro visível, ou simplesmente luz visível, é apenas uma pequena
parte de todo o espectro da radiação eletromagnética possível, que vai desde as ondas de
rádio aos raios gama. A existência de ondas eletromagnéticas foi prevista por James Clerk
Maxwell e confirmada experimentalmente por Heinrich Hertz.
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𝑣 = λ · 𝑓
1.3 Espectros Atômicos
● Espectro: conjunto de comprimentos de onda emitidos ou absorvidos pelo elemento.
● Espectro de emissão: linhas coloridas obtidas pela dispersão da luz emitida pela
amostra. Cada linha corresponde a um determinado comprimento de onda.
● Espectro de absorção: linhas escuras obtidas ao transmitir luz branca através da
amostra. As linhas escuras estão sempre nas mesmas posições das linhas claras
emitidas pela mesma amostra. Assim, o espectro de absorção coincide com o espectro
de emissão.
Espectro do átomo de hidrogénio é o conjunto de comprimentos de onda presentes na
luz que o átomo de hidrogénio é capaz de emitir quando pula de níveis de energia (obs átomo
de Bohr). Esse espectro de luz é composto de comprimentos de onda discretos, portanto seus
valores são expressos pela Fórmula de Rydberg:
, onde(𝑓) 1λ = 𝑅 · (
1
𝑛
1
2 −
1
𝑛
2
2 ) 𝑅 = 3, 29 × 10
15𝐻𝑧
n1 = 1 e n2 = 2, 3, 4...: série de Lyman (ultravioleta)
n1 = 2 e n2 = 3, 4, 5...: série de Balmer (visível)
n1 = 3 e n2 = 4, 5, 6...: série de Paschen (infravermelho)
n1 = 4 e n2 = 5, 6, 7...: série de Brackett (além do infravermelho)
Teoria Quântica
1.4 Radiação, Quanta e Fótons
Corpo negro é um corpo ideal que absorve toda a radiação térmica incidente. É, portanto, um
absorvedor perfeito, uma vez que seu poder de absorção é igual a 1. Como, emissividade e
absortividade são iguais, de acordo com a lei de Kirchhoff, um corpo negro também terá
emissividade igual a 1. Desse modo, além de um absorvedor ideal, um corpo negro é também
um emissor ideal.
● A lei de Stefan-Boltzmann para um corpo negro passa a ser:
(obs.: intensidade da radiação é o módulo do campo elétrico e como este é um vetor, seu
módulo por produto escalar é (amplitude) )2
, onde𝐼 = σ · 𝑇4 σ = 5, 67 × 10−8𝑊 · 𝑚−2 · 𝐾−4
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
Qualquer corpo negro, na mesma temperatura, emite radiação térmica com a
mesma intensidade total. Cada radiação de determinado comprimento de onda,
na mesma temperatura, também é emitida com a mesma intensidade por todos
os corpos negros, não importando o material de que sejam feitos.
● A lei de Wien (ou lei do deslocamento de Wien): é a lei da física que relaciona o
comprimento de onda onde se situa a máxima emissão de radiação eletromagnética de
corpo negro e sua temperatura:
Conforme a lei de Wien, quanto maior for a temperatura de um corpo negro, menor será o
comprimento de onda para o qual a emissão é máxima. Por exemplo, a temperatura da
fotosfera solar é de 5780 K e o pico de emissão se produz a 475 nm. Como 1 angstrom 1 Å=
10−10 m = 10−4 micras resulta que o máximo ocorre a 4750 Å.
, onde𝑇 · λ
𝑚𝑎𝑥
= 𝑏(𝑐𝑡𝑒) 𝑏 = 2, 9 𝐾 · 𝑚𝑚
● Hipótese de Planck: A troca de energia entre a matéria e a radiação ocorre em quanta -
pacotes de energia.
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, onde𝐸 = ℎ · 𝑓 ℎ = 6, 626 × 10−34𝐽 · 𝑠
- Efeito Fotoelétrico
O efeito fotoelétrico é a emissão de elétrons por um material, geralmente metálico, quando
exposto a uma radiação eletromagnética (como a luz) de frequência suficientemente alta, que
depende do material, como por exemplo a radiação ultravioleta. Ele pode ser observado
quando a luz incide numa placa de metal, arrancando elétrons da placa. Os elétrons ejetados
são denominados fotoelétrons.
observações experimentais:
1. Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha frequência acima de um
determinado valor, característico do metal.
2. Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a intensidade da radiação.
3. A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a frequência da
radiação incidente.
obs.: intensidade da radiação é uma indicação do número dos fótons presentes e E=hf é uma
medida da energia de cada fóton, tomado individualmente. Note-se ainda que ao aumentar a
intensidade da radiação incidente não vai causar uma maior energia cinética dos elétrons
ejetados, mas sim um maior número de partículas deste tipo removidas por unidade de tempo.
explicação: se a radiação incidente tem frequência f, ela é formada por um feixe de fótons de
energia hf (cada). Essas partículas colidem com os elétrons do metal. A energia necessária
para remover um elétron da superfície de um metal é chamada de função de trabalho ( ).Φ
Se a energia do fóton é inferior a energia necessária para remover um elétron do metal, não
ocorrerá a ejeção do elétron, independentemente da intensidade da radiação.
Energia do fóton = Energia necessária para remover um elétron + Energia cinética do elétron emitido
ℎ · 𝑓 = Φ +
𝑚
𝑒
·𝑣2
2
=> é a função trabalho, ou energia mínima exigida para remover um elétron deΦ = ℎ · 𝑓
𝑜
sua ligação atômica;
=> é a frequência mínima para que o efeito fotoelétrico ocorra.𝑓
𝑜
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interpretação dos resultados à luz da teoria de Einstein:
1. Um elétron só pode ser ejetado do metal se receber do fóton, durante a colisão, uma
quantidade mínima de energia igual a função de trabalho.
2. Se o fóton tem energia suficiente, a cada colisão observa-se a ejeção imediata de um
elétron.
3. A energia cinética do elétron ejetado do metal aumenta linearmente (y = ax + b) com
a frequência da radiação incidente.
Obs.: estudos da radiação de corpos negros levaram a hipótese de Planck da quantização da
radiação eletromagnética. O efeito fotoelétrico fornece a evidência da natureza de partícula
da radiação eletromagnética.
A diferença de energia é dissipada por um fóton, a frequência de uma linha individual
de um espectro está relacionada a diferença de energia entre dois níveis de energia
envolvidos na transição.
ℎ · 𝑓 = 𝐸
𝑠𝑢𝑝𝑒𝑟𝑖𝑜𝑟
− 𝐸
𝑖𝑛𝑓𝑒𝑟𝑖𝑜𝑟
1.5 Dualidade Onda-Partícula da Matéria
Efeito fotoelétrico => ampara o comportamento de partícula + Difração => ampara o
comportamento ondulatório = dualidade onda-partícula da radiação eletromagnética.
Toda a matéria apresenta características tanto ondulatórias como corpusculares
comportando-se de um ou outro modo dependendo do experimento específico - Louis de
Broglie.
Os objetos físicos também têm propriedades ondulatórias (em nível atômico).
O físico francês relacionou o comprimento de onda, λ (lambda) com a quantidade de
movimento da partícula, mediante a fórmula:
ou , onde p = momento linear.λ = ℎ𝑚·𝑣λ =
ℎ
𝑝
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1.6 Princípio da Incerteza
(1927) Tal princípio estabelece um limite na precisão com que certos pares de
propriedades de uma dada partícula física, conhecidas como variáveis complementares (tais
como posição e momento linear), podem ser conhecidos. Heisenberg propõe que em nível
quântico quanto menor for a incerteza na medida da posição de uma partícula, maior será a
incerteza de seu momento linear e vice-versa.
, onde = incerteza do momento linear e = incerteza da posição.∆𝑝 · ∆𝑥 ≥
ℏ
2 ∆𝑝 ∆𝑥
ℏ = ℎ2π
Quando se quer encontrar a posição de um elétron, por exemplo, é necessário fazê-lo
interagir com algum instrumento de medida, direta ou indiretamente. Por exemplo, faz-se
incidir sobre ele algum tipo de radiação. Caso se queira determinar a posição do elétron, é
necessário que a radiação tenha comprimento de onda da ordem da incerteza com que se quer
determinar a posição. Neste caso, quanto menor for o comprimento de onda (maior
frequência), maior será a precisão. Contudo, maior será a energia cedida pela radiação (onda
ou fóton) em virtude da relação de Planck entre energia e frequência da radiação (E=hf) e o
elétron sofrerá um recuo tanto maior quanto maior for essa energia, em virtude do efeito
Compton.
def. efeito Compton: é o espalhamento de um fóton por uma partícula carregada, geralmente
um elétron, que resulta em uma diminuição da energia (aumento do comprimento de onda) do
fóton espalhado, tipicamente na faixa de raios-X ou de raios gama.
