Modelo orbital e a distribuição eletrônica

A distribuição eletrônica, segundo o modelo orbital, permitirá conhecer a distância do elétron ao núcleo, o tipo de orbital que ocupa, a orientação espacial do orbital e o sentido de rotação do elétron. Para isso necessitamos, também, recorrer a algumas regras.

Um orbital pode conter no máximo dois elétrons. Dessa forma o subnível s pode abrigar no máximo dois elétrons, o subnível p (três orbitais) 6 elétrons, o subnível d (cinco orbitais) 10 elétrons  e o subnível f (sete orbitais) 14 elétrons.

Princípio da exclusão de Pauli: “Num mesmo átomo não podem existir dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos”. 

Isso significa que os elétrons de um mesmo orbital devem apresentar spins contrários. Um elétron gira no sentido horário e outro no sentido anti-horário.

Os elétrons tendem a ocupar os orbitais de menor energia potencial em relação ao núcleo. 

Os orbitais mais energéticos só serão preenchidos quando os menos energéticos estiverem completos.

Orbitais de um mesmo subnível apresentam energia igual.

A ordem de preenchimento dos orbitais é dada pelo diagrama de Pauling. 

O sentido das setas indica valores de energia crescente e a ordem de preenchimento dos orbitais.

Regra da máxima multiplicidade de Hund: “Ao preencher os subníveis p, d e f, deve-se primeiro colocar os elétrons em orbitais vazios e com spins paralelos (mesmo sentido de rotação). Somente após o semipreenchimento de todos orbitais é que o segundo elétron deve ser adicionado”.

Cada orbital será representado por □ e os números quânticos magnéticos de cada orbital são:

O spin será representado por uma seta vertical. O spin -1/2 será representado por ↑ e o spin +1/2 por ↓.

O número de elétrons presentes num subnível deve ser indicado acima e a direita da letra. A notação 3p5 indica a presença de 5 elétrons no subnível p situado no terceiro nível de energia.

Fonte: SILVA, Eduardo Roberto da & HASHIMOTO, Ruth R. Cursos Práticos Nova Cultural – Vestibular. Química.

Os números quânticos

A descrição de um elétron como tendo tanto propriedades de partículas como de onda eletromagnética é feita a partir de uma complexa equação matemática. A resolução dessa equação fornece os parâmetros necessários para caracterizar um orbital num átomo. 

Esses parâmetros são chamados números quânticos. Cada orbital é caracterizado por três números quânticos: o número quântico principal, o número quântico secundário e o número quântico magnético. Um elétron é caracterizado por quatro números quânticos: os três que identificam um orbital e mais o número quântico de spin.

Número quântico principal (n)

Indica a região ao redor do núcleo onde o orbital está localizado. Essa região é chamada nível de energia e é representada pela letra n. O nível de energia corresponde às camadas eletrônicas anteriormente vistas. O número quântico principal pode assumir valores inteiros de um até, teoricamente, infinito, mas na prática verifica-se a existência de átomos contendo no máximo sete níveis de energia.

A expressão 2.n², onde n corresponde a um determinado nível de energia, permite calcular a máxima quantidade de elétrons que pode ocupar esse nível. A quantidade de elétrons presentes nos níveis de energia pode ser menor do que a máxima quantidade prevista teoricamente.

nível de energia (n)	1	2	3	4	5	6	7
nº máximo de elétrons permitido	2	8	18	32	50	72	98

Número quântico secundário ou azimutal (ℓ)

Indica a forma geométrica do orbital que será sempre a mesma independente do nível de energia onde estiver situado. É representado pela letra ℓ e pode assumir os valores de 0 até n-1. Na prática são conhecidos 4 valores para ℓ: 0, 1, 2 e 3. É comum associar o número quântico secundário a letras. Assim temos:

ℓ	0	1	2	3
orbital	s	p	d	f

O orbital s apresenta forma esférica. O elétron não é mais considerado um ponto com localização determinada. Ao invés disso, ele é representado de forma difusa mostrando que ele pode ser encontrado em qualquer região do orbital.

O orbital p apresenta a forma de um par de halteres, estando o núcleo entre os dois halteres.

Os outros orbitais, possuem forma geométrica complexa.

