Aula 12- Íons, níveis e subníveis eletrônicos e a distribuição eletrônica

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1 Aula 12- Íons, níveis e subníveis eletrônicos e a distribuição eletrônica Nas nossas aulas passadas nós vimos que cada elemento químico é caracterizado pelo seu número atômico (Z). Vimos também que um átomo no estado fundamental possui o mesmo número de prótons (Z) e elétrons (e-), existindo esse com carga neutra. Entretanto, na natureza, nem sempre os átomos se encontram no estado fundamental. Com isso temos o conteúdo da aula de hoje: Íons e a distribuição eletrônica. Os átomos no estado fundamental e os íons Vimos que de acordo com o modelo de Rutherford-Bohr que utilizamos atualmente o átomo no estado fundamental possui algumas características específicas: Um número de prótons (Z) específico: Um número de elétrons (e-) igual ao número de prótons Um número de cargas neutras (N), sendo que o número de cargas neutras é dado pela equação: A = Z + N Onde A é a massa atômica do átomo em unidades de massa atômica (U.m.a.), dada na tabela periódica.

2 Para exemplificar esse detalhe, veja as representações do átomo de carbono (C) abaixo. O Carbono no estado fundamental possui 6 prótons (cargas positivas), 6 elétrons (cargas negativas) e 6 nêutrons, possuindo uma massa atômica de 12 u.m.a. Como o número de cargas positivas e negativas nesse átomo são iguais, dizemos que esse átomo está eletricamente neutro. Ou seja, não há cargas positivas ou negativas extras no átomo. Entretanto, na natureza, nem sempre os átomos estarão eletricamente neutros, principalmente quando fizerem ligações químicas (nossos próximos conteúdos). Nesses casos, os átomos formarão o que nós chamamos de ÍONS. O que é um íon? É uma espécie química formada quando um átomo neutro ganha ou ou perde elétrons. Nesse caso, o número de prótons e elétrons será diferente. Por exemplo, se um átomo previamente neutro recebe elétrons, ele passa a ter um número de elétrons maior que o seu número de prótons. Nesse caso dizemos que o átomo ficou carregado negativamente, visto que o número de cargas negativas (elétrons) é maior que o das positivas (prótons). Veja o exemplo do átomo de fluor na figura abaixo:

3 Note que inicialmente a carga do átomo de flúor era neutra, visto que o número de cargas positivas (prótons) e negativas (elétrons) eram iguais. Quando esse átomo ganha um elétron, ele fica carregado negativamente, se tornando um ÂNION. Por outro lado, se um átomo previamente neutro perde elétrons, ele passa a ter um número de elétrons menor que o seu número de prótons. Nesse caso, dizemos que o átomo ficou carregado positivamente, visto que o número de cargas positivas (prótons) é maior que o das negativas. Veja o exemplo do sódio abaixo. No caso do sódio, o átomo neutro possuía 11 prótons e 11 elétrons, sendo assim neutro. O átomo de sódio pode perder um elétron, ficando com 10 elétrons na sua eletrosfera. Isso faz com que o número de prótons e elétrons

4 seja diferente (11 prótons 10 elétrons), sendo o número de prótons maior que o de elétrons. Com isso, dizemos que o átomo está carregado positivamente, tornando-se um CÁTION. Portanto, pela definição, temos que um íon carregado positivamente se chama cátion e um íon carregado negativamente se chama ânion. E como esses elétrons da eletrosfera se organizam? Em níveis e subníveis de energia. Ao estudar os átomos, Bohr chegou a algumas conclusões interessantes sobre a eletrosfera, verificando que os elétrons giravam em órbitas especificas, sendo essas chamadas de níveis de energia. Se um elétron tem baixa energia, esse ficará mais próximo ao núcleo, que é o estado de menor energia. Quando um elemento químico possui mais elétrons que o nível de energia mais próximo do núcleo (camada K) comporta, esses elétrons passam a se localizar no próximo nível menos energético. Com isso verificamos que os elétrons começam a preencher inicialmente as camadas menos energéticas mais próximas do núcleo e vão preenchendo as seguintes a medida que o número de elétrons aumenta. Em seus experimentos, Bohr verificou um fenômeno muito interessante. Ao observar diferentes elementos químicos, Bohr verificou que os elétrons podem absorver uma determinada -quantidade de energia, chamada de quanta, e saltar de um nível menos energético para outro mais energético, sendo chamado esse processo de salto quântico. Entretanto, quando essa fonte de energia se esgota o elétron tende a voltar à sua orbita menos energética, emitindo essa quantidade de energia absorvida. o Como assim emitindo? O elétron perde, na forma de uma onda eletromagnética, uma quantidade de energia que corresponde à diferença de energia existente entre as órbitas envolvidas no movimento do elétron. A mudança entre órbitas diferentes libera quantidades de energia diferentes, as quais representam diferentes cores. Veja o exemplo do teste de chama abaixo (Figura 1):

5 Figura 1 - Cores obtidas no teste de chama para diferentes elementos químicos Diferentes elementos químicos com diferentes números de níveis eletrônicos, quando expostos a chama, absorvem energia da chama e excitam seus elétrons para o próximo nível e, ao voltar, emitem energia em diferentes comprimentos de onda, gerando colorações diferentes. No exemplo temos as emissões dos elementos, da esquerda para a direita, os íons de bário, lítio, cálcio, sódio, cobre e em lilás o íon do potássio. Com essas informações diversos cientistas passaram a se interessar pelos estudos dos espectros descontínuos. Mais tarde, veio a se verificar que essas emissões verificadas na forma de raias no espectro eram na verdade a sobreposições de algumas raias mais finas. Com isso, descobriu-se que as camadas são divididas em outras ainda menores, chamados de subníveis de energia. Os subníveis são representados pelas letras s, p, d e f. Cada subnível comporta um determinado número de elétrons, sendo esses, respectivamente, 2, 6, 10 e 14. Assim como verificamos para os níveis de energia, ao iniciarmos a preencher a eletrosfera de um átomo, verificamos que primeiro preenchem-se os subníveis menos energéticos, sendo seguidos dos mais energéticos a medida

6 Figura 2 - Níveis energias dos diferentes subníveis de cada nível que esses primeiros se enchem. Entretanto, os níveis não são preenchidos de maneira ordenada, por exemplo: primeiro todos os elétrons da camada K, em seguida todos os elétrons da camada L, e assim por diante. Verificamos que a distribuição dos elétrons se dá de acordo com os subníveis menos energéticos, sendo esses os primeiros a serem ocupados. Na figura 2 podemos verificar como se organiza essa ordem de energia. Veja que o subnível menos energético é o subnível s da camada 1, logo será o primeiro a ser preenchido. Ele é seguido pelo subnível s da camada 2, posteriormente o subnível p da camada 2 e segue de acordo com as flechas verificadas na figura, sendo o subnível menos energético verificado na figura o s da camada 7. Como vimos anteriormente, cada nível comporta um determinado número de elétrons. Distribuindo-se esses elétrons nos diferentes subníveis, tem-se o verificado na tabela 1 abaixo. Tabela 1 Níveis e subníveis eletrônicos e o número de elétrons em cada um Camada Nível Nº de elétrons por nível K 1 2 1s 2 L 2 8 2s 2 2p 6 Subníveis e a distribuição de elétrons entre esses M s 2 3p 6 3d 10 N s 2 4p 6 4d 10 4f 14 O s 2 5p 6 5d 10 5f 14 P s 2 6p 6 6d 10 Q 7 8 7s 2 7p 6 Com esses dados, chegamos a uma representação gráfica para os subníveis que facilitou (e muito) na visualização dos níveis crescentes de

7 energia. Essa visualização é chamada de Diagrama de Linus Pauling e pode ser verificado na figura 3. Figura 3 - Diagrama de Linus Pauling O preenchimento da eletrosfera pelos elétrons em subníveis obedece a ordem crescente de energia definida pelo diagrama de Linus Pauling: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 10, 4p 6, 5s 2, 4d 10, 5p 6, 6s 2, 4f 14, 5d 10, 6p 6, 7s 2, 5f 14, 6d 10, 7p 6. **OBS: Você pode verificar que na figura observamos o nível 8, mas esse é verificado APENAS de maneira teórica, não existindo nenhum elemento químico com essas configurações eletrônicas Fazendo a distribuição eletrônica

8 Para compreendermos e conseguirmos realizar a distribuição eletrônica de um determinado elemento químico devemos primeiramente levar em consideração um aspecto: esse átomo está neutro ou é um íon? Verifique a existência ou não de cargas no átomo olhando a presença (ou não) de sinais + e - na molécula. Por exemplo: Os átomos: Xe S 2- Al 3+ No caso do átomo Xe, verificamos que esse não possui carga, logo, seu número de elétrons é igual ao número de prótons verificado na tabela periódica, que é de 54. Fazendo a distribuição eletrônica dele temos: Xe 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 10, 4p 6, 5s 2, 4d 10, 5p 6 Observando a distribuição eletrônica verificamos então que o átomo possui 5 camadas, visto que essa é a última na qual o elemento Xenônio possui elétrons. Essa última camada na qual um elemento químico possui elétrons é chamada de Camada de Valência. Já o subnível que possui maior energia, chamado de subnível mais energético, é aquele que aparece por último na distribuição, logo, é o 5p 6. Agora, no caso dos átomos de S 2- e Al 3+, verificamos que esses possuem cargas através dos sinais verificados em seus símbolos. Verificamos que o S 2- possui 2 elétrons a mais que seu número de prótons, sendo carregado negativamente. Se seu número de prótons (de acordo com uma tabela periódica) é 16, o número de elétrons desse íon é 18. Fazendo a distribuição eletrônica desse ânion temos: S 2-1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 Observamos que a camada de valência desse composto é o nível 3 e seu subnível mais energético é o 3p 6. Você compreendeu corretamente como realizamos a distribuição eletrônica? Para praticar, faça a distribuição eletrônica do íon Al 3+ e dos átomos abaixo, identificando a camada de valência e subnível mais energético desses átomos. N 3-

9 Fe I Gd Ra 2+ Na + At - Pt Ti C Ar