Como consequência, a velocidade sofrerá uma alteração não de todo previsível, ao contrário
do que afirmaria a mecânica clássica. Argumentos análogos poderiam ser usados para se
demonstrar que ao se medir a velocidade com precisão, alterar-se-ia a posição de modo não
totalmente previsível.
1.7 Funções de Onda e Níveis de Energia
“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
Schrodinger foi substituir a trajetória precisa da partícula por uma função de onda, (psi).Ψ
Na interpretação de Max Born, a probabilidade de encontrar uma partícula em uma região é
proporcional ao valor de 2 ...”Ψ
Mais precisamente, 2 corresponde ao valor da densidade da probabilidade, isto é aΨ
probabilidade de a partícula estar em uma pequena região do espaço dividida pelo volume da
região ocupada. Portanto, para encontrarmos a probabilidade (entre 0 e 1) multiplicamos a
densidade da probabilidade ( 2) pelo volume da região ocupada.Ψ
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
A equação de Schrodinger é usada para calcular a função de onda e a energia EΨ
correspondente de qualquer partícula:
− ℏ2𝑚
𝑑2Ψ
𝑑𝑥2
+ 𝑉(𝑥)Ψ = 𝐸Ψ
obs.: V(x) é a energia potencial da partícula.
Como calcular a energia de uma partícula confinada em uma caixa? Considerando que a
energia potencial da partícula é zero em qualquer lugar da caixa, temos que sua energia total
corresponderá unicamente ao valor de sua energia cinética:
𝐸
𝑐
= 𝑚𝑣
2
2 =
(𝑚𝑣)2
2𝑚 =
𝑝2
2𝑚 =
(ℎ/λ)2
2𝑚 =
ℎ2
2𝑚λ2
Como os comprimentos de onda possíveis para uma caixa de comprimento L tem que
satisfazer a seguinte condição, temos:
logo𝐿 = λ2 , λ,
2λ
3 ,... = 𝑛 ×
1
2 λ, 𝑐𝑜𝑚 𝑛 = 1, 2,...
assimλ = 2𝐿𝑛 , 𝑐𝑜𝑚 𝑛 = 1, 2... 
𝐸 = ℎ
2
2𝑚λ2
⇒ 𝐸 = ℎ
2
2𝑚(2𝐿/𝑛)2
⇒ 𝐸 = 𝑛
2ℎ2
8𝑚𝐿2
● O que essa equação diz? Quanto maior a massa, menor a energia da partícula e quanto
mais as paredes da caixa se aproximam (L) maior, também, a quantidade de energia
da partícula.
● Conclusão da equação: a energia da partícula é quantizada, sendo restrita a uma série
de valores discretos chamados níveis de energia.
Para calcular a diferença de energia entre dois níveis adjacentes (n e n+1), temos:
𝐸
𝑛+1
− 𝐸
𝑛
= (𝑛+1)
2ℎ2
8𝑚𝐿2
− 𝑛
2ℎ2
8𝑚𝐿2
= (2𝑛 + 1) ℎ
2
8𝑚𝐿2
● Conclusão: é importante notar que quando a massa da partícula ou o comprimento da
caixa crescem, a diferença entre os níveis de energia decresce, por isso só notou-se
que a energia era quantizada com a investigação de sistemas muito pequenos. Outra
consequência é que, como o menor valor de n=1 (que corresponde a uma onda de
meio comprimento de onda na caixa), a energia mais baixa é , esse é o𝐸 = ℎ
2
8𝑚𝐿2
menor nível de energia e é chamado energia do ponto zero. Portanto, de acordo com a
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
mecânica quântica, uma partícula nunca pode estar perfeitamente imóvel entre duas
paredes.Tal resultado corrobora com o princípio da incerteza, pois como a incerteza
na posição não pode ser maior que o comprimento da caixa (ou seja, a incerteza não é
completa ou ∞), o momento linear deve ser também incerto e, assim, não podemos
dizer que a partícula está imóvel.
O Átomo de Hidrogênio
1.8 Número Quântico Principal
Resolvendo a equação de Schrodinger para o átomo de hidrogênio (usando sua
energia potencial como a energia potencial de Coulomb e aplicando o movimento do elétron
em 3 dimensões):
𝐸
𝑛
=− ℎ𝑅
𝑛2
 𝑐𝑜𝑚 𝑅 =
𝑚
𝑒
𝑒4
8ℎ3ε
0
2 , 𝑛 = 1, 2,... 
Aplicando os valores das constantes fundamentais em R, seu valor resulta em exatamente
3,29 x 1015Hz, o mesmo valor determinado experimentalmente para a constante de Rydberg.
Uma expressão semelhante se aplica a outros íons com 1 elétron:
sendo Z o número atômico.𝐸
𝑛
=− 𝑍
2ℎ𝑅
𝑛2
 𝑐𝑜𝑚 𝑅 =
𝑚
𝑒
𝑒4
8ℎ3ε
0
2 , 𝑛 = 1, 2,...
● Conclusão: O nível de energia mais baixo para um elétron num átomo de hidrogênio é
-hR (n=1), que corresponde ao estado fundamental do átomo. Quando o elétron é
excitado por absorção de um fóton, a energia sobe porque n aumenta. Quando n chega
ao infinito, a energia E=0 e o elétron se liberta do próton, ou seja, nesse ponto o
elétron não está mais ligado ao átomo, processo esse denominado ionização. A
diferença de energia do estado fundamental e do estado ionizado é a energia
necessária para remover um elétron de um átomo neutro em seu estado fundamental,
chamada energia de ionização.
1.9 Orbitais Atômicos
As funções de onda de elétrons em átomos são chamadas orbitais atômicos e elas
determinam a nuvem de probabilidade em torno do átomo referente a região de localização
dos elétrons. Para caracterizar essa função de onda são necessários 3 números quânticos (n, l
e ml).
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
obs.: Para um átomo de hidrogênio, as funções de onda com o mesmo valor de n têm a
mesma energia, independentemente dos valores dos outros números quânticos.
n = Número quântico principal (tamanho), que especifica a energia do orbital em um
átomo de um elétron. (em um átomo de um elétron, todos os orbitais atômicos com o mesmo
valor de n têm a mesma energia e diz-se que eles pertencem a mesma camada).
l = Número quântico do momento angular do orbital (forma) (também chamado de
subcamdas), que fornece o momento angular do orbital do elétron (uma medida de sua
velocidade). Existem n valores diferentes de l para cada valor de n (para n igual a 3, existem
3 orbitais l - 0, 1 e 2; para n igual a 4, existem 4 orbitais l - 0, 1, 2 e 3; e assim por diante). Os
orbitais com: l=0 são orbitais s, l=1 são orbitais p, l=2 são orbitais d, l=3 são orbitais f.
Momento angular orbital = {𝑙(𝑙 + 1)}
1
2 ℏ
ml = Número quântico magnético (orientação) , que distingue entre si os orbitais de uma
subcamada e nos fornece a orientação do movimento orbital do elétron. Existem 2l+1 valores
diferentes de mlpara cada valor de l, assim quando l=1 => ml = -1, 0, +1.
Os orbitais s são independentes dos ângulos e, por isso, eles são esfericamenteθ 𝑒 ϕ
simétricos. A densidade de probabilidade de um elétron no ponto ( ) quando ele está em𝑟, θ, ϕ
um orbital 1s é dada pelo quadrado da função de onda correspondente:
Ψ2(𝑟, θ, ϕ) = 𝑒
−2𝑟/𝐴𝑜
π𝐴
0
3 𝑐𝑜𝑚 𝐴0 (𝑟𝑎𝑖𝑜 𝑑𝑒 𝑏𝑜ℎ𝑟) =
4πε
0
ℏ2
𝑚
𝑒
𝑒2
Nesse caso, a densidade da probabilidade é independente do ângulo e para simplificar ela é
escrita como .Ψ2(𝑟)
obs.: em princípio, a nuvem que representa a densidadede probabilidade nunca chega a um
valor zero, mesmo quando r tende a um valor muito grande, o que resultaria em átomos
imensos. Como, entretanto, a chance de encontrar um elétron a uma distância da ordem de
250 pm a partir do núcleo é praticamente nula, os átomos têm, na realidade um volume
muito pequeno.