Número quântico magnético (m)

Indica a orientação do orbital no espaço. É representado pela letra m. O número de orientações que um orbital pode apresentar é dado pela expressão 2. ℓ + 1. Dessa forma temos:

orbital	número quântico secundário	número de orientações no espaço (2 ℓ + 1)	valores de m
s p d f	0 1 2 3	2.0+1=1 2.1+1=3 2.2+1=5 2.3+1=7	0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

A orientação de um orbital é dada em função do sistema tridimensional de eixos cartesianos. Assim é lógico admitir que o orbital s, por apresentar forma esférica, deva apresentar somente uma orientação no espaço. Os orbitais p podem se orientar de acordo com os eixos x, y e z do sistema de eixos cartesianos.

O conjunto dos três orbitais p é chamado subnível p.

Os orbitais d e f apresentam, respectivamente, 5 e 7 orientações no espaço. O conjunto dos cinco orbitais d é chamado subnível d e o conjunto dos sete orbitais f de subnível f.

Número quântico de spin (s ou ms)

Indica o sentido de rotação do elétron ao redor de seu eixo. É representado por s ou ms e pode ter dois valores -1/2 e +1/2. Arbitrariamente, ao sentido de rotação anti-horário é associado o valor -1/2 e ao sentido de rotação horário o valor +1/2.

Fonte: SILVA, Eduardo Roberto da & HASHIMOTO, Ruth R. Cursos Práticos Nova Cultural – Vestibular. Química.

Modelo Orbital

Esse modelo foi elaborado por volta de 1925. Ele leva em consideração duas ideias importantes sobre o comportamento da matéria: o caráter de onda eletromagnética que o elétron apresenta e a impossibilidade de se conhecer simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron.

Em 1924, Louis de Broglie verificou experimentalmente que, dependendo das condições a que era submetido, o elétron ora apresentava propriedades de partículas, ora propriedades de onda eletromagnética. O elétron não podia ser encarado nem como partícula material nem como onda eletromagnética, ele teria um duplo caráter. 

Por essa mesma época, Werner Heisenberg estabeleceu o Princípio da Indeterminação de Heisenberg. Segundo esse princípio é impossível determinar com precisão a velocidade e a posição de um elétron. Isto porque, sendo o elétron uma partícula extremamente pequena, qualquer tentativa experimental no sentido de localizar sua posição interferirá em seu movimento.

Em vista dessas novas ideias a respeito da matéria, não faz sentido falar em órbitas descritas pelos elétrons ao redor do núcleo. Foi, então, desenvolvido o conceito de orbital.

Orbital é a região ao redor do núcleo onde é mais provável se encontrar um elétron.

Fonte: SILVA, Eduardo Roberto da & HASHIMOTO, Ruth R. Cursos Práticos Nova Cultural – Vestibular. Química.

Elementos Químicos

Substâncias-chave

Todas as substâncias no universo podem ser divididas em pequenas partes até se transformarem nas mais simples já conhecidas: os elementos químicos. Ouro, carbono e oxigênio são alguns exemplos. Cada elemento tem características químicas e físicas exclusivas, porque é composto por seus próprios átomos. Todos os átomos de um elemento são iguais, com o mesmo número de prótons e outras partes, e diferentes dos átomos de todos os outros elementos.

Organizando os elementos

O número atômico de um elemento é igual ao número de prótons em seu núcleo. Os elementos podem ser listados desde o mais leve, o hidrogênio (número atômico 1), até os mais pesados, como o laurêncio (número atômico 103). 

O químico russo Dmitri Mendeleév organizou-os na Tabela Periódica. 

Os elementos contidos numa coluna vertical, ou Grupo, são semelhantes uns aos outros em características químicas e físicas, mas ficam mais pesados a cada “degrau” que descem. 

Os elementos numa linha horizontal, ou Período, são mais pesados da esquerda para a direita, somando-se um a cada vez. Cada um também se torna menos reativo ou menos apto a se juntar com outros elementos, dependendo do número de elétrons e espaços para elétrons em sua órbita mais externa. 

Os elementos mais reativos estão do lado esquerdo e os menos reativos, do lado direito.

Os elementos também mudam suas características de forma diferente dos Grupos/Períodos, em dois subgrupos: A e B.

O período ou linha 1A é um “caso especial”, com apenas os dois elementos mais leves: hidrogênio e hélio.

Os elementos do Grupo 1 (laranja), conhecidos como metais alcalinos, são maleáveis e reagem rapidamente.

Os elementos do Grupo ou coluna 2A (amarelo), chamados de metais alcalino – terrosos, são razoavelmente maleáveis e reativos.

Alguns elementos dos grupos 3A a 7A (cinza) são chamados de metais pobres.

Os outros elementos nos grupos 3A a 7A são chamados de não-metais.

Os elementos a partir do Grupo 3B (rosa) são, em sua maioria, duros, brilhantes e conhecidos como elementos de transição.

Os elementos do Grupo 8 (azul) são conhecidos como gases nobres e raramente reagem com outros elementos.

Cada uma destas linhas (salmão e lilás), os lantanídeos e os actinídeos, se encaixa em uma única posição na tabela principal.

É fato

Os elementos identificados mais recentemente não foram encontrados na natureza; eles foram criados por cientistas.

Novos elementos criados por cientistas são frequentemente instáveis e duram poucas frações de segundo, então se desfazem. É por isso que não são encontrados na natureza.

Faíscas de conhecimento

Além do número atômico, cada elemento tem também uma massa atômica. Esse é o “peso” relativo do núcleo do átomo – prótons e nêutrons somados. O número atômico do chumbo é 82, mas sua massa atômica é 207.

Os cientistas dão um símbolo para cada elemento. Normalmente, é a primeira letra do seu nome, como O para oxigênio ou C para carbono. Se dois ou mais elementos começarem com a mesma letra, uma segunda letra, minúscula, é adicionada. Assim, o símbolo do hidrogênio é H e do hélio é He.

Desde 1969, foram descobertos mais de 30 elementos com átomos grandes, chamados de “transurânicos”.

Gases nobres

O Grupo 8, bem do lado direito da tabela, contém elementos que são muito especiais. Ele também é chamado de Grupo 0, pois nas órbitas externas dos átomos desses elementos não faltam elétrons. Com essa órbita cheia, seus átomos não têm a necessidade de compartilhar elétrons com outros átomos, tornando-os extremamente estáveis e não-reativos. Eles também são chamados de gases nobres, porque se mantêm separados de outros elementos químicos. 

Gases nobres, como argônio ou o criptônio, são usados em lâmpadas, pois são tão pouco reativos que não irão queimar o filamento – aquela finíssima mola que fica dentro da lâmpada. O neônio, da luz neon, é usado pela mesma razão, para que possa brilhar sem reagir.

Uma corrente elétrica enviada para a lâmpada faz com que o filamento brilhe, gerando luz. O argônio dentro da lâmpada protege o filamento para que não se queime.

Compostos

Elementos puros são muito raros na natureza. A maioria das substâncias é composta por dois ou mais elementos unidos em um composto que, porém, não é apenas uma mistura desses elementos. Quando se combinam, os elementos são alterados quimicamente, formando uma substância nova. 

O sódio, por exemplo, é um elemento que entra em efervescência quando em contato com a água, enquanto o cloro é um gás espesso e verde. Combinados, os dois formam um composto chamado cloreto de sódio, que é o sal de cozinha comum.

Ovos são um composto de enxofre, carbono, nitrogênio, fósforo, hidrogênio e oxigênio.

O ácido cítrico, encontrado no suco de limão, é um composto de hidrogênio, oxigênio e carbono misturados à água.

Quando alimentos como ovos, manteiga e açúcar são misturados e cozidos, o calor liga os diferentes compostos, criando um novo composto.

Fonte: FARNDON, John & GRAHAM, Ian. O Mundo da Ciência: Descobrindo a Ciência. São Paulo: Ciranda Cultural, 2009.

Átomos: Os menores pedaços

Matéria é toda substância no universo – tudo o que não é apenas espaço vazio. 

Mesmo assim, a matéria propriamente dita é composta, em grande parte, de espaços vazios. 

Toda matéria é composta de minúsculas partículas, os átomos, e os espaços vazios entre eles, são muito pequenos para serem vistos, a não ser que se use os mais incríveis microscópios. Você poderia encaixar dois bilhões de átomos neste ponto final. Nem mesmo os átomos são sólidos. Eles são como nuvens de energia, pontilhados de partículas menores ainda, chamadas partículas subatômicas.

Atômico

No centro de um átomo está o núcleo (bloco mais denso), composto por dois tipos de partículas: prótons e nêutrons. Partículas menores ainda, os elétrons, orbitam ao redor do núcleo. As várias partículas subatômicas são apenas concentrações de energia que costumam ocorrer em certos lugares. Prótons têm carga elétrica positiva, elétrons têm carga elétrica negativa e nêutrons não têm carga.

Partículas com cargas elétricas opostas (positiva e negativa) se atraem. Um próton tem carga elétrica positiva. Um elétron tem carga igual, mas oposta (negativa). Átomos contêm prótons e elétrons que se atraem, mantendo sua estrutura.

Num átomo de hidrogênio, um elétron gira ao redor do núcleo, composto por um próton.

Num átomo de hélio, dois elétrons giram ao redor de um núcleo composto por dois prótons e dois nêutrons.

Num átomo de oxigênio, oito elétrons orbitam ao redor de um núcleo de oito prótons e oito nêutrons.

Parceiros atômicos

Os átomos normalmente se ligam (juntam) em grupos, para formar combinações chamadas moléculas. A molécula é a menor partícula da matéria que pode sobreviver sozinha. 

Por exemplo: uma molécula de oxigênio, o gás que respiramos para viver, é composta de um par de átomos de oxigênio ligados entre si. 

A água, que também é essencial para a vida, é uma molécula de dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio ligados entre si.

Uma molécula de dióxido de carbono (subproduto da nossa respiração) é um composto químico que consiste em um átomo de carbono e dois átomos de oxigênio. A fórmula química do dióxido de carbono é CO2.

Diferentes átomos

Cada um dos aproximadamente 100 elementos químicos da natureza é composto por um átomo com um certo número de prótons em seu núcleo. Um átomo de urânio tem 92 prótons, o número máximo encontrado entre os elementos presentes em grandes quantidades na natureza. Em cada átomo, o número de prótons é normalmente o mesmo número de elétrons, organizados em camadas ou órbitas ao redor do núcleo. O modo como um átomo reage com outros átomos (seu comportamento químico) depende de quantos elétrons há em sua órbita mais externa.

No centro do átomo está o núcleo, que é composto por números iguais de prótons e nêutrons. 

Eles são mantidos unidos por uma enorme força, que pode ser utilizada para gerar energia nuclear.

Faíscas de conhecimento

A maior parte dos átomos é feita de espaço vazio. A distância entre o elétron mais próximo e o núcleo é aproximadamente 5 mil vezes o tamanho do núcleo. Se o núcleo tivesse 1 centímetro de diâmetro, o elétron mais próximo estaria a uns 50 metros de distância.

Os prótons normalmente se repelem, porque são todos carregados positivamente. Dentro de um átomo, uma força poderosa, chamada força nuclear, mantém as partículas juntas, evitando que o núcleo vá pelos ares.

Observação de cristais

A maioria dos sólidos naturais forma cristais, pedaços duros e brilhantes, que crescem em formas geométricas uniformes. Cada cristal tem uma estrutura ou treliça de átomos ou moléculas. 

Grãos de açúcar e de sal são cristais, assim como a maioria das pedras preciosas, tais como o diamante e a esmeralda. Grande parte das rochas e metais também é feita de cristais, mas muitos deles são pequenos demais para serem vistos a olho nu.

O diamante, feito de átomos de carbono ligados uns aos outros em uma estrutura rígida, é a substância mais dura da natureza.

É fato

Colidindo átomos a grandes velocidades, os cientistas descobriram mais de 200 partículas subatômicas, mas poucas delas duram mais do que uma fração de segundo.

Dentre as menores partículas, estão os neutrinos. Eles são milhares de vezes mais leves do que os elétrons.

Se um átomo tivesse o tamanho de um estádio de futebol, seu núcleo seria do tamanho de uma joaninha.

Fonte: FARNDON, John & GRAHAM, Ian. O Mundo da Ciência: Descobrindo a Ciência. São Paulo: Ciranda Cultural, 2009.