Química - Livro 1-013-015

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Exercícios resolvidos
Texto para a próxima questão:
No interior do tubo da lâmpada uorescente existem
átomos de argônio e átomos de mercúrio. Quando
a lâmpada está em funcionamento, os átomos de ar
ionizados chocam-se com os átomos de Hg. A cada
choque, o átomo de Hg recebe determinada quan-
tidade de energia que faz com que seus elétrons
passem de um nível de energia para outro, afastando-
-se do núcleo. Ao retornar ao seu nível de origem, os
elétrons do átomo de Hg emitem grande quantidade
de energia na forma de radiação ultravioleta. Esses
raios não são visíveis, porém eles excitam os elétrons
do átomo de P presente na lateral do tubo, que ab-
sorvem energia e emitem luz visível para o ambiente.
2 IFSul 2016 O modelo atômico capaz de explicar o fun-
cionamento da lâmpada fluorescente é:
A Modelo de Dalton.
b Modelo de Thomson.
C Modelo de Rutherford.
 Modelo de Bohr.
Resolução:
Segundo o modelo proposto pelo cientista Niels Bohr,
o elétron, ao absorver uma quantidade bem denida
de energia (quantum) salta para um nível mais ener-
gético (nível mais externo), passando para o estado
excitado. Ao perder a energia que ganhou, ele retor-
na ao estado fundamental, emitindo essa energia em
forma de luz (fóton), com comprimento de onda espe-
cíco de cada elemento.
Alternativa: D.
3 Uern 2012 O processo de emissão de luz dos va-
galumes é denominado bioluminescência, que nada
mais é do que uma emissão de luz visível por or-
ganismos vivos. Assim como na luminescência, a
bioluminescência é resultado de um processo de ex-
citação eletrônica, cuja fonte de excitação provém de
uma reação química que ocorre no organismo vivo.
A partir da informação do texto, pode-se concluir que
o modelo atômico que representa a luz visível dos va-
galumes é o:
A Rutherford.
b Bohr.
C Thomson.
 Heisenberg.
Resolução:
O processo de excitação eletrônica (salto quântico)
foi proposto pelo cientista Niels Bohr.
Alternativa: B.
Modelo atômico de Sommerfeld
O avanço tecnológico permitiu que o físico alemão
Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld, em 1916, ao estudar
os espectros de emissão de átomos mais complexos que
o hidrogênio (átomos com maior quantidade de elétrons)
com um espectroscópio de maior resolução (Fig. 27), desco-
brisse a chamada estrutura fina dos espectros de emissão.
Fig. 27 Estrutura fina de um espectro.
Sommerfeld, para explicar essa multiplicidade das raias
espectrais, supôs, então, que os níveis de energia estariam
divididos em regiões menores, chamadas por ele de subní-
veis de energia. O físico propôs que cada nível (n) de energia
seria formado por uma órbita circular e n–1 órbitas elípticas
de diferentes excentricidades (Fig. 28).
A Tab. 1 demonstra a divisão dos níveis (camadas) em
subníveis para as quatro primeiras camadas de um átomo:
Primeira camada (nível 1) 1 órbita circular
Segunda camada (nível 2) 1 órbita circular e 1 órbita elíptica
Terceira camada (nível 3) 1 órbita circular e 2 órbitas elípticas
Quarta camada (nível 4) 1 órbita circular e 3 órbitas elípticas
Tab. 1 Órbitas circulares e elípticas para as quatro primeiras camadas de um
átomo.
Fig. 28 Nível 5 formado por uma órbita circular e quatro órbitas elípticas.
O modelo atômico atual
Por volta de 1923, começou a se desenhar o modelo
atômico aceito como verdadeiro atualmente. As novas des-
cobertas se baseiam em princípios da Mecânica quântica,
que envolvem equações matemáticas muito avançadas
para o Ensino Médio.
QUÍMICA Capítulo 1 O átomo14
O princípio da dualidade partícula-onda
Em 1924, o físico francês Louis de Broglie pensou que, se
as ondas de luz podem se comportar como um feixe de partícu-
las, talvez as partículas, como os elétrons em movimento, possam
ter propriedades ondulatórias. De acordo com de Broglie,
um elétron tem comportamento duplo de partícula e onda.
Utilizando a equação de Einstein (E = mc2) e a equa-
ção de Planck (E = h ⋅ f ), Broglie obteve uma equação
que associa diretamente um comprimento de onda a uma
partícula de massa (m):
m
h
c
=
⋅λ
m→ massa
λ → comprimento de onda
h→ constante de Planck
c→ velocidade da luz
Princípio da incerteza de Heisenberg e o
conceito de orbital
O físico alemão Werner Heisenberg, em 1926, afirmou
que: “Não é possível calcular a posição e a velocidade de um
elétron num mesmo instante”. Isso ocorre porque, ao tentar
medir a velocidade ou a posição de um elétron, provoca-se
uma perturbação no sistema. O elétron é tão pequeno que,
se tentássemos determinar sua posição ou velocidade, o pró-
prio instrumento de medição alteraria essas determinações.
Essa dificuldade de se prever a posição exata de
um elétron na eletrosfera fez com que o cientista Erwin
Schrödinger, utilizando cálculos matemáticos, deduzisse a
equação ondulatória do elétron e, a partir dessa equação,
determinasse a região de maior probabilidade de encontrar
um elétron. Essa região recebeu o nome de orital.
Na prática, o orbital é representado por uma figura geo-
métrica, que contém a região do espaço onde existe maior
probabilidade de encontrar o elétron.
Se marcarmos cada ponto (calculado matematicamente)
de uma região tridimensional em que haja grande probabi-
lidade de encontrar um elétron de determinado subnível,
acabaremos traçando a forma geométrica do orbital desse
elétron.
O orbital s apresenta forma esférica, conforme mostra
a Fig. 29.
z
y
x
Fig. 29 Orbital s, cujo raio depende do subnível em que se encontra o elétron.
Os orbitais p (são 3 em cada subnível) apresentam for-
ma geométrica de duas esferas achatadas até o ponto de
contato (núcleo), e cada um desses orbitais está orientado
segundo um dos eixos de um espaço tridimensional (x, y
ou z), como ilustra a Fig. 30.
Orbital p
x
Orbital p
y
Orbital p
z
z z
z
x
x x
y
y y
Fig. 30 Forma geométrica dos orbitais p.
É bastante comum encontrarmos o orbital p retratado de maneira diferente. Muitos livros costumam represen-
tá-los no formato chamado halteres, como na Fig. 31, por permitir o desenho da interpolação com outro orbital mais
facilmente.
Z
X
Y px
Z
X
Y
p
z
Z
X
Y py
Z
X
Núcleo
atômico
Y
Fig. 31 Orbital p representado no formato de halteres.
Existem outros orbitais, porém, nesse momento, eles não serão apresentados.
Atenção
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O princípio da exclusão de Pauli
Wolfgang Pauli, físico austríaco, em 1925, estabeleceu que dois elétrons
pertencentes ao mesmo átomo não podem ter as mesmas características
mecânicas e magnéticas. Isso ocorre porque o elétron executa um movimento
de rotação em torno de seu próprio eixo, denominado spin (Fig. 32). Esse mo-
vimento produz um campo magnético e, dessa forma, dois elétrons somente
poderão ocupar o mesmo orbital caso estejam girando em sentidos contrários,
pois a repulsão elétrica entre eles será compensada pela atração magnética.
Dessa forma, no modelo atual, cada elétron de um átomo pode ser des-
crito por quatro características: o nível de energia; o subnível de energia; o
orbital que ocupa; e o sentido de rotação sobre o próprio eixo. Cada uma
dessas características está associada a um número e esses quatro números
são chamados números quânticos.
O spin do elétron foi primeiro detectado experimentalmente por dois cientistas alemães, Otto Stern e Walter Gerlach, em 1920. Eles aproveitaram o fato
de que uma carga elétrica em movimento gera um campo magnético e, por isso, um elétron com spin deveria se comportar como um pequeno ímã.
Para executar seu experimento (veja a ilustração), Stern e Gerlach removeram todo o ar de um recipiente e fizeram passar por ele um campo mag-
nético muito pouco homogêneo. Eles, então, injetaram um feixe fino de átomos de prata pelo recipiente na direção do detector. Os átomos de prata
têm 46 elétrons emparelhados e um elétron desemparelhado, o que faz com que o átomo comporte-se como um elétron desemparelhado que se
desloca sobre uma plataforma pesada, o resto do átomo.
Se o elétron tem spin e se comporta como uma bola que gira, deveria comportar-se como um ímã que poderia adotarqualquer orientação
em relação ao campo magnético aplicado. Neste caso, uma faixa larga de átomos de prata deveria aparecer no detector, porque o campo
atrairia os átomos de prata diferentemente, de acordo com a orientação do spin. Foi exatamente isso que Stern e Gerlach observaram quando
fizeram o experimento pela primeira vez.
Quando Stern e Gerlach refizeram o experimento, eles usaram um feixe de átomos muito menos denso, reduzindo assim o número de colisões entre
os átomos. Nessas condições, eles viram duas bandas estreitas. Uma banda era formada pelos átomos que passavam pelo campo magnético com
uma orientação de spin e a outra, pelos átomos de spin contrário. As duas bandas estreitas confirmaram que um elétron tem spin e também que
ele pode adotar somente duas orientações.
Ímã
Feixe
de átomos
de prata
Placa
coletora
Representação esquemática do aparelho utilizado por Stern e Gerlach. No experimento, um feixe de átomos divide-se em dois ao passar entre os
polos de um ímã. Os átomos de um feixe apresentam um elétron desemparelhado na orientação ↑, e os do outro, na orientação ↓.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Trad. Ricardo Bicca de Alencastro. 5. ed. São Paulo: Bookman, 2012. p. 31.
Saiba mais
A descoberta do nêutron
Em 1932, o físico inglês James Chadwick realizou um experimento em que átomos do elemento berílio eram bom-
bardeados por um feixe de partículas α. Com isso, apareceu um tipo de radiação diferente. Após realizar vários cálculos,
ele verificou que os átomos de berílio, ao serem bombardeados com partículas α, emitiam partículas sem carga elétrica
e de massa praticamente igual à dos prótons. O próprio Chadwick denominou essas partículas de nêutrons.
Principais características dos átomos
Com a descoberta do nêutron, a estrutura geral de um átomo ficou assim:
y O átomo é dividido em duas regiões: núcleo e eletrosfera.
y O núcleo dos átomos é composto por prótons e nêutrons, os primeiros apre-
sentam carga positiva e os segundos são partículas neutras.
y A eletrosfera é composta de elétrons, partículas subatômicas de carga negativa
e massa desprezível.





 {
– Núcleo
– Eletrosfera
Átomo
– Elétrons
– Prótons
– Nêutrons
Repulsão elétrica
Atração magnética
N
S
S
N
Fig. 32 Spin.