1.10 Spin do Elétron
● Número quântico magnético de spin descreve a orientação da rotação do elétron,
que pode assumir o valor +½ (spin up ↑) ou o valor -½ (spin down ↓).
1.11 Estrutura Eletrônica do Hidrogênio
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
O estado de um elé../tron em um átomo de hidrogênio é definido pelos quatro
números quânticos n, l ml e m. Quando o valor de n aumenta, o tamanho do átomo também
aumenta.
Átomos com Muitos Elétrons
1.12 Energia dos Orbitais
Os elétrons em átomos polieletrônicos ocupam orbitais semelhantes aos do átomo de
hidrogênio, contudo suas energias são diferentes porque, nesses casos, temos que levar em
conta a maior presença de prótons no núcleo (atraindo mais fortemente os elétrons e
diminuindo suas energias) e a repulsão causada entre os próprios elétrons (aumentando suas
energias).
Pode-se fazer uma aproximação grosseira da energia de um elétron em um átomo
polieletrônico, onde o número atômico verdadeiro é substituído pelo número atômico efetivo
(leva em consideração a influência dos outros elétrons e “simula” um número atômico
equivalente aquela situação):
sendo Z o número atômico efetivo.𝐸
𝑛
=−
𝑍
𝑒𝑓
2 ℎ𝑅
𝑛2
 𝑐𝑜𝑚 𝑅 =
𝑚
𝑒
𝑒4
8ℎ3ε
0
2 , 𝑛 = 1, 2,...
● Efeito de blindagem: corresponde ao fato de os elétrons, individualmente, estarem
menos fortemente ligados ao núcleo devido a repulsão causada pelos outros elétrons.
Isso reduz a atração entre o núcleo e os elétrons, sendo a carga nuclear efetiva, Zefe,
experimentada pelo elétron, menor do que a carga nuclear real.
exemplo: Zefe sofrida pelos elétrons no átomo de Hélio é menor que a carga +2e exerceria
individualmente e maior do que a carga +e exerceria individualmente.
● Efeito de penetração: os elétrons dos orbitais s de qualquer camada podem
localizar-se bem próximos ao núcleo, pois estes podem penetrar através das camadas
internas do átomo devido ao seu momento angular ser nulo. Já para um elétron no
orbital p é muito mais difícil, pois o momento angular do orbital impede a
aproximação entre o elétron e o núcleo.
Conclusão: por causa dos efeitos da penetração e blindagem, a ordem das energias dos
orbitais em uma dada camada de um átomo polieletrônico é s<p<d<f, diferentemente do
hidrogênio, onde esses efeitos não estão presentes e, portanto, as energias dos orbitais em
uma dada camada de seu átomo são s=p=d=f, devido a essa característica dizemos que os
orbitais de uma camada de um átomo de hidrogênio são degenerados.
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
1.13 Princípio da Construção
A estrutura eletrônica de um átomo dita muitas de suas características e por isso, é
necessário descrevê-la escrevendo sua configuração eletrônica. No estado fundamental de
um átomo com muitos elétrons, os elétrons ocupam os orbitais atômicos disponíveis de forma
a tornar a energia total do átomo a menor possível, maximizando atrações e minimizando
repulsões.
● Princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons, no máximo, podem ocupar um dado
orbital. Quando dois elétrons ocupam um mesmo orbital, seus spins devem estar
emparelhados (serem opostos). ou Dois elétrons em um átomo não podem ter o
mesmo conjunto de quatro números quânticos.
Os elétrons da camada mais externa são chamados elétrons de valência e só eles podem ser
perdidos nas reações químicas porque os elétrons do “caroço” (a parte do He na configuração
do Lítio = [He]2s1) estão muito fortemente ligados.
● Princípio da Construção (Aufbau): quando houver mais de um orbital de mesmo tipo
(ex. 3 orbitais tipo p) e tivemos que distribuir mais de um elétron, primeiro ocupamos
todos os orbitais com apenas um elétron e estes terão o mesmo spin - regra de Hund
- (elétrons com o mesmo spin tendem a se repelir mais), depois que todos tiverem 1,
pomos o segundo em cada um (elétrons num mesmo orbital tendem a se repelir mais
do que em orbitais diferentes). [Quanto menor a repulsão dos elétrons, menor a
energia total do átomo, atendendo a regra da distribuição].
Quando os elétrons de um átomo estão em estados de energia mais alto do que os
preditos no princípio da construção, dizemos que ele está em estado excitado. Um estado
excitado é instável e emite um fóton quando o elétron retorna ao orbital que restabelece o
estado de energia mínima do átomo.
Camada de valência: é a camada ocupada com maior valor de n.
Tabela Periódica
1. Todos os átomos de um mesmo período têm a camada de valência com o mesmo
número quântico principal e têm o mesmo tipo de “caroço”, que corresponde ao gás
nobre pertencente ao período anterior.
2. Todos os átomos de um mesmo grupo têm configurações de elétrons de valência
análogas, que só diferem no valor de n.
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
Obs.: A partir do escândio, surgem elétrons no orbital 3d, contudo se contiverem elétrons, os
orbitais 3d terão menor energia do que os orbitais 4s (relação é verdadeira entre os orbitais
(n)d e (n+1)s nos períodos seguintes.
Exceções: a configuração eletrônica experimental do Cromo é [Ar]3d54s1 e não [Ar]3d44s2 e
a do Cobre é [Ar]3d104s1 e não [Ar]3d94s2 => isso ocorre porque a configuração com a
subcamada semipreenchida d5 e a configuração com a subcamada completa d10 têm energia
mais baixa do que a indicada pela teoria simples. Assim, é possível alcançar uma energia
mais baixa quando um elétron ocupa um orbital 3d em vez do 4s esperado, se esse arranjo
completa uma meia subcamada ou uma subcamada completa.
1.14 Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica
A tabela é dividida em blocos s, p, d e f. Dois elementos são exceções: o Hélio (1s2)
que deveria aparecer no bloco s, mas é mostrado no bloco p devido as suas propriedades (ele
é um gás e é semelhante aos gases nobres e não aos metais reativos do grupo 2, além de que
sua camada de valência é completa). A outra exceção é o hidrogênio, que tem caráter
ambíguo - por ter apenas 1 elétron 1s, ele se comporta como do grupo 1, porém por também
ter 1 elétron a menos do que a configuração de um gás nobre, também se comporta como um
elemento do grupo 17 - por isso ele não faz parte de nenhum grupo.
● Os números dos grupos indicam o número de elétrons de valência dos elementos que
a ele pertencem.
● Os períodos são numerados de acordo com o número quântico principal da camada de
valência.
Periodicidade das Propriedades dos Átomos
A variação da carga nuclear efetiva na tabela periódica tem papel importante na explicação
das tendências da periodicidade.
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
1.15 Raio Atômico
Como as nuvens de elétrons não têm fronteiras bem definidas, o raio atômico é
medido como sendo a distância entre dois núcleos do elemento.
● Se o elemento for um metal, o raio atômico é medido como a metade da distância
entre os centros de dois átomos vizinhos em uma amostra sólida.
● Se o elemento não é um metal ou metalóide (semimetal), usa-se a distância entre os
núcleos dos átomos unidos por uma ligação química e o raio atômico é chamado de
raio covalente.
● Se o elemento for um gás nobre, mede-se o raio de van der Waals, que é a metade da
distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra de gás solidificado.
obs.: como os gases nobres não se ligam, seus raios atômicos são, em geral, muito maiores do
que os raios covalentes, por isso eles não são incluídos nas discussões de periodicidade.
Regra: O raio atômico geralmente decresce da esquerda para a direita ao longo de um
período devido ao aumento do número atômico efetivo e cresce com o valor de n em cada
grupo quando camadas sucessivas são ocupadas.
Explicação: o aumento em cada grupo = decorre do aumento do número de elétrons, pois
estes vão ocupando camadas cada vez mais externas ao núcleo. O aumento em cada período =
o aumento do número de elétrons é contrárioa tendência dessa propriedade porque os novos
elétrons estão na mesma camada e estão tão próximo do núcleo quanto os demais elétrons da
mesma camada; como eles estão espalhados, a blindagem da carga nuclear sobre um elétrons
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
pelos demais não é muito eficiente e a carga nuclear efetiva cresce ao longo do período,
atraindo cada vez mais os elétrons e tornando o átomo mais compacto.
1.16 Raio Iônico
Os raios dos íons são muito diferentes dos raios dos átomos que lhes dão origem - os
cátions são menores do que seus átomos neutros e os ânions são maiores. O raio iônico de um
elemento é a sua parte da distância entre íons vizinhos, ou seja, a distância entre os centros de
um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos.
Na prática, tomamos o raio do íon óxido como 140 pm e calculamos o raio dos outros íons
com base nele.
● Os átomos e íons com o mesmo número de elétrons são chamados isoeletrônicos. Para
fazer o comparativo de tamanho de raio entre eles é necessário analisar a carga
nuclear efetiva.
1.17 Energia de Ionização
A energia de ionização, I, é a energia necessária para remover um elétron de um
átomo na fase de gás.
A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo
neutro na fase de gás.
energia necessária = 7,73 eV ou 746 kJ mol-1𝐶𝑢
(𝑔)
→ 𝐶𝑢
(𝑔)
+ + 𝑒
(𝑔)
−
A segunda energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um cátion
com carga unitária na fase de gás.
energia necessária = 20,29 eV ou 1958 kJ mol-1𝐶𝑢
(𝑔)
+ → 𝐶𝑢
(𝑔)
2+ + 𝑒
(𝑔)
−
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
Regra: As primeiras energias de ionização geralmente decrescem com n em um grupo. As
primeiras energias de ionização geralmente aumentam em um período.
Como a energia de ionização é uma medida da dificuldade de remover um elétron, os
elementos com baixa energia de ionização formam cátions facilmente e conduzem
eletricidade na forma de sólido.
obs.: as baixas energias de ionização dos elementos da parte inferior à esquerda da Tabela
explicam seu caráter de metal. Um bloco de metal é um arranjo de cátions do elemento
rodeado por elétrons de valência não ligados perdidos pelos átomos.
1.18 Afinidade Eletrônica
A afinidade eletrônica (Eae) é a energia liberada quando um elétron se liga a um átomo
na fase de gás. Uma A.E. positiva significa que a energia foi liberada na ligação, já uma A.E.
negativa significa que é necessário fornecer energia para fazer um elétron se ligar a um átomo
(esta convenção está de acordo com o uso comum do termo “afinidade”). Formalmente:
𝑋
(𝑔)
+ 𝑒
(𝑔)
− → 𝑋
(𝑔)
− 𝐸
𝑎𝑒
= 𝐸(𝑋) − 𝐸(𝑋−)
𝐶𝑙
(𝑔)
+ 𝑒
(𝑔)
− → 𝐶𝑙
(𝑔)
− 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑎 = 𝐸
𝑎𝑒
(3, 62 𝑒𝑉 𝑜𝑢 349 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 −1)
Em que E(X) é a energia do átomo X na fase gás e E(X-) é a energia do ânion na fase gás.
Regra: As afinidades eletrônicas são maiores à direita da tabela (c/exceção dos gases
nobres).
Exceção: Os gases nobres têm afinidades eletrônicas negativas porque qualquer elétron
adicionado deve ocupar um orbital no exterior de uma camada completa e distante do núcleo:
esse processo requer energia e por isso a A.E. é negativa.
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
obs.: às vezes a A.E. aparece com sinal oposto. Aqueles valores são, na verdade, as entalpias
de ganho de elétrons.
Quando um elétron entra na única vaga da CV de um átomo do grupo 17, a camada se
completa e qualquer elétron adicionado deve iniciar uma nova camada. Nessa camada, ele
tanto estaria longe do núcleo quanto sentiria repulsão das cargas negativas presentes e,
portanto, a energia consumida para formar X-2 com halogênios é muito alta, assim a segunda
afinidade eletrônica desses elementos são muito negativas.
Já um átomo do grupo 16 (O, S) tem duas vagas na CV, assim, sua primeira A.E. é
positiva porque energia é liberada com a colocação do elétron. Contudo, sua segunda A.E. é
negativa devido a necessidade de energia para alocar o segundo elétron que sofre influência
da interação repulsiva com os outros elétrons.
1.19 Efeito do Par Inerte
O efeito do par inerte é a tendência de formar íons de carga duas unidades a menos
que o esperado para o número do grupo. Isso é mais pronunciado nos elementos mais pesados
do bloco p.
