Fato a soma das massas que reagem é igual, antes e depois da reação.

Transcrição

1 UNIDADE 2: Estrutura Atômica 1. Desenvolvimento dos Modelos Atômicos Por volta de 478 a.c, os gregos antigos, Leucipo e Demócrito, proclamaram que a matéria poderia ser dividida em pedaços cada vez menores até chegar-se num ponto onde as partículas não poderiam mais ser divididas. Deram a esta partícula o nome de átomo, cujo o significado é: a = não; tomo = parte. Resumindo, para os gregos antigos, todo tipo de matéria seria formado por partículas extremamente pequenas, maciças e indivisíveis, as quais chamaram de átomos. No entanto, devido a influência de Aristóteles, que postulava a continuidade da matéria formada pelos quatro elementos (terra, água, fogo e ar), a teoria atômica não foi aceita. A idéia dos quatro elementos arrastou-se ao longo dos anos, e mesmo com muitas críticas perdurou por muitos séculos. Somente em 1800, a teoria atômica foi fortemente retomada por John Dalton, que elaborou o primeiro modelo atômico com base experimental, graças aos trabalhos realizados no fim do século XVIII por Lavoisier e Proust que relacionavam as massas das substâncias participantes das reações químicas. Veja o resumo destas observações e as conclusões que elas possibilitaram: à Lei de Lavoisier: C + O 2 à CO 2 Fato a soma das massas que reagem é igual, antes e depois da reação. Hipótese as partículas iniciais e finais são as mesmas, por isso, a massa permanece inalterada. à Lei de Proust: C + O 2 à CO 2 e 2C + 2O 2 à 2CO 2 Fato mudando a reação, a proporção das massas que reagem permanece constante. Hipótese duplicando-se a quantidade de átomos, as massas de todos os átomos dobrarão. à Lei de Dalton: C + O 2 à CO 2 e 2C + O 2 à 2CO Fato: mudando a reação, se a massa de um participante permanece constante, a massa do outro só pode variar segundo valores múltiplos. Hipótese: a segunda reação usa o dobro da massa de carbono (C) e a mesma massa de oxigênio (O 2 ), o produto formado será diferente.

2 Como as experiências comprovavam as hipóteses, então ela foi promovida a teoria Teoria Atômica de Dalton, que afirmava que: Átomos de elementos diferentes, possuem propriedades diferentes entre si. Átomos de um mesmo elemento, possuem propriedades iguais e peso invariável Átomos são partículas reais, indivisíveis e descontínuas formadoras da matéria. Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados. Na formação dos compostos, os átomos estão presentes em proporções numéricas fixas, como por exemplo: 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc. O peso total de um composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos elementos que o constituem. Em 1808, Dalton propôs a teoria do modelo atômico, onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível e indivisível. Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos. Seu modelo atômico foi chamado de Modelo Atômico da Bola de Bilhar ou Modelo de Dalton. Em 1810, foi publicada a obra New System of Chemical Philosophy (Novo Sistema de Filosofia Química), nesse trabalho, haviam teses que comprovavam as observações de Dalton, destacando-se, a lei das pressões parciais, chamada de Lei de Dalton, entre outras relativas à constituição da matéria, onde afirmavam que: Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis; Existe um número pequeno de elementos químicos diferentes na natureza; Reunindo átomos iguais ou diferentes, nas variadas proporções, podemos formar todas as matérias do universo conhecido. O Modelo de Dalton, onde o átomo seria uma partícula maciça e indivisível, perdurou até Antes disso, porém, em 1834, M. Faraday desenvolveu o estudo quantitativo da eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos. Em 1859, Henrich Geissler e Julius Plucker, passaram uma corrente elétrica em um tubo contendo diferentes gases com baixa pressão (próxima a 10mmHg), os dois cientistas observaram o surgimento

