MODELO ATÔMICO ATUAL

O modelo atômico atual surge em virtude de uma série de procedimentos e teorias elaborados que permitiram ampliar os conceitos construídos por Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr.

TEORIA DOS QUANTA

Em 1900, Planck concebeu a ideia de que um corpo, ao emitir ou absorver energia, o faz de forma descontínua ou "discreta", ou seja apenas alguns valores de energia são permitidos.

Cada fóton tem uma energia dada pela seguinte relação:

E = h.f, onde:

E = energia do fóton

h = constante de Planck

f = frequência

O conceito do quantum de Planck surgiu para responder a catástrofe do ultravioleta, que pela Física Clássica dizia que o corpo negro ao emitir radiação devastaria tudo ao seu redor, com essa conceituação de Planck a energia não seria emitida de forma contínua, mas sim de forma descontínua e fechada para os níveis de energia estabelecidos, ou seja o corpo emitiria uma energia limitada.

Max Planck é o pai da Mecânica Quântica, ele recebeu o Prêmio Nobel de Física em 1918 pela sua contribuição. 

 

POSTULADOS DE BOHR

Em 1913, com as ideias de energia quantizada, Bohr propôs os seguintes postulados:

Primeiro: "Os elétrons movem-se em órbitas circulares em torno do átomo central".

Segundo: "Quando os elétrons passam de uma órbita para outra, um quantum de energia é absorvido ou emitido".

Essa concepção de Bohr permitiu responder ao colapso do átomo que seria gerado pela Física Clássica, fenômeno esse que diz se uma partícula de carga negativa gira em torno de uma positiva, deveria entrar numa rota em espiral. Com o primeiro postulado Bohr explica o porque do universo não colapsar.

Sendo assim Bohr propôs o seguinte Modelo atômico:

"Os elétrons giram em órbitas bem definidas e, nessas órbitas, mantêm a energia constante.

Esse modelo respondia perfeitamente para o comportamento do átomo de Hidrogênio, já para os outros átomos e a leitura do seu espectro de luz, era insatisfatório.

TEORIA ONDULATÓRIA DO ELÉTRON OU MECÂNICA ONDULATÓRIA

O fenômeno da difração foi observado no experimento de dupla fenda. Nele foi constatado que a luz tinha natureza ondulatória, onde uma onda atravessa duas fendas (momento em que ocorre a difração) e após passar pelas fendas, os encontros entre cristas e vales da onda causam a interferência. Na figura abaixo temos o esquema do experimento.

O experimento de dupla fenda de Thomas Young também foi realizado com os elétrons para surpresa os resultados foram similares aos testes realizados com a luz, conclusão é que os elétrons tem comportamento de onda e partícula, como a luz.

 

Os elétrons de comportamento ondulatório

Em 1924, De Broglie propôs que os fenômenos ondulatórios e corpusculares não estariam separados apesar de contrários e equacionou a seguinte expressão:

 

m = massa da partícula

v = velocidade da partícula

h = constante de Planck

Com essa equação é possível prevê, a depender do movimento, se a partícula tem características de onda ou não. Por incrível que possa parecer o elefante pode ter características de onda conforme essa equação, mas pelo seu comprimento ser tão grande

MODELO ATÔMICO ATUAL

O princípio da incerteza de Heinseberg diz que é impossível determinar, simultaneamente, a posição e a quantidade de movimento de um elétron, ou seja se utilizarmos um microscópio que emita luz para enxergar a posição do elétron os feixes de luz que são pacotes afetariam a posição da partículas impedido de determinar sua posição e velocidade.

Dessa forma, em 1926 Schroedinger apresentou um novo modelo atômico baseado nas teorias da mecânica quântica.

Nesse modelo o elétron é uma partícula-onda com trajetória desconhecida ocupando uma região denominada de orbital. A equação de Schroedinger que é baseada em probabilidades, diz basicamente qual a mais chance de encontrar determinado elétron em uma região denominada de nuvem eletrônica.

Equação de Schroedinger

Importante! As expressões matemáticas das funções de onda permitem determinar a probabilidade de encontrar o elétron na vizinhança de um ponto próximo do núcleo. No caso do elétron do átomo de hidrogênio no estado fundamental, essa probabilidade só depende da distância ao núcleo.

REPRESENTAÇÕES DO ORBITAL

Com a equação de Schroedinger podemos representar a região onde há maior probabilidade de encontrar o elétron. A solução dessa equação não é um número, mas sim um conjunto de funções, que são resolvidas pela aplicação dos quatro números quânticos, possibilitando obtermos as representações teóricas onde há maior possibilidade de encontrar o elétron, além de traçar o perfil comportamental desse ente no átomo.

Regiões a depender da resolução da equação onde há maior probabilidade de encontrar o elétron

 NÚMEROS QUÂNTICOS

Esses números são a basa para resoluçao da equação de Schroedinger. Identificam o elétron pelo seu conteúdo de energia.

Número quântico principal(n)

Representa o nível de energia principal do elétron ou a camada de energia. São expresso por números inteiros.

O número quântico principal numa visão simplista dá um tamanho do nuvem eletrônica.

Número quântico secundário ou azimutal(l)

Diz respeito ao subnível de energia de um elétron. Os número quântico secundário é representado pela letra s, p, d, f. Elas indicam os subníveis nos quais os elétrons podem ser encontrados. s = 0, p = 1, d = 2, f = 3. Podemos expressar o subnível em função do nível principal, atraves da seguinte fórmula: l = n-1.

 Através da relação: 2(2l+1), é possível conhecer o número máximo de elétrons por subnível.

Representações dos orbitais

Cada número quântico secundário representa uma região

Número quântico magnético(m ou ml):

Indica em qual a direção no eixo dos planos x, y e z está, mais provavelmente, o elétron no orbital. O número quântico magnético pode assumir qualquer valor inteiro entre +l e -l, inclusive o zero. Cada valor de m indica um orbital. O número máximo de elétrons que um orbital pode conter é dois.

 Número quântico de spin(s ou ms):

Indica o sentido de rotação do elétron em torno de eixo seu eixo. Assume os valores: +1/2 ou -1/2. Em um orbital dois elétrons devem ter spins contrários.

Princípio da Exclusão de Pauli

"Em um átomo, não mais que dois elétrons podem ocupar um orbital e isto somente se eles tiverem spins opostos. Assim, um átomo não pode conter dois elétrons com mesmo conjunto de números quânticos".

Regra Hund

"No preenchimento eletrônico de um mesmo subnível, o elétron  entrará  preferencialmente no orbital vazio, em vez de entrar no orbital onde já existe  outro elétron, e apresentará o mesmo spin do elétron anterior."

Nas figuras abaixo podemos ver alguns exemplos que combinam o Princípio de Pauli e a Regra de Hund.

 

 

 

Diagrama de Pauling

Linus Carl Pauling(1904-1955) foi um dos maiores químicos de todos os tempos. Recebeu o Prêmio Nobel de Química(1954) e Prêmio Nobel da Paz(1963), contra experiências nucleares e movimentos e movimentos em prol da paz mundial. 

Ele confeccionou um esquema que indica a ordem crescente de energia dos subníveis do átomo. Conforme figura abaixo:

Regra para distribuição dos elétrons nos orbitais:

1. Com base no número atômico, verifique quantos elétrons o átomo possui.
2. Distribua os elétrons segundo a ordem crescente de energia.
3. Preencha um subnível somente depois que os anteriores estiverem completos.

Vejamos um exemplo:

a) Qual a distribuição eletrônica do sódio. Z=11, no estado fundamental por subníveis de energia?

Observando o caminho que a seta indica a ordem crescente de energia teremos e levando em consideração o número  máximo de elétrons por subnível teremos a seguinte distribuição:

1s² 2s² 2p6 3s1

Observe que os elétrons aparecem na parte sobre escrita as letras que representam os orbitais e a ordem de energia é da esquerda para direita.

b) O átomo de silício em seu estado fundamental tem número atômico, Z=14, represente sua configuração eletrônica e indique o número de orbitais vazios.

Resolução

Seguindo o diagrama de Linus Pauling, teremos:

1s² 2s² 2p6 3s2 3p2 

Escrevendo os orbitais para cada subnível utilizando o princípio de exclusão de Pauli e a regra de Hund

  1s²         2s²              2p6                     3s2                 3p2