9 - ENEM - Química - Arranjo genérico das partículas subatomicas - Prime Cursos

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26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
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ESTUDANDO: ENEM - QUÍMICA
9. ARRANJO GENÉRICO DE PARTÍCULAS SUBATÔMICAS
 
O modelo conhecido como de Rutherford­Bohr não é o mais moderno, mas definiu a estrutura básica do átomo e
ainda hoje nos ajuda a explicar com certa simplicidade um sem número de fenômenos e propriedades relacionadas
à matéria. Segundo o modelo até aqui apresentado o átomo se divide em duas partes: o núcleo e a eletrosfera.
Bohr contribuiu definindo inicialmente que a eletrosfera estava dividida em camadas nas quais os elétrons (partícula
fundamental de carga elétrica negativa) descreviam orbitas estáveis ao redor do núcleo. Sommerfeld acrescentou
depois que estas órbitas deveriam ser elípticas, fato que motivou a representação clássica do átomo em filmes de
ficção científica e histórias em quadrinhos, mas que não se confirma pelos estudos mais recentes.
Representação clássica do átomo
Já o núcleo foi primeiramente descrito por Rutherford e concentra o próton (partícula fundamental muito pesada e
de carga positiva) e o nêutron (partícula fundamental muito pesada e de carga elétrica nula), este último descoberto
por Chadwick um pouco depois.
Cada  elemento  pode  ser  identificado  pelo  seu  número  de  prótons,  ou  número  atômico  (Z),  uma  vez  que  este
determina a quantidade de elétrons no estado  fundamental e conseqüentemente as suas propriedades químicas
(lembre­se  que  a matéria  é  normalmente  neutra  e,  portanto  o  número  de  prótons  deve  ser  igual  ao  número  de
elétrons).  Existem  átomos  de  um mesmo  elemento  que  podem apresentar  números  de  nêutrons  diferentes,  por
exemplo, o hidrogênio tem apenas um próton e nenhum nêutron, enquanto o Deutério tem um próton e um nêutron.
Eles devem ser considerados o mesmo elemento, pois têm a mesma estrutura eletrônica, mas apresentam número
de  massa  diferente  por  causa  do  peso  extra  provocado  pelo  nêutron  do  Deutério.  Este  fenômeno  se  chama
isotopia.
A seguir você verá algumas outras informações importantes sobre o átomo.
Número Atômico e Número de Massa de Um Átomo
Um átomo é geralmente representado especificando dois números  inteiros: o número atômico (Z) e o número de
massa (A).
Número atômico (Z): o número que indica a quantidade de prótons existentes no núcleo de um átomo.
Z = nº de protons
Como os átomos são sistemas eletricamente neutros, o número de prótons é igual ao de elétrons.
Vejamos alguns exemplos:
Cloro (Cl) Z = 17 prótons = 17, elétrons = 17.
Sódio (Na) Z = 11 prótons = 11, elétrons = 11.
Número de massa (A): a soma do número de prótons (p) com o número de nêutrons (n) presentes no núcleo de um
átomo.
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A = p + n
Como tanto o número de prótons (p) quanto o de nêutrons (n) são inteiros, o número de massa (A) sempre será um
número inteiro.
O número de massa é, na verdade, o que determina a massa de um átomo, pois os elétrons são partículas com
massa desprezível, não tendo influência significativa na massa dos átomos.
Vejamos alguns exemplos:
Ca: Z = 20 ⇒ p = 20                   A = p + n
A = 40                     40 = 20 + n ⇒ n = 20
Cl: Z = 17 ⇒ p = 17                     A = p + n
A = 35                      35 = 17 + n ⇒ n = 18
Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z).
Atualmente, conhecemos um total de 118 elementos químicos, entre naturais e artificiais, com números atômicos
variando de 1 a 118.
A cada elemento químico corresponde um número atômico (Z) que o identifica.
De acordo com a IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura e Aplicada), ao representar um
elemento químico, devem­se indicar, junto ao seu símbolo, seu número atômico e seu número de massa.
Uma forma esquemática dessa representação é a seguinte:
Vejamos um exemplo:
 
Semelhanças Atômicas
A maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos, os quais podem ser encontrados, na
natureza, em proporção praticamente constante.
