Desde a Grécia antiga, por volta de 500 a. C, dois filósofos da natureza, Leucipo e Demócrito, acreditam que a matéria é formada por partículas minúsculas. A idéia é a seguinte: se começarmos a quebrar um objeto qualquer, por exemplo um pedaço de vidro, chegará um momento no qual os pedaços são tão pequenos que não será mais possível continuarmos a quebrá-los e reduzir o seu tamanho, esta seria a menor partícula que constitui a matéria, conhecida como átomo.
A ideia foi proposta, mas o que seria então um átomo? Simplesmente dizer que ele é o menor constituinte da matéria não era suficiente, precisávamos de mais.
Foi então que já no início do século XIX foram concebidas as principais tentativas de explicar melhor o que eles seriam, os
Modelos atômicos
Teoria atômica de Dalton
Em 1808 o inglês John Dalton propôs que
Todas as substâncias são formadas por átomos
Átomos de um mesmo elemento químico são iguais em todas as suas características, exemplo, tamanho e massa
Átomos de diferentes elementos químicos são diferentes entre si
Átomos não são criados nem destruídos, são esferas rígidas indivisíveis
Nas reações químicas os átomos se recombinam
Substâncias simples são formadas por átomos de um mesmo elemento químico
Substâncias compostas (conhecidas também como compostos químicos ou simplesmente compostos) são formadas por átomos de dois ou mais elementos químicos diferentes, que se combinam sempre numa mesma proporção
Decorrente da afirmação 4, este modelo ficou conhecido como modelo da bola de bilhar.
Agora você deve estar se perguntando, o que quer dizer a afirmação 7? Sempre numa mesma proporção? Nós entraremos em detalhes sobre alguns destes pontos futuramente, mas por enquanto não se preocupe.
Modelo atômico de Thomson
Joseph John Thomson ficou conhecido por investigar as características elétricas do átomo e por empregar a ampola de Crookes nos seus estudos.
Simplificadamente, é um tubo de vidro selado que contém um cátodo (polo negativo) e um ânodo (polo positivo)
Os experimentos do cientista inglês funcionavam assim: no tubo é inserido um gás sob baixa pressão e é gerada uma diferença de potencial entre os pólos, neste momento observamos que raios saem do cátodo e atigem a outra extremidade do tubo emitindo uma luz esverdeada
estes raios foram chamados de raios catódicos.
Submetendo o feixe a um campo elétrico ele era atraído para para a região positiva
assim, pôde concluir que os raios eram formados por partículas negativas, as quais ele chamou de elétrons.
Em 1897 surgiu seu modelo, o átomo seria uma esfera de carga positiva incrustada de elétrons
conhecido como modelo do pudim de passas.
Note que este modelo trouxe duas grandes descobertas em relação ao modelo de Dalton:
o átomo tem cargas. Dalton ignorou completamente as cargas do átomo em seu modelo
o átomo não é indivisível como se pensava
Modelo de Rutherford
Pouco tempo depois, foi a vez do físico neozelandês Ernest Rutherford.
Em 1911 ele teve a seguinte ideia: colocou Polônio dentro de uma caixa de chumbo com um pequeno orifício por onde eram emitidas partículas alfa, uma fina lâmina de ouro e papel fotográfico
Observou que grande parte das partículas atravessava a lâmina em linha reta ou sofriam pequenos desvios e apenas algumas sofriam grandes desvios ou nem mesmo passavam.
O que este resultado queria dizer?
