1 Cristina Vieira da Silva Resumo 4

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F ÍSICA E Q UÍMICA A - 10 º ANO

 ^Resumo

Átomo de hidrogénio; Estrutura atómica; Modelo quântico; Tabela Periódica: organização e propriedades

O átomo de hidrogénio. A estrutura atómica

A estrutura dos átomos e das moléculas que os constituem é obtida pela técnica da espectroscopia.

O espectro de emissão do hidrogénio é um espectro de riscas, logo o átomo só pode emitir radiações de energias bem determinadas, isto é, a energia está quantizada. Então, como a energia está quantizada, existem níveis de energia bem definidos para o electrão:

 quando o electrão ocupa o nível de energia mais baixa, diz-se que está no estado fundamental;

 quando ocupa qualquer outro nível de energia está num estado excitado.

O átomo absorve uma quantidade de energia bem definida e o electrão transita do nível em que se encontra para um nível de maior energia: excitação do átomo

Quando o electrão transita de um nível de energia superior para um nível de energia inferior, o átomo emite radiação: desexcitação do átomo

A energia da radiação emitida ou absorvida é igual ao módulo da diferença de energia dos níveis considerados:

E

= |E| = | E

– E

|

Repara que, a cada transição electrónica corresponde radiação cuja energia é exactamente igual à diferença de energias entre os níveis envolvidos na transição. Assim, uma radiação de energia ligeiramente inferior ou ligeiramente superior à diferença entre os dois níveis não é emitida nem absorvida pelo átomo.

No espectro de emissão do átomo de hidrogénio surgem riscas na zona do UV, visível e IV. Estes conjuntos de riscas chamam-se de séries espectrais, surgindo porque o electrão transitou para níveis de energia inferiores, isto é, o átomo desexcitou-se.

 Série de Lyman – corresponde a transições do electrão de qualquer nível de energia superior para o nível 1, emitindo radiação UV.

 Série de Balmer – corresponde a transições do electrão de qualquer nível de energia superior para o nível 2, emitindo radiação visível.

 Série de Paschen – corresponde a transições do electrão de qualquer nível de energia superior para o nível 3, emitindo radiação IV.

2 Cristina Vieira da Silva Resumo 4 A energia do electrão nos vários níveis, no átomo de hidrogénio foi deduzida por Bohr:

Modelo quântico

O átomo é actualmente descrito pelo modelo quântico ou modelo da nuvem electrónica. De acordo com este modelo, a região do espaço em volta do núcleo, onde há uma grande probabilidade de encontrar o electrão chama-se de orbital. As orbitais são caracterizadas por três números quânticos: n,  e m

.

Número quântico principal, n

 Caracteriza a energia e o tamanho da orbital.

 Cada valor de n está associado a um nível de energia.

 Só pode tomar valores inteiros maiores do que zero (n 3 …) Número quântico secundário, 

 Caracteriza a energia e o tipo de orbital:

 = 0, orbital tipo s

 = 1, orbital tipo p

 = 2, orbital tipo d

 = 3, orbital tipo f

 Cada valor de  está associado a um subnível dentro de cada n.

 Só pode tomar valores inteiros que dependem do valor de n ( … n-1) Número quântico magnético, m

 Cada valor de m

está associado à orientação da orbital no espaço.

 Só pode tomar valores inteiros dependentes do valor de  (m

= -  … … +)

 O número de orbitais do subnível é dado pelo número de valores possíveis para m

:

 = 0 (orbital tipo s), m

= 0 (só uma orbital) logo tem-se uma orbital tipo s.

 = 1 (orbital tipo p), m

= -1, 0, +1 (três orbitais) logo tem-se três orbitais tipo p.

 = 2 (orbital tipo d), m

= -2, -1, 0, +1, +2 (cinco orbitais) logo tem-se cinco orbitais tipo d.

A sequência das orbitais de energia crescente é: s s p 3s 3p 4s 3d 4p …

O comportamento dos electrões é descrito por quatro números quânticos: n, , m

e m

. O número quântico de spin, m

, está relacionado com as propriedades do electrão e pode tomar os valores +½ e -½.