Isótopos:  são  átomos  que  apresentam  o  mesmo  número  atômico  (Z),  por  pertencerem  ao  mesmo  elemento
químico, mas diferentes números de massa (A). Veja alguns exemplos de isótopos na tabela a seguir:
Isótopos mais comuns de alguns elementos
A descoberta dos isótopos derrubou um dos postulados da teoria de Dalton. Este postulado prevaleceu por mais de
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um  século  e  afirmava:  “os  átomos  de  um  dado  elemento  são  idênticos,  não  só  quanto  à massa, mas,  também
quanto às outras propriedades”.
 FIQUE ATENTO
Isótopos  radioativos  ­  Alguns  isótopos  emitem  determinados  tipos  de  radiação  e,  por  isso,  são  conhecidos  por
radioisótopos.  Os  radioisótopos  podem  ser  usados  na  Medicina  no  estudo  de  certas  doenças  e  distúrbios
fisiológicos.  Administrados  ao  paciente,  têm  a  propriedade  de  se  concentrar  em  determinados  órgãos  ou  tipos
específicos de células e permitem, pela sua detecção, determinar a existência de possíveis alterações.
Mistérios ainda não desvendados
No  final  do  século  XIX  três  grandes  mistérios  ainda  estavam  por  ser  desvendados  pela  física:  o  espectro  de
emissão de um corpo negro, o efeito  fotoelétrico e o espectro atômico de  linhas. Maxwell chegou a declarar que
antes de chegar o século XX estes fenômenos seriam explicados e os físicos teriam alguns anos de tranqüilidade,
sem muito com que se preocupar.
O fato é que a explicação para estes três fenômenos suscitou uma verdadeira revolução nas ciências físicas. Uma
revolução quântica, por assim dizer.
Espectro de emissão do corpo negro
A palavra latina quantum (no plural, quanta) significa unidade mínima, indivisível e foi utilizada pela primeira vez por
Max  Planck  no  ano  de  1900  justamente  quando  este  cientista  alemão  propôs  uma  equação  que  se  ajustava
perfeitamente ao espectro de emissão de um corpo negro. De forma simples podemos definir estes objetos como
corpos que, quando aquecidos, emitem  luz.  Inicialmente a  luz é avermelhada, mas à medida que a  temperatura
aumenta outras freqüências vão se somando (no sentido do vermelho para o violeta) até que a luz emitida se torna
branca (a soma de todas as cores visíveis).
Você já deve ter observado isto num carvão em brasa ou no filamento de uma lâmpada incandescente. Infelizmente
Planck não sabia como explicar os seus resultados em bases teóricas, afinal, para chegar à sua famosa equação
ele considerou que havia nos objetos certas partículas que absorviam e emitiam luz e que a energia envolvida neste
processo devia estar divida em quantidades mínimas, os quanta de energia.
A  física  normalmente  admite  que  suas  grandezas  podem  ser  contínuas,  ou  seja  infinitamente  divisíveis  como  o
tempo, ou descontínuas (discretas) como a carga elétrica. Para  se ter idéia do significado da expressão quantum
em  física  podemos  dizer  que  o  elétron,  por  exemplo,  é  o  quantum  de  eletricidade,  a  unidade  fundamental.  O
problema é que intuitivamente a física sempre acreditou que a energia era uma grandeza contínua, que podia ser
infinitamente dividida em partes cada vez menores. Você mesmo deve pensar assim. O quantum de energia era,
portanto, um mero artifício matemático, forçado na teoria para justificar os resultados.
A teoria começou a ganhar força em 1905, quando por outros meios, o jovem Albert Einstein chegou à explicação
para o efeito  fotoelétrico utilizando o conceito de quantum de energia. O efeito  fotoelétrico nada mais é do que o
aparecimento de uma corrente elétrica na superfície deum metal polido e no vácuo quando exposto a uma fonte de
luz.  Einstein  concluiu  que  a  própria  luz  era  quantizada,  dividida  em  pequenas  partículas  conhecidas  atualmente
como fótons.
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Representação esquemática do efeito fotoelétrico 
A  energia  do  fóton  necessária  para  fazer  surgir  a  corrente  elétrica  na  superfície  do  metal  era  diretamente
proporcional à  sua  freqüência  (por exemplo, um  fóton vermelho de baixa  freqüência não  tinha energia suficiente
para fazer surgir uma corrente na superfície do metal, já um fóton azul, de alta freqüência conseguia realizar este
feito) e podia ser calculada usando a mesma equação de Planck para o corpo negro.
Modelo da Mecânica Quântica
Já vimos anteriormente que a teoria quântica iniciada por Planck serviu de inspiração para Niels Bohr propor o seu
modelo atômico.
Vimos também que este modelo explicava perfeitamente o espectro de linhas emitido pelo gás hidrogênio, o terceiro
dos três “mistérios” da física do século XIX.
Muito embora o seu modelo tivesse obtido sucesso quando divulgado, Bohr e outros físicos interessados em discutir
a  “nova  física”  rapidamente  perceberam  a  necessidade  de  aperfeiçoá­lo,  dado  o  fato  deste  não  ser  satisfatório
quando  aplicado  a  átomos maiores  e  o  grande  número  de  novas  evidências  experimentais  e  fatos  teóricos  que
surgiam a cada momento.
O Princípio da Incerteza
Um  destes  fatos  teóricos  (não  foi  uma  observação  experimental,  mas  uma  conseqüência  das  equações  que
embasavam  a  teoria  quântica)  foi  desenvolvido  no  início  dos  anos  20  por  um  jovem  alemão  chamado Werner
Heisenberg. Em suas pesquisas sobre as propriedades quânticas das partículas subatômicas Heisenberg concluiu
que  algumas  informações  sobre  os  sistemas  microscópicos,  como  velocidade  e  posição  de  um  elétron,  eram
impossíveis de serem conhecidas com precisão.
De  um  modo  mais  simplificado  podemos  afirmar  que  a  medição  da  posição  de  um  elétron  é  influenciada  pelo
próprio método utilizado para medi­la, é como se você quisesse medir a temperatura de uma gota de água. Se você
usar  um  termômetro  comum,  muito  maior  e  mais  pesado  que  a  gota,  a  temperatura  registrada  na  escala  de
mercúrio certamente estará mais próxima da temperatura original do termômetro que da temperatura da gota. Isto
ocorre porque para medir a temperatura o termômetro tem que retirar calor do corpo sob observação. Se o referido
corpo é uma piscina com milhares de litros de água a perda de calor para um pequeno termômetro é desprezível e
você pode confiar no resultado. Se no entanto estamos falando daquela pequenina gota o calor perdido é tanto que
altera a sua temperatura original.
O que Heisenberg concluiu é que toda vez que os físicos mediam a posição ou a velocidade do elétron eles eram
obrigados  a  alterar  estas  grandezas  de modo  que  o  resultado  nunca  seria  confiável.  Em  resumo  não  se  pode
conhecer,  com  exatidão,  a  posição  em  que  o  elétron  se  encontra  e  a  velocidade  com  que  ele  se  desloca  na
eletrosfera ao mesmo tempo. Quanto maior a exatidão em relação a uma destas medidas menor a certeza que se
tem da outra.
A Dualidade Onda­Partícula
O Princípio da Incerteza de Heisenberg tem conseqüências interessantes e muito preocupantes. Uma delas é que,
sendo  os  elétrons  partículas  que  se movem  em  órbitas  estacionárias  ao  redor  do  núcleo,  as  suas  trajetórias  e
velocidades nunca seriam conhecidas com precisão, e conseqüentemente as propriedades dos elementos químicos
não poderiam ser relacionadas às suas estruturas eletrônicas.
Este fato certamente colocava em xeque o modelo proposto por Bohr, principalmente quando se pretendia ampliar
este modelo para explicar o espectro de elementos mais complicados que o hidrogênio.
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Um fato curioso, no entanto, desencadeou uma reviravolta na teoria quântica. Em 1924 o francês Louis De Broglie
apresentou  uma  tese  de  doutorado  que  defendia  a  dualidade  da matéria  e  das  ondas  eletromagnéticas.  Desde
Newton já se discutia a natureza da luz, se era onda ou partícula. Na ocasião a difração de feixes de luz, feita por
Young em 1800, colocou uma pedra sobre o assunto, afinal difração é um fenômeno exclusivo de ondas.
Fatos  experimentais  e  teóricos,  no  entanto  reavivaram  a  dúvida.  Desde  que  os  raios  X  foram  descobertos
evidencias  indicavam  tanto  um  comportamento  ondulatório  quanto  corpuscular  e  o  próprio  Einstein  já  havia
proposto a existência de partículas de  luz, os  fótons, quando explicou o efeito  fotoelétrico  (fato que  lhe  rendeu o
prêmio Nobel da Física em 1921).
De Broglie se interessou pelo assunto e acabou por combinar a equação de Planck com a de Einstein.
Sendo E a energia, m a massa, c a velocidade da luz, h a constante de Planck e f a freqüência da onda. Fazendo­
se algumas substituições o resultado foi a equação:
Este resultado é revolucionário uma vez que combina comprimento de onda (λ) com massa e velocidade (momento
linear) propriedades exclusivas das ondas e das partículas, respectivamente. O mais  interessante é que em 1927
Davisson e Germer conseguiram provar experimentalmente a teoria de De Broglie confirmando que o elétron, até
aqui entendido como partícula, sob determinadas circunstâncias pode ter propriedades de onda (na verdade eles
conseguiram promover a difração de elétrons).
De fato para descrever uma partícula em movimento é necessário conhecer sua velocidade e a posição em que se
encontra, como ocorre, por exemplo, nas equações horárias da cinemática. Para uma onda, no entanto toda esta
informação  é  absolutamente  desnecessária  uma  vez  que  ela  deve  ocupar  uma  região  inteira  do  espaço  e  não
apenas um ponto específico. Se observar a  luz da sala de aula perceberá que ela ocupa  todo o ambiente  ,  em
alguns  lugares  com  mais  intensidade,  em  outros  nem  tanto,  mas  ela  está  lá  em  toda  a  sala.  O  princípio  da
Dualidade  Onda­Partícula  apresentava  agora  uma  nova  possibilidade:  descrever  os  elétrons  como  onda,  ao
contrário do que tinha sido feito até aqui, pelo menos enquanto eles estivessem na eletrosfera.
A Equação de Schrödinger
Desde  a  primeira  metade  dos  anos  de  1920  a  física  quântica  se  dividia  por  duas  correntes  de  pensamento
aparentemente  antagônicas.  Uma  era  encabeçada  por  Einstein,  Schrödinger  e  outros  físicos  deterministas
enquanto a outra era lidera por Bohr e ficou conhecida como escola de Copenhagen.
O  grupo  de  Bohr,  dentre  os  quais  estava  Heisenberg,  “desistiu”  de  tentar  montar  o  quebra  cabeças  que
apresentaria todas as causas das propriedades quânticas observadas, fato reforçado pelo Princípio da Incerteza de
Heisenberg,  e  se  debruçou  sobre  uma  matemática  complicada  que  deu  origem  ao  que  ficou  conhecido  como
Mecânica Matricial. Em 1926 Schrödinger publicou uma série de artigos, com um tratamento matemático bem mais
simples que o da mecânica matricial, comentando a teoria de De Broglie. Nestes artigos ele propôs uma equação
capaz de descrever o comportamento ondulatório do elétron na eletrosfera que por motivos óbvios ficou conhecida
como Equação de Schrödinger.
Basicamente quando se resolvia esta equação chegava­se a três soluções que poderiam ser representadas por um
único número inteiro cada uma. Cada número dava uma informação diferente e complementar sobre a localização
de cada elétron presente na eletrosfera do átomo e ficaram conhecidos como números quânticos.
Mesmo a contragosto do próprio Schrödinger as duas escolas se fundiram dandoorigem ao que chamamos hoje de
Mecânica  Ondulatória  ou  simplesmente  Mecânica  Quântica.  Como  você  deve  ter  percebido  o  modelo  mais
avançado para o átomo não recebe o nome de nenhum autor em particular, como ocorreram com os anteriores.
Isto  é  fruto  da  contribuição  exaustiva  de  diversos  cientistas,  alguns  muito  famosos  outros  nem  tanto,  sendo
conseqüência do amadurecimento de idéias, conceitos e, claro, muita experimentação.
Se  este modelo  é  definitivo  não  sabemos, mas  até  agora  ele  tem  funcionado  bem e  foi  responsável  por muitas
inovações tecnológicas, como lasers, computadores, CDs e outros.
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O mais  interessante é que a qualquer momento uma outra  revolução de pensamentos e  teorias pode acontecer,
talvez motivada por um fenômeno sem importância que até agora ninguém conseguiu explicar, e mudar tudo o que
já sabemos sobre o nosso universo.
Os Números Quânticos (n, m e l)
Como já fomos informados cada número quântico é a representação de uma solução da equação de Schrödinger e
revela uma informação preciosa sobre a estrutura eletrônica dos átomos.
Principal (N): Indica o nível de energia do elétron
N= 1, 2, 3,..., +∞
Secundário (l): Está associado ao
Valores do número quântico secundário
Magnético (m): Está associado à região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron, denominada orbital.
Valores do número quântico magnético
No final das contas os orbitais são uma distribuição de probabilidade e podem ser representados graficamente. Na
figura abaixo você pode ver o orbital “s” e os orbitais do subnível “p”.
Representação espacial dos orbitais s e p
Apesar da palavra orbital ser uma homenagem ao modelo de Bohr, é importante observar que as órbitas de Bohr
eram bidimensionais, como se o elétron fosse um dos planetas girando ao redor do sol em nosso sistema solar. O
orbital atômico, ao contrário, é uma região tridimensional (o orbital s, por exemplo, não é um círculo, é uma esfera)
na qual o elétron se encontra.
O Spin Eletrônico e a Regra de Pauli
Além dos números quânticos derivados da equação de Schrödinger mais um número quântico é necessário para
determinar com o máximo de precisão possível a estrutura eletrônica de um átomo. Este último número quântico
surgiu da observação de linhas espectrais adicionais que surgiam quando o elemento em estudo era submetido a
um  campo magnético  e  foi  chamado  de  Spin.  Numa  interpretação  clássica  o  spin  eletrônico  está  relacionado  à
rotação do elétron.
Esse  número  quântico  é  utilizado  para  distinguir  os  elétrons  de  um  mesmo  orbital.  A  um  deles  atribui­se
arbitrariamente o valor +1/2 e ao outro, o valor –1/2. A representação gráfica dos elétrons num mesmo orbital pode
ser feita de duas maneiras:
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Distribuição Eletrônica por Ordem Crescente de Energia
Este  tipo  de  distribuição  evidencia  a  ordem de  ocupação  dos  orbitais  atômicos  pelos  elétrons  e  obedece  a  dois
princípios fundamentais:
Princípio da exclusão de Pauli: Num orbital existem no máximo 2 elétrons com spins opostos.
Regra de Hund: Os  orbitais  de  um mesmo  subnível  são  preenchidos  de modo  que  se  obtenha  o maior  número
possível  de  elétrons  isolados  (desemparelhados).  Isto  significa  que ao  preencher  os  orbitais  de  um determinado
subnível  devemos  primeiro  posicionar  um  elétron  em  cada  orbital  e  só  completar  os  orbitais  quando  não  mais
houver orbital vazio.
Diagrama de Linus Pauling: Nem sempre os elétrons de maior N são os mais energéticos, por exemplo, devemos
sempre  preencher  o  subnível  4p  antes  do  3d. O  diagrama  de  Linus Pauling  foi  desenvolvido  com  o  objetivo  de
orientar a distribuição eletrônica por ordem crescente de energia, de modo que este prevê a ordem correta para o
preenchimento dos subníveis e orbitais.
Diagrama de Linus Pauling
Para a correta distribuição eletrônica você deve seguir as linhas em diagonal, como mostra a figura, obedecendo ao
número máximo de elétrons que o orbital suporta indicado no índice superior ao símbolo do subnível.
Vejamos alguns exemplos de distribuição eletrônica por ordem crescente de energia com a atribuição dos quatro
números quânticos ao elétron de maior energia.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102346/ 8/8
Exemplos de distribuição eletrônica por ordem crescente de energia
Distribuição Eletrônica por Camada
Uma  vez  que  a  distribuição  por  subnível  foi  finalizada  podemos  fazer  a  distribuição  por  camada  agrupando  os
subníveis que possuem o mesmo N (número quântico principal).
Somando­se o número de elétrons de cada subnível teremos o total de elétrons por camada ou nível de energia.
Para o exemplo acima podemos dizer que a distribuição eletrônica do “O” por camada é a seguinte: 
Sendo K correspondente a n=1 e L a n=2.