12/12/12

Você já conhece as ligações?

- Ligação Iônica: 


Quando ocorrem ligações entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions) denominamos de Ligações Iônicas. Essa ligação é a única em que a transferência de elétrons é definitiva. Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Íons são átomos em desequilíbrio elétrico e apresentam carga positiva ou negativa. 

Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a receber elétrons. Os átomos que apresentam facilidade em perder elétrons, são em geral os metais das famílias IA, IIA e IIIA, e os que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA. 

Os compostos iônicos, em geral, apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos, duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares. 



- Ligação Covalente:


As ligações covalentes, também denominadas ligações moleculares ou homopolares, são aquelas que ocorrem entre átomos de elementos eletronegativos, ou seja, com tendência de receber elétrons, estabelecendo uma ligação de compartilhamento de elétrons das suas camadas de valência.
A ligação covalente pode ocorrer entre os seguintes elementos: hidrogênio, ametais e semimetais. Os metais nunca participam desse tipo de ligação.


*Ligação covalente molecular:

Nessa ligação, os átomos são unidos devido ao compartilhar de seus elétrons, surgem então os pares eletrônicos indicados pelo círculo:
Ligação covalente molecular de dois átomos de Cloro (Cl).

Cada par eletrônico formado pertence simultaneamente aos dois átomos. As moléculas são estruturas eletricamente neutras porque não ocorre nem ganho nem perda de elétrons, apenas o compartilhamento.

A água é um composto molecular constituído por dois átomos de hidrogênio (H2) e um de oxigênio (O).


*Ligação covalente dativa e coordenada:

Essa ligação obedece a Teoria do Octeto: Os átomos se unem tentando adquirir oito elétrons na camada de valência, ou seja, a configuração eletrônica dos gases nobres.

Sendo assim, um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica se une a outro que necessita de elétrons para completar a camada de valência. Um exemplo dessa ligação é quando um átomo de enxofre se liga a dois de oxigênio para formar o dióxido de enxofre (SO2).


O átomo de enxofre (S) adquire seu octeto com formação de uma dupla ligação com o oxigênio localizado à esquerda (ligação coordenada), mas ao mesmo tempo o oxigênio posicionado à direita necessita de elétrons para completar seu octeto. