Física para Ciências Biológicas Anderson Ferreira Sepulveda

Física Atômica e Molecular

1. Estrutura do átomo

Quando o átomo está no estado isolado (livre da influencia de fatores externos), o número de

prótons é sempre igual ao número de elétrons.

O número atômico (Z) de um átomo, por definição, é o número de prótons existentes no seu

núcleo. Z representa, portanto, a carga nuclear relativa e caracteriza perfeitamente cada tipo

de átomo. Por exemplo, o sódio tem número atômico Z = 11.

2. Níveis energéticos ou camadas eletrônicas

O volume do átomo é determinado pelos átomos. Como alguns desses elétrons são mais

facilmente removíveis que outros, isso nos leva concluir que alguns elétrons estão mais

próximas do núcleo do que outros.

À medida que se aproxima do núcleo, a energia potencial do elétron, devido à atração pelo

núcleo, diminui, enquanto sua velocidade e, consequentemente, sua energia cinética

aumentam. De um modo geral, a energia total do elétron aumenta à medida que o elétron se

afasta do núcleo.

Nos átomos dos elementos químicos conhecidos, podem ocorrer 7 níveis de energia

representados, respectivamente, a partir do núcleo, pelas letras K, L, M, N, O, P, Q ou pelos

números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Estes números são chamados de números quânticos principais,

representando aproximadamente a distância do elétron ao núcleo, assim como a energia do

elétron. Se um elétron tem número quântico principal igual a 3, ele pertence à camada 3 (ou

M) e tem a energia desse nível.

Cada camada pode ter um número máximo de elétrons:

1 2 3 4 5 6 7

2 8 18 32 50 72 98

Por exemplo, um átomo com número atômico 17 terá 3 camadas:

1 2 3

2 6 7

O nível de energia mais externo do átomo é denominado camada de valência. Assim, no

átomo do exemplo anterior é a camada 3.

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3. Subníveis de energia

Quando um elétron passa de um nível de energia mais afastado para outro mais próximo do

núcleo, é, na realidade, a composição de várias ondas luminosas mais simples. Conclui-se

então que o elétron percorre o caminho “aos pulinhos”, isto é, os níveis de energia

subdividem-se em subníveis de energia.

Esses subníveis são: s (com número máximo de 2 elétrons), p (limite máximo de 6), d (10

elétrons) e f (14 elétrons).

Para se dar a configuração eletrônica de um átomo, colocam-se os elétrons, primeiramente,

nos subníveis de menor energia (estado fundamental).

Por exemplo, sódio Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1.

4. Níveis energéticos e distribuição eletrônica

A energia total (𝐸) de um elétron em uma orbita é a soma das energias potencial (𝑈) e cinética

(𝐾). Demonstra-se que a energia total é:

𝐸 = −13,6𝑍2

𝑛2 (𝑒𝑚 𝑒𝑉)

As energias potencial e total crescem para a periferia do átomo, enquanto a energia cinética

decresce no mesmo sentido. Para um nível bastante afastado, a energia total é por convenção

igual a zero. Por isso o sinal negativo na equação acima!

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A partir da equação que dá a energia total, pode-se obter o seguinte diagrama energético para

o hidrogênio (Z = 1), a atribuindo a n os valores 1, 2, 3...

Para o átomo de hidrogênio, as energias dos estados eletrônicos permitidos são dadas por:

𝑛 = 1 ⟶ 𝐸 = −13,6

12= −13,6 𝑒𝑉

𝑛 = 2 ⟶ 𝐸 = −13,6

22= −3,4 𝑒𝑉

Quando n tende a infinito, o elétron está de fato separado do átomo, sendo a energia nula.

Dizemos que um átomo está no estado fundamental (normal), quando seus elétrons

apresentam as mais baixas energias possíveis. Se a energia for absorvida por um átomo no

estado fundamental, o valor de n aumentará. Dizemos, então, que o átomo está em um estado

excitado, podendo voltar ao normal emitindo energia.

5. Modelo orbital

“Orbital é a região do espaço que o elétron ocupa a maior parte do tempo.”

“Orbital é a região do espaço de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.”

Os orbitais atômicos têm distribuição definida no espaço. Os orbitais s são esfericamente

simétricos ao redor do núcleo. Os orbitais p têm a forma de halteres. Os números quânticos

magnéticos governam a orientação. Esses três halteres são representados por px, py e pz e

estão orientados segundo os três eixos cartesianos. Em um orbital p existe um plano nodal

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passando pelo núcleo, onde a probabilidade de se encontrar o elétron é zero. Os três orbitais p

estão em eixos perpendiculares.

Por exemplo, o flúor, que tem 9 elétrons; e oxigênio, com 8 elétrons. Se fizer a distribuição

dos elétrons pelas camadas, o flúor terá 2 halteres (um no eixo x e outro no y); no caso do

oxigênio, 1 halter (no x).

6. Ligação carbono-carbono sob o ponto de vista dos orbitais

A configuração do átomo de carbono no estado fundamental é:

De acordo com essa estrutura, deveria o carbono ser bivalente, pois poderia emparelhar dois

elétrons, respectivamente nos orbitais 2px e 2py.

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No entanto, o carbono é tetravalente. Ocorre com esse elemento o fenômeno da hibridização.

Na ligação simples, o orbital 2s se hibridiza com os três orbitais 2p, dando origem a quatro

orbitais hibridizados sp3, apresentando estrutura tetraédrica.

A ligação C-C seria formada, portanto, pela interpenetração direta de dois orbitais sp3. A essa

ligação dá-se o nome de ligação sigma (𝜎) (sp3 – sp3).

A ligação dupla C=C, envolve as hibridizações sp2. Uma das ligações é formada pela

interpenetração de dois orbitais sp2, dando origem a uma ligação sigma. A segunda ligação é

constituída pela interpenetração de dois orbitais p, dando origem a uma ligação pi (𝜋),

semelhante a duas salsichas, uma acima, e outra abaixo do plano da ligação sigma.

Já quando há tripla ligação, temos uma a interpenetração de dois orbitais sp, formando uma

ligação sigma e a interpenetração dos outros dois orbitais p, formando duas ligações do tipo pi.

Resumindo:

a) C não faz pi => sp3

b) C faz uma pi => sp2

c) C faz duas pi => sp