3 de uma luz no lado oposto ao cátodo. A essa luz, deram o nome de "raios", posteriormente chamados de catódicos. A representação destes tubos pode ser observada na figura 10. Todos estes fatos contribuíam para que o modelo de Dalton fosse ficando cada vez mais desacreditado. Em 1874, Stoney admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Essa foi a primeira idéia de quantização da carga elétrica. Aproximadamente 5 anos mais tarde, Willian Crookes, por volta de 1878 a 1879, construiu um aparelho que possibilitou realizar as primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo e descobriu algumas das propriedades dos raios catódicos. Este aparelho recebeu o nome de ampola de Crookes, nele o pólo positivo é colocado ao lado do pólo negativo, como pode ser observado na figura 11. Veja as propriedades dos raios catódicos que puderam ser observadas através da ampola de Crookes: 1ª São retilíneos à colocando-se um anteparo no interior do tubo, observa-se a formação de uma sombra na parede oposta ao cátodo. 2ª Eles têm massa à colocando-se um molinete na trajetória dos raios, observa-se que ele se movimenta. 3ª Eles têm carga negativa à submetendo os raios a um campo elétrico, observa-se que, eles sofrem desvio na direção da placa positiva, logo devem ter cargas opostas, ou seja, os raios catódicos têm cargas negativas.

4 Utilizando um tubo de raios catódicos modificado (figura 13), em que o cátodo é uma placa de metal perfurado, Eugen Goldstein, observou em 1886, uma luminosidade atrás do cátodo, denominando-a de raios canais. Ele também observou que os raios canais apresentavam características diferentes (com relação à massa) de acordo com o tipo de gás e que apresentavam carga elétrica positiva. Em 1896, Henri Becquerel, descobriu acidentalmente que o minério de urânio emitia raios que podiam enegrecer uma chapa fotográfica, mesmo ela estando envolta em papel negro para proteger-se contra os raios luminosos. Deu-se a este fenômeno, a denominação de radioatividade. Os elementos radioativos (25 elementos) emitem, espontaneamente, três espécies de radiação: raios alfa (α - de carga elétrica +2), beta (β - de carga elétrica - 1) e gama (γ não têm carga elétrica ou massa perceptível). A natureza elétrica das partículas radiativas pode ser observada através do esquema representado na figura 14, onde a radiação atravessa placas eletrizadas com cargas elétricas opostas e são desviadas cada qual, de acordo com a sua característica, ou seja, a radiação α é atraída pelo pólo negativo e apresenta uma maior massa, pois seu desvio é pequeno; já a radiação β é atraída pelo pólo positivo e apresenta uma massa menor que a partícula α, pois apresenta um maior desvio de sua trajetória; a radiação γ não sofre desvio devido a ação das cargas elétricas. Diante de tais observações, Marie Curie, sugeriu que os átomos poderiam se desintegrarem. Isto fez com que surgisse a necessidade de um novo modelo para o átomo. Em 1897, Joseph John Thomson, propôs que o átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria o átomo formado por uma massa com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons com carga negativa. Este modelo ficou conhecido como pudim de passas ou Modelo de Thomson.

5 * Figuras retiradas do Cap 3, p. 52 do livro de: SARDELLA, A. Curso Completo de Química. São Paulo SP: Ática, 3ªed. Vol. Único, 2002, 751p. Em 1898, o casal Curie (Marie e Pierre figura 17), anunciou a descoberta do polônio e do rádio. Dois anos mais tarde (1900), Max Planck proclamou a Teoria dos Quanta. Cinco anos depois, (1905), Einstein estabelece a Teoria da Relatividade e relaciona a massa e energia (e = mc 2 ), além de esclarecer o efeito fotoelétrico. Einstein, também é responsável pela denominação fóton, para o quantum de energia radiante. Em 1910, Ernest Rutherford raciocinou que se o modelo de Thomson estivesse correto, um feixe de partículas α, partículas pesadas e positivas, deveriam ser muito pouco desviadas ao passarem através dos átomos de uma folha de ouro muito delgada, como mostra a figura 18. Quando Rutherford e seu colaborador (Hans Geiger) realizaram o experimento (bombardearam a lâmina de ouro com partículas α), observaram que, a maioria das partículas, atravessavam a lâmina quase sem desvio, mas ficaram surpresos ao notarem que poucas partículas sofriam grandes desvios e algumas eram até refletidas para trás. A única forma de explicar o fenômeno era abandonar o modelo de Thomson, pois o átomo não era maciço nem muito menos uma massa positiva, como pode ser interpretado na representação da figura 19, o átomo teria sua carga positiva, e a maior parte de sua massa, concentrada num volume muito pequeno (cerca de 10 a 100 mil vezes menor que o átomo), esta região foi denominada de núcleo. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons (partículas de carga negativa), neutralizando as cargas positivas do núcleo. Este é o modelo do átomo nuclear, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.

