Física Atômica e Molecular

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1 Física Atômica e Molecular 1. Estrutura do átomo Quando o átomo está no estado isolado (livre da influencia de fatores externos), o número de prótons é sempre igual ao número de elétrons. O número atômico (Z) de um átomo, por definição, é o número de prótons existentes no seu núcleo. Z representa, portanto, a carga nuclear relativa e caracteriza perfeitamente cada tipo de átomo. Por exemplo, o sódio tem número atômico Z = Níveis energéticos ou camadas eletrônicas O volume do átomo é determinado pelos átomos. Como alguns desses elétrons são mais facilmente removíveis que outros, isso nos leva concluir que alguns elétrons estão mais próximas do núcleo do que outros. À medida que se aproxima do núcleo, a energia potencial do elétron, devido à atração pelo núcleo, diminui, enquanto sua velocidade e, consequentemente, sua energia cinética aumentam. De um modo geral, a energia total do elétron aumenta à medida que o elétron se afasta do núcleo. Nos átomos dos elementos químicos conhecidos, podem ocorrer 7 níveis de energia representados, respectivamente, a partir do núcleo, pelas letras K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Estes números são chamados de números quânticos principais, representando aproximadamente a distância do elétron ao núcleo, assim como a energia do elétron. Se um elétron tem número quântico principal igual a 3, ele pertence à camada 3 (ou M) e tem a energia desse nível. Cada camada pode ter um número máximo de elétrons: Por exemplo, um átomo com número atômico 17 terá 3 camadas: O nível de energia mais externo do átomo é denominado camada de valência. Assim, no átomo do exemplo anterior é a camada 3.

2 3. Subníveis de energia Quando um elétron passa de um nível de energia mais afastado para outro mais próximo do núcleo, é, na realidade, a composição de várias ondas luminosas mais simples. Conclui-se então que o elétron percorre o caminho aos pulinhos, isto é, os níveis de energia subdividem-se em subníveis de energia. Esses subníveis são: s (com número máximo de 2 elétrons), p (limite máximo de 6), d (10 elétrons) e f (14 elétrons). Para se dar a configuração eletrônica de um átomo, colocam-se os elétrons, primeiramente, nos subníveis de menor energia (estado fundamental). Por exemplo, sódio Na: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s Níveis energéticos e distribuição eletrônica A energia total (E) de um elétron em uma orbita é a soma das energias potencial (U) e cinética (K). Demonstra-se que a energia total é: E = 13,6 Z2 n 2 (em ev) As energias potencial e total crescem para a periferia do átomo, enquanto a energia cinética decresce no mesmo sentido. Para um nível bastante afastado, a energia total é por convenção igual a zero. Por isso o sinal negativo na equação acima!

3 A partir da equação que dá a energia total, pode-se obter o seguinte diagrama energético para o hidrogênio (Z = 1), a atribuindo a n os valores 1, 2, 3... Para o átomo de hidrogênio, as energias dos estados eletrônicos permitidos são dadas por: n = 1 E = 13,6 1 2 = 13,6 ev n = 2 E = 13,6 2 2 = 3,4 ev Quando n tende a infinito, o elétron está de fato separado do átomo, sendo a energia nula. Dizemos que um átomo está no estado fundamental (normal), quando seus elétrons apresentam as mais baixas energias possíveis. Se a energia for absorvida por um átomo no estado fundamental, o valor de n aumentará. Dizemos, então, que o átomo está em um estado excitado, podendo voltar ao normal emitindo energia. 5. Modelo orbital Orbital é a região do espaço que o elétron ocupa a maior parte do tempo. Orbital é a região do espaço de máxima probabilidade de se encontrar o elétron. Os orbitais atômicos têm distribuição definida no espaço. Os orbitais s são esfericamente simétricos ao redor do núcleo. Os orbitais p têm a forma de halteres. Os números quânticos magnéticos governam a orientação. Esses três halteres são representados por px, py e pz e estão orientados segundo os três eixos cartesianos. Em um orbital p existe um plano nodal

4 passando pelo núcleo, onde a probabilidade de se encontrar o elétron é zero. Os três orbitais p estão em eixos perpendiculares. Por exemplo, o flúor, que tem 9 elétrons; e oxigênio, com 8 elétrons. Se fizer a distribuição dos elétrons pelas camadas, o flúor terá 2 halteres (um no eixo x e outro no y); no caso do oxigênio, 1 halter (no x). 6. Ligação carbono-carbono sob o ponto de vista dos orbitais A configuração do átomo de carbono no estado fundamental é: De acordo com essa estrutura, deveria o carbono ser bivalente, pois poderia emparelhar dois elétrons, respectivamente nos orbitais 2px e 2py.

5 No entanto, o carbono é tetravalente. Ocorre com esse elemento o fenômeno da hibridização. Na ligação simples, o orbital 2s se hibridiza com os três orbitais 2p, dando origem a quatro orbitais hibridizados sp3, apresentando estrutura tetraédrica. A ligação C-C seria formada, portanto, pela interpenetração direta de dois orbitais sp3. A essa ligação dá-se o nome de ligação sigma (σ) (sp3 sp3). A ligação dupla C=C, envolve as hibridizações sp2. Uma das ligações é formada pela interpenetração de dois orbitais sp2, dando origem a uma ligação sigma. A segunda ligação é constituída pela interpenetração de dois orbitais p, dando origem a uma ligação pi (π), semelhante a duas salsichas, uma acima, e outra abaixo do plano da ligação sigma. Já quando há tripla ligação, temos uma a interpenetração de dois orbitais sp, formando uma ligação sigma e a interpenetração dos outros dois orbitais p, formando duas ligações do tipo pi. Resumindo: a) C não faz pi => sp3 b) C faz uma pi => sp2 c) C faz duas pi => sp