Se o átomo fosse mesmo maciço como Dalton e Thomson pensavam, como poderiam as partículas alfa atravessar o ouro?1 Elas deveriam ricochetear na lâmina, ou seja, nem conseguiriam atravessá-la, e talvez apenas algumas poucas conseguissem, portanto Rutherford concluiu que:
o átomo não é maciço, este apresenta mais espaço vazio do que preenchido
a maior parte da massa encontra-se em uma pequena região central (núcleo) de carga positiva (as partículas alfa - que são positivas - que chegassem próximo ao núcleo sofriam grandes desvios devido à repulsão elétrica)
os elétrons estão ao redor do núcleo em órbitas circulares, o conjunto das órbitas é a eletrosfera
o raio do átomo de ouro (núcleo +eletrosfera) é cerca de 10 mil vezes maior que o raio do núcleo
Rutherford fez grandes contribuições ao modelo atômico, mais notavelmente foi ele quem introduziu a idéia de núcleo (e eletrosfera também) e ainda disse que a maior parte da massa estava no núcleo. Esta representação ficou conhecida como modelo do sistema planetário2
Porém havia um problema. Com o passar do tempo, o elétron perderia energia e devido a atração entre as cargas, se aproximaria do núcleo em uma espiral até atingi-lo, provocando o colapso dos elétrons
o modelo proposto era instável e precisava ser melhorado.
Modelo de Bohr
Até então os modelos se baseavam na física clássica, a disrupção do modelo de Niels Bohr veio da utilização de conceitos da física quântica.
Primeiramente, Bohr chamou as órbitas de camadas, que ficaram conhecidas também como órbitas estacionárias, e atribui a cada uma delas uma letra, sendo a mais próxima do núcleo a camada K, a seguinte L, depois M até Q e formulou 4 postulados
Cada camada está associada a um nível de energia, assim a camada K seria o nível 1, L seria o nível 2 e assim por diante até o 7 (nota: um átomo pode ter menos de 7 camadas) e quanto mais afastada do núcleo maior é sua energia
Um elétron só pode orbitar o núcleo em um desses níveis, ou seja, ele não pode permanecer entre 2 camadas.
Podemos dizer também que, sua energia deve ser um múltiplo inteiro da constante de Planck ~ 6,62.10-14
Ao excitarmos um elétron, fornecer energia, ele pode saltar para um nível superior, porém, a energia é quantizada, isto significa que ele só pode absorver uma quantidade específica de energia ou um múltiplo dela. A energia que um elétron absorve é chamado de quantum, é como se fosse um pacote de energia
Assim um elétron pode receber 1 quantum, 2 quantums, 3 quantum etc. Frações de quantum não são permitidas, exemplo, ele não pode receber 1/2 quantum, teoria que ficou conhecida como quantização da energia.
O elétron também pode voltar para um nível inferior, ao fazê-lo ele libera energia na forma de fóton (um termo mais elegante para luz)
A luz emitida pode ser visível ou não, o que irá determinar sua visibilidade é o seu comprimento de onda, que pode ser calculado pela fórmula \( \bbox[5px, border: 2px solid blue]{ \lambda= \Large{ {h.c} \over {E} } }\)
𝜆 (letra grega lambda): comprimento de onda
E: energia liberada, em Joules
h: constante de Planck, vale 6,63.10-34 J. s
c: velocidade da luz, 3.108 m/s
Se o comprimento de onda estiver entre 700 e 400 nm ele encontra-se na faixa visível do espectro, abaixo de 400 nm nós temos as ondas de rádio, microondas e o infravermelho, acima de 700 nm está a luz ultravioleta, raios x e gama
Quando o elétron está na sua camada de origem ele está no estado fundamental, quando ele é excitado ele se passa para o estado excitado.
Estes “pulos” entre os níveis são chamados de transição eletrônica ou saltos quânticos.
Enquanto um elétron orbita o núcleo em uma camada ele não emite energia, exemplo, enquanto ele estiver na camada L ele não perde energia
O modelo proposto foi revolucionário por 2 motivos: 1º o postulado 4 resolvia o problema da instabilidade do modelo de Rutherford 2º pela teoria da quantização da energia
Mas não acabou por aí, ainda haveria mais um.
Modelo de Sommerfeld
O modelo proposto pelo físico alemão Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld em 1916 se destacou pelo surgimento dos sub-níveis ou sub-camadas.
Ao se analisar a luz emitida pelos elétrons verificou-se a presença de espectros muito próximos e similares
o modelo de Bohr não conseguia explicar este fenômeno.