6 Figura 19: Interpretação de Rutherford para os resultados da experiência do bombardeamento de partículas α contra uma lâmina de ouro (figura retirada do Cap 2, p. 43 do livro de: KOTZ & TREICHEL. Química e Reações Químicas. Rio de Janeiro RJ: LTC, 3ªed., Vol. 1, 1998, 458p.) Rutherford também previu a existência de mais um tipo de partícula, que deveria ser encontrada no núcleo. Essa partícula só seria descoberta em 1932 por James Chadwick, que a denominou de nêutron. Antes desta descoberta, o modelo atômico de Rutherford foi muito criticado pela física clássica, pois, se os elétrons giravam ao redor do núcleo, eles deveria perder energia e acabariam por cair no núcleo e isso, evidentemente não acontecia. A explicação para o modelo de Rutherford foi dada por Niels Bohr, em Ao estudar o espectro da emissão do hidrogênio, Bohr concluiu que a energia do elétron estaria associada à Teoria Quântica de Max Planck. Desta forma, propôs que: Os elétrons movem-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares, Figura 20: Camadas chamadas de órbitas estacionárias ou camadas (figura 20); eletrônicas de um átomo Em cada órbita (camada), a energia é constante; Não é permitido a um elétron orbitar entre duas camadas ou níveis de energia; Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia original (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz), como podemos observar na figura 21

7 Figura 21: Representação dos postulados de Bohr (figura adaptada do Cap 3, p. 64 e 65 do livro de: SARDELLA, A. Curso Completo de Química. São Paulo SP: Ática, 3ªed., Vol. Único, 2002, 751p.) Com as devidas explicações sobre o átomo e após a descoberta do nêutron, o átomo pode ser dividido nas seguintes regiões e ser representado da seguinte forma: Átomo Núcleo Eletrosfera Prótons Nêutrons Elétrons Este modelo é utilizado até os dias de hoje. No entanto, devido aos avanços científicos, novas partículas foram descobertas (como mostra a figura 22), porém, para o nosso estudo, iremos considerar como partículas do átomo, apenas os prótons, elétrons e nêutrons, que podem ser caracterizados de forma resumida, como mostra a tabela abaixo: Figura 22: Partículas do Átomo 2. Representação dos Átomos Os átomos são representados por símbolos. Os símbolos são universais e correspondem a primeira letra do nome em latim. Quando representamos um elemento químico, geralmente seu símbolo vem acompanhado pelo número atômico (Z) e pelo número de massa atômica (A). Veja a representação do átomo e seu significado:

8 Z é o número atômico e corresponde ao número de prótons de um átomo. Em um átomo neutro, o número de prótons é igual ao de elétrons. X é o símbolo do elemento. A é o número de massa atômica e corresponde a soma do número de prótons mais o número de nêutrons. Um átomo neutro pode formar íons, que são partículas com carga elétrica, classificados em: Cátions partículas com carga elétrica positiva. São formadas quando um átomo perde elétrons. Os metais têm a tendência de formar cátions. Ânions partículas com carga elétrica negativa. São formados quando um átomo recebe elétrons. Os não-metais metais têm a tendência de formar ânions. 3. Comparação Entre os Átomos De acordo com o número atômico e o número de massa atômica, os átomos podem ser: Isótopos átomos com o mesmo número atômico e diferente número de massa e de nêutrons. Os isótopos são átomos de um mesmo elemento químico. Exemplos: 1 H1 ; 1 H 2 ; 1 H 3 6 C12 ; 6 C 13 ; 6 C 14 Isóbaros átomos com a mesma massa atômica e diferente número atômico e de nêutrons. Os isóbaros são átomos de elementos diferentes. Exemplos: 18 Ar40 ; 19 K 40 ; 20 Ca 40 Isótonos átomos com o mesmo número de nêutrons e diferente número atômico e diferente número de massa atômica. São átomos de elementos diferentes. Exemplos: 13 Al27 ; 14 Si 28