Ex.: Al e In são do mesmo grupo (13) => Al forma Al+3 e In forma In+3 e In+.
Exs.: Bi+5 e Bi+3, Sb+5 e Sb+3, Pb+4 e Pb+2, Sn+4 e Sn+2, Tl+3 e Tl+, In+3 e In+.
O efeito do par inerte é devido, em parte, as energias relativas dos elétrons de valência
s e p. Nos períodos tardios da Tabela, os elétrons de valência s têm energia muito baixa por
causa da sua boa penetração e da baixa capacidade de blindagem dos elétrons d. Os elétrons
de valência s podem então permanecer ligados ao átomo durante a formação do íon. Ocorre
mais nos átomos mais pesados porque a diferença de energia dos elétrons s e p é maior.
1.20 Relações Diagonais
Os pares de elementos com relação diagonal mostram, com frequência, propriedades
químicas semelhantes. (Be e Al; Li e Mg).
1.21 Propriedades Gerais dos Elementos
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
*Metais
● Propriedades físicas: bons condutores elétricos; maleáveis; dúcteis; lustrosos
(brilhosos); normalmente - sólidos de alto ponto de fusão e bons condutores de
calor.
● Propriedades químicas; reagem com ácidos; formam óxidos básicos (que
reagem com ácidos); formam cátions; formam halogenetos iônicos(?).
*Ametais ou Não Metais
● Propriedades físicas: maus condutores elétricos; não maleáveis; não dúcteis;
não lustrosos; normalmente - sólidos, líquidos ou gases com baixo ponto de
fusão e maus condutores de calor.
● Propriedades químicas: não reagem com ácidos; formam óxidos ácidos (que
reagem com bases); formam ânions; formam halogenetos covalentes(?).
Todos os elementos do bloco s são metais reativos que formam óxidos básicos. Os
elementos do bloco p tendem a ganhar elétrons para completar camadas; eles vão de metais
a metalóides e não metais. Todos os elementos do grupo d são metais com propriedades
intermediárias (metais de transição) entre as dos metais do bloco s e as dos metais do bloco
p. Muitos elementos do bloco d formam cátions com mais de um estado de oxidação1.
1. Isso ocorre pela disponibilidade dos elétrons do orbital d. Por exemplo: O Cu e o K
são muito semelhantes, ambos perdem o primeiro elétrons da subcamada s. Contudo o
segundo elétron que o K poderia perder, teria que ser retirado do caroço semelhante
ao Ar (gás nobre estável), já o Cu tiraria da subcamada d - [Ar]3d104s1 por isso sua
segunda energia de ionização é bem menor que a do K.
Três características dos metais de transição implicam num impacto significativo na
vida humana:
● Disponibilidade dos orbitais d: propicia a atuação dos metais de transição como
catalisadores na indústria química;
● Semelhança dos raios atômicos: propicia a formação de ligas metálicas.
● Capacidade de formar íons com diferentes cargas: facilita as reações delicadas dos
organismos vivos.
Todos os actinoides são radioativos.
cap01 - Átomos: O Mundo Quântico
CONHECIMENTOS QUE VOCÊ DEVE DOMINAR
1. Descrever os experimentos que levaram a formulação do modelo nuclear do átomo.
2. Calcular o comprimento de onda ou a frequência da luz, a partir de .𝑐 = λ𝑓
3. Usar a Lei de Wien para estimar a temperatura.
4. Usar a relação para calcular energia, a frequência ou o número de fótons𝐸 = ℎ𝑓
emitidos por uma fonte de luz.
5. Estimar o comprimento de onda de uma partícula.
6. Estimar a incerteza na posição ou na velocidade de uma partícula.
7. Calcular as energias e descrever as funções de onda da partícula em uma caixa.
8. Explicar a origem das linhas do espectro de um elemento e correlacioná-las com as
energias de transição específicas.
9. Estimar a probabilidade relativa de encontrar um elétron em uma determinada
distância do núcleo de um átomo.
10. Nomear e explicar a relação de cada um dos quatros números quânticos com as
propriedades e energias relativas dos orbitais atômicos.11. Descrever os fatores que afetam as energias de um elétron em um átomo com muitos
elétrons.
12. Escrever a configuração de um átomo de um elemento no estado fundamental.
13. Explicar as tendências periódicas dos raios atômicos, das energias de ionização e das
afinidades eletrônicas.