A representação esquemática da distribuição dos electrões pelas orbitais chama-se de configuração electrónica. Quando o átomo se encontra no estado fundamental, a configuração tem de obedecer:

 Ao Princípio de Energia Mínima: os electrões ocupam as orbitais de menor energia, o que lhes confere maior estabilidade.

 Ao Princípio de Exclusão de Pauli: na mesma orbital não podem existir dois electrões com os mesmos números quânticos, logo cada orbital só pode ter, no máximo, dois electrões com spins opostos.

 À Regra de Hund: o preenchimento das orbitais do subnível faz-se distribuindo primeiro um electrão, com o mesmo spin, por cada uma das orbitais. Só depois das orbitais estarem semipreenchidas é que se completa o seu preenchimento, passando-se ao emparelhamento dos electrões, que têm de ficar com spins opostos.

Se alguma destas regras não se verificar, diz-se que o átomo se encontra num estado excitado.

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A Tabela Periódica

Os elementos químicos estão distribuídos ao longo de 7 linhas – os períodos – e 8 colunas – os grupos.

A configuração electrónica, no estado fundamental, dos átomos dos elementos químicos indica a sua posição na Tabela Periódica:

 os elementos de cada grupo apresentam igual número de electrões de valência, tendo propriedades químicas semelhantes.

 os elementos de cada período têm o mesmo número quântico principal.

Na configuração electrónica do átomo do elemento, no estado fundamental, a última orbital preenchida permite agrupar os elementos em blocos designados por s, p, d e f. Os elementos dos blocos s e p são chamados de elementos representativos e os elementos dos blocos d e f são os elementos de transição.

Para localizar os elementos representativos na Tabela Periódica:

 O grupo a que o elemento pertence é identificado a partir do número de electrões de valência: o número de electrões de valência coincide com o algarismo das unidades do grupo a que esse elemento pertence.

 O período a que o elemento pertence é identificado pelo número de níveis de energia ocupados pelos electrões no estado fundamental: o número de níveis de energia é igual ao período.

Propriedades periódicas dos elementos

Algumas propriedades físicas são periódicas, isto é, variam de uma forma regular ao longo do grupo e do período.

 Raio atómico: é metade da distância média entre os núcleos de dois átomos idênticos unidos.

 Ao longo de um grupo, o raio atómico aumenta com o aumento do número atómico, pois aumenta o número de níveis de energia preenchidos, o que faz com que os electrões de valência estejam mais afastados do núcleo.

 Ao longo de um período, o raio atómico diminui com o aumento do número atómico, porque aumenta

a carga nuclear (apesar de também aumentar o número de electrões de valência, prevalece o

aumento da carga nuclear), isto é, os electrões estão mais fortemente atraídos pelo núcleo, o que faz

diminuir o tamanho do átomo.

4 Cristina Vieira da Silva Resumo 4 Podes relacionar o raio atómico com o raio iónico.

 O raio do átomo é maior do que o raio do seu catião: o átomo e o catião têm a mesma carga nuclear mas o catião tem menos electrões de valência do que o átomo. Assim, diminuem as repulsões electrónicas, aumentando a força de atracção núcleo-electrões, o que leva a uma contracção da nuvem electrónica.

 O raio do átomo é menor do que o raio do seu anião: o átomo e o anião têm a mesma carga nuclear mas o anião tem mais electrões do que o átomo. Assim, aumentam as repulsões electrónicas, diminui a força de atracção núcleo-electrões e há expansão da nuvem electrónica.

 Energia de ionização: é a energia mínima necessária para remover um electrão de um átomo gasoso no estado fundamental.

 Ao longo de um grupo, a energia de ionização diminui com o aumento do número atómico: aumenta o número de níveis de energia preenchidos, logo a distância dos electrões de valência ao núcleo aumenta, o que faz diminuir a força de atracção núcleo-electrões de valência, sendo necessária menos energia para arrancar o electrão do átomo.

 Ao longo de um período, a energia de ionização aumenta com o aumento do número atómico: a carga

nuclear aumenta (apesar de aumentar o número de electrões de valência, o aumento da carga

nuclear é dominante), o que faz aumentar a força de atracção núcleo-electrões de valência,

aumentando a energia necessária para remover o electrão.