Sommerfeld então sugeriu a existência de sub-níveis de energia. Na camada eletrônica n haveria 1 órbita circular (na qual o elétron apresenta o maior nível de energia) e n -1 órbitas elípticas, sendo que cada órbita, circular ou elíptica, é identificada por uma letra s, p, d ou f.
Assim na camada K (n = 1) nós temos 1 órbita circular e 0 órbitas elípticas
Na camada L (n = 2) nós temos 1 órbita circular e 1 órbita elíptica
Na camada M (n = 3) nós temos 1 órbita circular e 2 órbitas elípticas
e assim por diante.
Você deve ter notado uns l nas figuras acima e deve estar se perguntando o que eles são certo? Bem este é um bom momento para apresentar um conceito muito interessante na química, os …
Números quânticos
Os nossos estudos acima estavam direcionados ao átomo, mas agora nós iremos reduzir um pouco mais a escalada e estudarmos os elétrons.
Mas o que são números quânticos e para que eles servem? Eles estimam a localização e o estado energético, ou seja, fornecem informações, dos elétrons.
São 4
Número quântico primário ou principal (n)
Indica a camada na qual o elétron se encontra.
Nós vimos anteriormente que no modelo de Bohr o átomo possui até 7 camadas ou níveis. O número quântico principal indica em qual destes níveis ele está, exemplo se n = 1 ele está na camada K, se n = 2 ele está na camada L etc.
Número quântico secundário ou azimutal (l)
Sommerfeld apresentou a ideia de subníveis.
O número quântico secundário indica em qual destes subníveis ele está, se l = 0 ele está no subnível s, se l = 1 ele está no subnível p etc.
Cada subcamada comporta um número máximo de elétrons dada pela fórmula 4l +2.
Subnível
Máximo de elétrons
s
2
p
6
d
10
f
14
Número quântico terciário ou magnético (m ou ml)
Um número inteiro que indica o orbital do elétron.
Orbitais são regiões da eletrosfera com a maior probabilidade de encontrarmos os elétrons, cada subnível tem os seus.
O subnível s possui apenas 1
O subnível p possui 3 orbitais em formato de hélice, 1 em cada eixo
O subnível d possui 5 orbitais em formato de dupla hélice e uma hélice com um anel
E por fim o subnível f possui 7 orbitais
Você só precisa conhecer os orbitais dos subníveis s e p, os outros 2 foram incluídos apenas a título de curiosidade.
Mas nós precisamos identificar o inteiro que representa o orbital do elétron certo?
Convencionou-se representar cada orbital como uma caixa
e cada uma recebe um número de -l a +l (lembre-se l é o subnível).
Veja, o subnível s (l = 0) possui 1 orbital, portanto tem “1 caixa”
numerada de -0 a +0, ou seja, 0
O subnível p (l = 1) possui 3 orbitais, portanto tem “3 caixas”
numerada de -1 a +1
O subnível d (l = 2) possui 5 orbitais
e f (l = 3) tem 7 orbitais
Os orbitais de uma mesma subcamada possuem a mesma energia e são chamados de degenerados.
O número do orbital do elétron é o seu número magnético
Por fim nós temos o
Número quântico quaternário ou de spin (ms)
Talvez você tenha estranhado aquela seta na última imagem, vou explicá-la.
Os elétrons giram em torno do seu próprio eixo (conhecido como momento angular) da esquerda para direita ou da direita para esquerda
o valor do spin indica o sentido do giro, +1/2 no primeiro caso e -1/2 no segundo
Adotou-se o costume de, se o elétron gira no sentido anti-horário ele é representado com uma seta para baixo ↓ (spin down ms = +1/2), obviamente, se ele girar no sentido horário é representado com uma seta para cima ↑ (spin up ms = -1/2).
Mas devo reforçar um ponto importante: seta para baixo valendo +1/2 e para cima -1/2 é uma mera convenção, uma questão pode inverter estes valores, ou seja, seta para baixo valendo -1/2 e para cima +1/2, se ela não falar nada, adote a convenção padrão.
Sentido do giro
Seta
Spin
Horário
↑
-1/2
Anti-horário
↓
+1/2
Pronto, terminamos os números quânticos, vejamos o que já estudamos até aqui: sabemos que o átomo tem elétrons. Uma eletrosfera. Níveis, subníveis e orbitais. Uhum, certo. Mas como os elétrons estão dispostos na eletrosfera? Será que é aleatoriamente? Cada um fica onde quer? Talvez um na camada K e 3 na camada M humnn … 🤔? A verdade é que não, existe uma ordem que eles seguem e por isso agora nós iremos adentrar na
Distribuição eletrônica
Então iniciemos pelo
Diagrama de Linus Pauling
O químico norte-americano Linus Pauling desenvolveu um diagrama que nos permite entender como os elétrons são distribuídos nos níveis e subníveis atômicos.
Seguindo as setas conseguimos distribuir os elétrons na eletrosfera de um átomo
É muito simples, vejamos alguns exemplos, o átomo de níquel possui 28 elétrons 28Ni os 2 primeiros elétrons estão localizados em 1s
28Ni = 1s2
depois temos o subnível 2s, portanto temos mais 2 elétrons
28Ni = 1s2 2s2
6 elétrons no subnível 2p
28Ni = 1s2 2s2 2p6
e assim prosseguimos até completar 28 elétrons
28Ni = 1s2 2s2 2p6 3s2
28Ni = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
28Ni = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
28Ni = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 ⮶
Lembre-se, basta seguir as setas no diagrama que você entenderá facilmente o que nós fizemos.
E só para esclarecer, o subnível d comporta até 10 elétrons, porém se nós colocássemos todos os 10 no exemplo acima atingiríamos 30 elétrons, e não os 28 que queríamos, não há problema em um subnível estar incompleto, nós só não podemos extrapolar seu limite.
Vamos tentar com outro átomo, o arsênio 33As. Na distribuição do níquel nós já temos 28 elétrons
33As = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
vamos completar o subnível 3d
33As = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
se antes nós tínhamos 28 e adicionamos 2, agora temos 30, faltam 3, vamos colocá-los em 4p
33As = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
Terminamos a distribuição do arsênio.
Recomendamos praticar um pouco a recriação do diagrama de Pauling, assim você sempre lembrará da ordem de distribuição eletrônica, depois de criar o diagrama umas 2 vezes você já pega o jeito.
Este é um ótimo momento para definirmos alguns conceitos importantes
Elétron mais externo x elétron mais energético x elétron de diferenciação
O diagrama de Pauling está disposto em ordem crescente de energia
Se olharmos com atenção a distribuição do níquel, vemos que o elétron mais energético está no subnível 3d, mesmo que a 3ª camada não seja a maior
Como os elétrons da 4ª camada, no caso do níquel, estão na maior camada, então eles são os elétrons mais externos
Ou seja, os elétrons mais energéticos não precisam ser necessariamente os mais externos, ou os mais externos serão os mais energéticos, não, não necessariamente.
Definições
Elétron mais externo: elétron mais distante do núcleo, encontra-se na camada mais externa, na camada mais afastada do núcleo, conhecida como camada de valência
Elétron mais energético: elétron de maior energia, encontra-se no último termo da distribuição eletrônica, no caso do níquel 3d e para o arsênio 4p, também chamado de subnível mais energético. O elétron mais energético também é conhecido como elétron de diferenciação ou diferenciador.
Note que o diagrama serve para distribuirmos os elétrons em camadas e subcamadas, mas não vimos nada sobre como distribuí-los nos orbitais, vamos solucionar esta questão
Distribuição nos orbitais eletrônicos
Voltemos ao nosso exemplo do níquel: 28Ni = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8.
Uhum … 🤔?! Vemos que ele tem 8 elétrons na subcamada 3d, mas como eles estão distribuídos nos orbitais?