9 4. Números Quânticos e a Distribuição Eletrônica A primeira modificação sofrida no modelo atômico de Rutherford e Bohr, foi proposta pelo cientista alemão Arnold Sommerfeld que, em 1916, admitiu que os elétrons, além das órbitas circulares, descrevem também órbitas elípticas ao redor do núcleo. Cada órbita constitui uma camada. Nos átomos conhecidos, existem sete camadas contadas a partir do núcleo. Elas são representadas pelas letras: K, L, M, N, O, P e Q. Por volta de 1923, Louis de Broglie apresentou uma equação onde mostrava que qualquer corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório. Assim, o elétron, apresenta a natureza de uma partícula-onda, comportando-se ao mesmo tempo como partícula e onda. Então, 1926 Werner Heisemberg enunciou o princípio da incerteza, que afirma ser impossível determinar ao mesmo tempo a posição exata e a velocidade de uma partícula-onda num dado instante. De acordo com estas idéias, em 1927, Erwin Schrödinger propôs uma teoria chamada de mecânica ondulatória, na qual apresenta uma equação que dá a probabilidade de encontrar o elétron. Essa região foi denominada de orbital região ao redor do núcleo em que é maior a probabilidade de se localizar o elétron. Dessa forma deixa de ter sentido a idéia de órbita (certeza) e prevalece a idéia de orbital (probabilidade). Figura 23: Representação dos orbitais s e p (figura adaptada do Cap 3, p. 68 do livro de: SARDELLA, A. Curso Completo de Química. São Paulo SP: Ática, 3ªed., Vol. Único, 2002, 751p. A identificação da quantidade de energia de um elétron em um átomo, é definida através dos números quânticos. Em figuras planas, dois pontos podem identificar um objeto. Em figuras tridimensionais, que correspondem a realidade, e este é o caso do átomo, precisamos de pelo menos três pontos, estes são os números quânticos. Número Quântico Principal (n) define a maior parte da energia de um elétron, pois relaciona à sua proximidade do núcleo. O n indica o nível energético, a camada do átomo. A cada conjunto, ou nível, são atribuídos valores inteiros. O número máximo de elétrons por camada é dado por 2n².

10 Número Quântico Secundário (l) - indica o subnível de energia. Correspondendo a pequenas diferenças de energia entre elétrons de mesmo nível e pode ter valores inteiros de 0, 1, 2 até n - 1. As pequenas diferenças de energia são atribuídas às formas que um orbital assume. Os elétrons com o mesmo n e l formam um subnível. Número Quântico Magnético (m ou ml) indica o orbital em que o elétrons está localizado e a orientação espacial deste orbital no subnível correspondente, podendo assumir os valores inteiros negativos ou positivos no intervalo de -l a + l. Spin (s) - com valor +1/2 ou -1/2, que se refere ao sentido de rotação do elétron em torno de si mesmo. A configuração eletrônica revela os elétrons de maior energia de um átomo, que, junto com os elétrons do último nível, são os responsáveis por suas propriedades. A tabela a seguir resume os números quânticos e sua utilização prática.

11 Vale lembrar que, em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais. Como conseqüência deste princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos. Um orbital semi-cheio contém elétrons desemparelhados; um orbital cheio contém elétrons emparelhados, porém de spins opostos. De acordo com a regra de Hund, ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron, começa o preenchimento de cada orbital semi-cheio com o segundo elétron. O elétron de maior energia ou elétron de diferenciação, é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera. Em níveis diferentes, o elétron de maior energia nem sempre é o mais afastado do núcleo principalmente devido a geometria dos orbitais. Linus Carl Pauling esquematizou um método prático para estabelecer a ordem crescente de energia dos subníveis seguindo o sentido das setas, temos todos os subníveis em ordem crescente de energia. Veja a representação do diagrama de Pauling e a geometria dos orbitais s, p e d: