segunda-feira, 9 de maio de 2011

NÍVEIS ENERGÉTICOS OU CAMADAS ELETRÔNICAS

O volume do átomo é determinado pelos elétrons. Como alguns desses elétrons são mais facilmente removíveis que outros, podemos concluir que alguns elétrons são mais próximos do núcleo que outros.

Por causa da atração pelo núcleo, a energia potencial do elétron diminui na medida em que se aproxima do núcleo. Enquanto isso, sua velocidade e, conseqüentemente, sua energia cinética aumentam. De modo geral, a energia total do elétron aumenta na medida em que ele se afasta do núcleo.

Dependendo da distância do elétron em relação ao núcleo, conclui-se que os elétrons se encontram em níveis energéticos diferentes.

A) Sabe-se que os sistemas atômicos são mantidos por meio de um conjunto de forças. O sistema atômico é composto por um núcleo, positivamente carregado e orbitados por elétrons, negativamente carregados.

Material = átomos = núcleo (nêutrons e prótons) + eletrosfera (elétrons distribuídos em diversas camadas ou níveis de energia)

B) Os elétrons que circulam ao redor do núcleo se posicionam em certos níveis de energia bem definidos, denominados orbitais.

C) De modo didático, podemos admitir, ainda, o modelo atômico proposto por Niels Bohr em 1913. Este modelo explica que os elétrons giram ao redor do núcleo em orbitais fixas e com energia definida.

O número de elétrons varia de material para material. Dessa forma, existe uma variação no número de elétrons da última camada (camada de valência).

D) As orbitais são chamadas de camadas eletrônicas e são representadas pelas letras.
Quanto mais distante do núcleo, mais energia o elétron possui: Um elétron que está no nível 3 possui mais energia do que um elétron que está no nível 2.

Se um elétron saia de um nível mais afastado para um mais próximo do núcleo, deve ocorrer liberação de energia, isso acontece na forma de radiação luminosa.

Podemos observar isso quando estamos cozinhando e a água da panela escorre para a chama azul, deixando a chama amarela. Os fogos de artifícios utilizam as trocas de níveis dos elétrons dos átomos que compõe o material que está queimando para a emissão de luz de várias cores. A cor depende do tipo de sal que estará junto à pólvora.

A energia libera forma de calor na queima da pólvora e excita os elétrons dos átomos do material que está junto à pólvora. Os elétrons, ao receberem a energia, pulam para níveis mais extremos, mas acabam voltando rapidamente para as suas órbitas de origem. Uma vez nos seus respectivos níveis de energia, os elétrons precisam devolver rapidamente a energia que ganharam, pois estarão em níveis de energia menores. A forma de devolução dessa energia para o ambiente é a luz.

Mediante estudos de espectros (espectrologia) os cientistas podem determinar quantos níveis de energia têm nos átomos. De fato, quando um elétron adquire energia, ele se move de um nível para outro mais afastado do núcleo. O núcleo é o nível de maior conteúdo de energia. Perdendo a energia adquirida, o elétron a devolve em forma de radiação luminosa.

Nos átomos dos 110 elementos químicos conhecidos, podem ocorrer 7 níveis de energia contendo elétrons. Os níveis são representados pelas letras K, L, M, N, O, P e Q ou pelos números 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7, chamados de números quânticos principais, representando aproximadamente a distância do elétron ao núcleo, e também, a energia do elétron. Se um elétron tem um número quântico igual a 3, ele pertence à camada M e tem energia desse nível.

REPRESENTAÇÃO UNIVERSAL DAS CAMADAS ELETRÔNICAS (OU NÍVEIS)

São Sete Camadas

1ª K
2ª L
3ª M
4ª N
5ª O
6ª P
7ª Q

Equação: X = 2.n2

X = número de elétrons
n = número quântico principal correspondente a essa camada
Aplicando a equação para cada camada obtemos:

Camadas/ Número de elétrons
K = 2
L = 8
M = 18
N = 32
O = 32
P = 18
Q = 2

Cada camada tem um número máximo de elétrons
Essa fórmula se aplica até a camada N (inclusive).Para os átomos dos 110 elementos conhecidos, vigoram, até agora, os seguintes números máximos de elétrons em cada camada:
Camadas

Na camada P pode haver até 72 elétrons. Até o momento ela está no máximo com 16 elétrons (elemento Z = 110). O elemento Z = 111 apresentará 17 elétrons na camada P.
Exemplo:
Representação esquemática do átomo de número atômico 17 e número de massa 35.
Temos:
Z = 17 e A = 35
Nº de prótons: Z = 17;
Nº de elétrons: Z = 17;
Nº de nêutron: n = A - Z = 35 - 17 = 18

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 17 p e 18 n K=2 L=8 M=7

CAMADA DE VALÊNCIA

O nível de energia mais externo do átomo é denominado de camada de valência e pode conter, no máximo, 8 elétrons.

REGRA PRÁTICA DE DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

Distribuir segundo K, L, M, N, O, P e Q até completar o número atômico (Z).
Se na última camada tiver mais do que 8 elétrons, risca-se colocando o número imediatamente inferior, que esteja entre 2, 8, 18 e 32. A diferença passa para o nível seguinte. Na penúltima camada não pode haver mais que 18 elétrons.

Se recair nas condições do item B, repete-se o feito. Por exemplo:
a) Fornecer a divisão eletrônica do átomo de nºatômico = 20
K = 2 L=8 M,=8 N=2 ( M=10)

b) Fornecer a divisão eletrônica do átomo de nºatômico = 53
K = 2 ; L = 8 ; M = 18 ; N = 18 ;0 = 7 (N = 25)

Nota: esse processo apresenta muitas exceções.

Uma aluna preocupada escreveu:

Não entendi porque às vezes um elemento tem 3 camadas quando se pode por tudo em apenas 2 camadas. ex: um elemento com Z= 10 deveria ser 2 na K e 8 na L e não 2 na K ,6 na L e 2na M! Mas acho que ela está confundindo a TEORIA DO OCTETO com a distribuição eletrônica de LINUS PAULING.
A TEORIA DO OCTETO diz que os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo,
admite-se a existência de 7 camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas: K,L,M,N,O,P e Q.

Um átomo só pode ter 8 elétrons na última camada da sua eletrosfera para atingir uma situação estável. Com exceção do hélio, todos os gases nobres possuem na última camada da sua eletrosfera (camada de valência), por isso são estáveis e não podem formar nenhum composto químico. Quando um átomo possui menos de 8 elétrons na camada de valência (a última camada), ele tende a“associar-se” a outros átomos para completar a camada incompleta. Quando um átomo possui mais de 8 elétrons na camada de valência (a última camada), ele tende a“associar-se” a outros átomos para eliminar elétrons. Daí surgem os compostos químicos.

Então já sabemos que o número máximo de elétrons da última camada é 8. Sabendo também que o número mínimo de elétrons da última camada é 2, fica fácil entender que, no caso de um elemento com Z = 10, a primeira camada é:
K 2 (número máximo da 1º camada);
L 8 (número máximo da 1º camada);
M 8 (número máximo da última camada)
N 2 (sobra de elétrons)
Acontece que, segundo a distribuição eletrônica de LINUS PAULING, as camadas K, L, M, N, O, P e Q representam o 1º, o 2º, o 3º, o 4º, o 5º, o 6º e o 7º níveis de energia, mas cada nível é constituído de subníveis que são: s, p, d, r. Cada um desses subníveis possui um número máximo de elétrons: S=2; P=6; D=10; R=14

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terça-feira, 3 de maio de 2011

ÁTOMOS , MODELOS ATÔMICOS, ISÓTOPIA, ISOBARIA E ISOTONIA

Prof. Esp. Alcenisio Técio Leite de Sá

O QUE É UM ÁTOMO?

Um átomo é a menor porção em que pode ser dividido um elemento químico, mantendo ainda as suas propriedades. Os átomos são os componentes básicos das moléculas e da matéria comum. São compostos por partículas subatômicas. As mais conhecidas são os prótons, os nêutrons e os elétrons.

MODELOS ATÔMICOS

DALTON:
Dalton foi o primeiro cientista a desenvolver uma teoria atômica, segundo a qual a matéria se compõem de pequeníssimas partículas indestrutíveis chamadas átomos. De acordo com essa teoria, os átomos de determinada substância ou elemento são idênticos entre si, mas são diferentes dos átomos dos outros elementos.
Verificou ainda que as reações químicas não passam de uma redisposição dos átomos, e que, para se obter um composto de substâncias diversas, é preciso formar átomos compostos contendo um número definido de átomos de cada elemento. Essa teoria já está ultrapassada hoje em dia.

MODELO ATÔMICO DE DALTON

RUTHERFORD:

Propôs um modelo atômico: o átomo seria como um sistema solar em miniatura, cujo "sol" - o núcleo - concentra quase toda a massa e toda a carga positiva do sistema; gravitando em torno do núcleo, em órbitas elípticas, estão os elétrons, cuja soma de cargas negativas é igual a carga positiva nuclear com o que se tem o equilíbrio elétrico e a consequente estabilidade do conjunto. O dinamarquês Bohr deu uma fundamentação teórica ao modelo.

BOHR:

Sugeriu que um átomo de hidrogênio consistia em umm único elétron perfazendo uma órbita circular ao redor de um próton central (o núcleo), sendo a energia do próton quantizada (isto é, o elétron poderia carregar apenas uma quantidade bem definida de enrgia). Com esse modelo, conseguiu explicar a origem das bolsas espectrais.

MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD E BOHR

NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS NOS NÍVEIS DE ENERGIA
Os elétrons da eletrosfera distribuem-se em sete camadas eletrônicas que são designadas pelas letras do alfabeto: K,L,M,N,O,P,Q. Os elétrons de cada uma das camadas possuem uma quantidade de energia sempre inferior à da camada seguinte. A quantidade de energia dos elétrons determina um nível de energia que recebe ummvalor numérico denominado número quântico. Cada número quântico corresponde a uma camada eletrônica.
CAMADA - N° MAX. ELET.

K 2
L 8
M 18
N 32
O 32
P 18
Q 2

Seja qual for a última camada de um átomo, ele nunca pode possuir mais de 8 elétrons. A penúltima camada geralmente tem 8 ou 18 elétrons. Quando um átomo se combina com outro, há uma tendência a completar-se o n° máximo de elétrons da última camada.

O ATUAL MODELO ÁTOMICO:

EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS - LEIS PONDERAIS

• LEUCIPO E DEMÓCRITO ( 450 A.C ) : matéria podia ser dividida em partículas cada vez menores até que chegaria a uma partícula indivisível, denominada átomo. Esse modelo é fundamentado em pensamentos filosóficos.
• DALTON – MODELO DA “BOLA DE BILHAR” ( 1803 ) : A partir de resultados experimentais propõe um modelo ( científico ) para explicar as leis ponderais das reações químicas. Os principais postulados da Teoria Atômica de Dalton são:
1.A matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos;

2.Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e indivisíveis; Para Dalton o átomo era um sistema contínuo
3. Átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) constituem um elemento químico; Existe um número pequeno de elementos químicos diferentes na natureza

4. Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes; Reunindo átomos iguais ou diferentes nas variadas proporções, podemos formar todas as matérias do universo conhecidos
5. Os átomos podem se unir entre si formando "átomos compostos" ( moléculas );
6. Uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos.
Ao supor que a relação numérica entre átomos era a mais simples possível, Dalton atribuiu à água a fórmula HO e à amônia NH, etc.
Apesar de um modelo simples, Dalton deu um grande passo na elaboração de um modelo atômico, pois foi o que instigou na busca por algumas respostas e proposição de futuros modelos.

A matéria é constituída de diminutas partículas amontoadas como laranjas
LEIS PONDERAIS
A – Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da Matéria ( 1774 ) : “Numa reação química realizada em recipiente fechado a massa total antes da transformação (reagentes) é igual à massa total após a transformação (produtos)” ou “Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”.

B – Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes ( 1797 ) : “Uma substância pura, qualquer que seja sua origem, é sempre formada pela mesma composição em massa” ou “A proporção das massas que reagem é sempre constante”.
J. J. THOMSON – MODELO “PUDIM DE PASSAS” ( 1874 ) : propôs que o átomo seria uma pasta positiva incrustada de elétrons. Portanto o átomo seria divisível em partículas menores. Propôs isso depois que descobriu a existência dos elétrons com a experiência da Ampola de Crookes. Foi Thomson que lançou a idéia de que o átomo era um sistema descontínuo, portanto, divisível. Mas sua descrição não era satisfatória porque não permitia explicar as propriedades químicas do átomo.

Modelo PUDIM DE PASSAS

E. RUTHERFORD – MODELO “PLANETÁRIO” ( 1911 ) : O átomo é formado por um núcleo muito pequeno, de carga positiva, no qual se concentra praticamente toda a massa do átomo. Os elétrons giram ao redor desse núcleo na região denominada eletrosfera, neutralizando a carga positiva. O átomo é um sistema neutro, ou seja, o número de cargas positivas e negativas é igual. O átomo é um sistema descontínuo onde prevalecem os espaços vazios.

Rutherford chegou a essa conclusão fazendo um experimento: bombardeou uma fina lâmina de ouro com partículas α (positivas). Neste experimento ele observou que:

1. a maioria das partículas passava pela lâmina sem se desviar, e isso aconteceria pq os átomos da lâmina seriam formados de núcleos muito pequenos, onde sua massa se concentra, e um grande vazio.

2. poucas partículas sofriam desvio, pq estas teriam passado perto do núcleo sendo repelidas, já que tanto núcleos quanto partículas são positivos.

3. poucas partículas retrocediam, sendo aquelas que iam de encontro ao núcleo e voltavam.

Logo surgiram dificuldades para a aceitação do modelo de Rutherford: uma carga elétrica em movimento irradia continuamente energia na forma de onda eletromagnética. Assim, o elétron se aproximaria cada vez mais do núcleo e acabaria caindo sobre ele, o q comprometeria o átomo. Essa dificuldade foi superada com o surgimento do modelo de Bohr. Logo depois surgiu outra hipótese q explicaria esse fenômeno.

N. BOHR – MODELO RUTHERFORD – BOHR ( 1913 ) : fundamentado na teoria dos quanta de Max Planck, segundo a qual a energia não é emitida de forma contínua, mas em “blocos”, Bohr estabeleceu:

Na época que Rutherford publicou seu modelo já existiam conceitos físicos consagrados e um destes conceitos era a Lei do Eletromagnetismo de Maxwell que dizia: "Toda carga elétrica em movimento acelerado em torno de outra perde energia sob forma de ondas eletromagnéticas". Como o elétron é uma carga elétrica em movimento acelerado em torno do núcleo, perderia energia e se aproximaria do núcleo até chocar-se com este; desta forma o átomo se auto-destruiria.

Em 1913 Bohr afirmou que os fenômenos atômicos não poderiam ser explicados pelas Leis da Física Clássica.

Niels Bohr, dinamarquês, contribuiu para o aperfeiçoamento do modelo atômico de Rutherford. Baseado na teoria quântica, Bohr explicou o comportamento dos elétrons nos átomos. Para Bohr, os elétrons giram em torno do núcleo de forma circular e com diferentes níveis de energia. Seus postulados:

- O átomo possui um núcleo positivo que está rodeado por cargas negativas;

- A eletrosfera está dividida em camadas ou níveis eletrônicos, e os elétrons nessas camadas, apresentam energia constante;

- Em sua camada de origem (camada estacionária) a energia é constante, mas o elétron pode saltar para uma camada mais externa, sendo que, para tal é necessário que ele ganhe energia externa;

- Um elétron que saltou para uma camada de maior energia fica instável e tende a voltar a sua camada de origem; nesta volta ele devolve a mesma quantidade de energia que havia ganho para o salto e emite um fóton de luz.

- Ao elétron dentro do átomo são permitidas somente algumas energias fixas;

- Quando o elétron apresenta alguma dessas energias permitidas, não irradia energia em seu movimento ao redor do núcleo, permanecendo num estado estacionário de energia;

- Os elétrons nos átomos descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia;

- Cada camada comporta um número máximo de elétrons.

MODELO DE SOMMERFELD: Logo após Bohr enunciar seu modelo verificou-se que um elétron, numa mesma camada, apresentava energias diferentes. Como poderia ser possível se as órbitas fossem circulares?

Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois em uma elipse há diferentes excentricidades (distância do centro), gerando energias diferentes para uma mesma camada.

450 a.C. – Leucipo
A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.

400 a.C. – Demócrito
Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.

60 a.C. – Lucrécio
Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi consolidado o atomismo de Demócrito.

1661 – Boyle
Autor do livro Sceptical chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental.

1808 – Dalton:
Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.

1834 – Faraday
Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.

1859
Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). Descoberta dos "raios" posteriormente chamados catódicos.

1874 – Stoney

Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Primeira idéia de quantização da carga elétrica.

1879 – Crookes
Primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo

1886 – Goldstein
Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. Descoberta dos raios canais ou positivos.

1891 – Stoney :Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa.

1895 – Röentgen: Descoberta dos raios X.

1896 – Becquerel :Descoberta da radioatividade.

1897- Thomson : Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron.

1898 - Casal Curie: Descoberta do polônio e do rádio.

1900 - Max Planck: Teoria dos quanta.

1905 – Einstein:
Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.

1909 – Millikan :Determinação da carga do elétron.

1911 – Rutherford
O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.

1913 – Bohr: Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em 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 primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).

1916 – Sommerfeld : Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia.

1920 – Rutherford: Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão de existência do nêutron.

1924 - De Broglie:Modelo da partícula-onda para o elétron.

1926 – Heisenberg : Princípio da incerteza.

1927 – Schrödinger: Equação de função de onda para o elétron.

1932 – Chadwick: Descoberta do nêutron.


ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS

ISÓTOPOS:

São átomos do mesmo elemento químico, com o mesmo número atômico (prótons representado por Z), porém n° de massa (prótons + nêutrons, representado por A) diferentes. Ex: O carbono 12 é isótopo do carbono 14, porque o 12 tem Z=6 e A=12, e o 14 tem Z=6 e A=14.

ISÓBAROS:

São átomos com diferentes n°s atômicos. Portanto, Pertencem a elementos químicos diferentes, mas tem o mesmo número de massa. Ex: O potássio 40 é isóbaro do cálcio 40, porque o potássio 40 tem Z=19 e A=40, e o cácio 40 tem Z=20 e A=40.
isótonos:
São átomos de elementos químicos diferentes, de diferentes números atômicos, diferentes números de massa, e mesmo número de nêutrons. Ex: o hidrogênio 3 é isótono do hélio 4, porque o H tem Z=1 e A=3, então tem 2 nêutrons (A-Z), e o hélio tem Z=2 e A=4, então também tem 2 nêutrons.

A DESCOBERTA DOS ISÓTOPOS:
1913 – J.J. Thomson observou que gases quimicamente puros apresentam valores distintos para a relação carga/massa(q/m) e que para um mesmo gás essa relação é constante.

Aperfeiçoando as técnicas de medição, Thomson observou um fato notável: o neônio, um gás de massa 20,2, comportava-se como uma mistura de gases de massas 20 e 22, pois apareciam desvios diferentes no tubo de descargas. Como a carga (q) do neônio é constante, Thomson deduziu que esse gás quimicamente puro é constituído por átomos de mesma carga, porém de massa diferentes.

1919 – Em 1919, o cientista inglês Francis Willian Aston (1877-1945) aperfeiçoou a aparelhagem de Thomson, de quem foi discípulo, inventando o primeiro espetrógrafo de massa. Com esse aparelho, Aston demonstrou com maior clareza a existência de átomos de um mesmo elemento, com massas diferentes, deixando claro o fato de o neônio ser formado de átomos quimicamente iguais, porém com massas diferentes. Tais formas de um elemento foram denominadas pelo cientista inglês Frederick Soddy (1877-1956) de isótopos, do grego isso = mesmo; topos = lugar.

ISOTOPIA:

Isotopia é o fenômeno segundo o qual átomos de diferentes números de massa constituem o mesmo elemento químico.
Assim sendo, dizemos que: Isótopos são átomos de um mesmo elemento que apresentam o mesmo numero atômico e diferentes números de massa.
O nome do isótopo é dado pelo nome do elemento a que pertence, seguido do respectivo número de massa.

ISOBARIA:

Isobaria é o fenômeno segundo o qual átomos diferentes apresentam o mesmo numero de massa.
Assim dizemos que: Isóbaros são átomos de elementos distintos que apresentam o mesmo numero de massa e diferentes números atômicos

ISOTONIA:

Isotonia é o fenômeno segundo o qual átomos diferentes tem o mesmo numero de nêutrons.

Assim dizemos que: Isótonos são átomos de elementos químicos distintos que apresentam diferentes números atômicos, diferentes números de massa e mesmo numero de nêutrons.

CONCLUSÃO

Conclui-se que os átomos isóbaros são os átomos de diferentes elementos químicos, porém massa igual. Isótopos são do mesmo elemento químico, porém tem numero de massa diferente. Isótonos são de diferentes elementos químicos e diferente numero de massa, mas tem número de nêutrons iguais.Ou seja:

Isótopos - prótons iguais
Isóbaros - massas iguais
Isótonos - nêutrons iguais

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