Nós sabemos que a subcamada d tem 5 orbitais
De acordo com a regra de Hund ou regra da máxima multiplicidade, primeiro nós colocamos um elétron em cada orbital, da esquerda para a direita, e só depois emparelhamo-os.
Vamos lá, “primeiro nós colocamos um elétron em cada orbital, da esquerda para a direita”
já foram 5, faltam 3. “e só depois emparelham-os"
Lembre-se, cada orbital comporta até 2 elétrons, ele pode estar vazio, possuir apenas 1, porém nunca mais que 2.
Quando o elétron está sozinho no orbital dizemos que ele está desemparelhado
quando ele está acompanhado do elétron de spin contrário dizemos que ele está emparelhado
E para não perdermos o costume, vamos definir os 4 números quânticos do último elétron do níquel, o vermelhinho.
Ele está na 3ª camada, portanto n = 3. Subnível d, então l = 2. Orbital 0, logo m = 0, e por fim é uma seta para baixo ms = +1/2
Casos especiais: o cobre e a prata
O cobre tem 29 elétrons, assim esperaríamos que sua distribuição fosse
porém esta configuração não é a mais estável e um dos elétrons no subnível 4s salta para o último orbital do 3d
Esta reconfiguração tende a ocorrer com elementos que acabam em s2 d9. Outro exemplo é a prata, ela tem 47 elétrons, sua distribuição seria
47Ag = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9
novamente, o elétron salta de um orbital para o outro e ela fica assim
47Ag = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10
Estamos perto de acabar a distribuição eletrônica, mas este texto não estaria completo se não víssemos como ela funciona para cátions e ânions.
Distribuição em íons
Distribuição em ânions
A distribuição para ânions é idêntica a distribuição que nós já vimos, não muda absolutamente nada, só temos que lembrar que o átomo ganhou alguns elétrons. Exemplo, considere o ânion seleneto 34Se-2, naturalmente o selênio possui 34 elétrons, porém como ele ganhou 2, ficando assim com uma carga negativa -2, ele passou a ter 36, só temos que distribuí-los como já aprendemos
34Se = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
já foram 34, faltam os 2 elétrons que ele ganhou, vamos adicionar +1 no subnível 3d, ele atingirá o limite de 10 elétrons e vamos então inserir o último que falta no subnível 4p
34Se = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
Só isso.
Distribuição em cátions
Esta é um pouco diferente, mas é fácil também. Ela é dividida em 2 partes:
nós fazemos a distribuição desconsiderando os elétrons perdidos
depois removemos os elétrons da camada + externa
Tomemos como exemplo o crômio 24Cr+3.
1º nós fazemos a distribuição desconsiderando os elétrons perdidos, inicialmente ele tem 24 elétrons, então vamos distribuí-los
24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
Depois removemos os elétrons da camada + externa. A camada + externa é a 4ª
24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d4
então vamos remover 2 elétrons dela
24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d4
24Cr2+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4
mas ainda falta 1, nós iremos tirá-lo do subnível mais externo, o 3d
24Cr2+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4
24Cr3+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3
Muito fácil.
Finalmente terminamos, agora estamos prontos e prontas para um pouco de exercício. Mas só depois de um lanchinho 😋.
1: algumas fontes consideram que no modelo de Thomson o átomo não seriam maciço mas sim gelatinoso, e o resultado esperado no experimento de Rutherford seria que todas as partículas alfa atravessasem a lâmina de ouro em linha reta ou sofressem pequenos desvios, e a constatação que o desvio que algumas poucas sofreram fôra muito acentuado, serviu como indício para seu modelo.
São 2 pontos de vista distintos, mas considerando que você provavelmente está no ensino médio não é necessária uma precisão cirúrgica sobre o assunto, então está tudo bem, não se preocupe com isso, mas este esclarecimento era importante.
2: aqui temos mais uma discordância, alguns dizem que as órbitas no modelo de Rutherford seriam elípticas, novamente, não se preocupe, apenas tenha em mente que nas suas pesquisas você pode encontrar explicações que divergem em alguns pontos.
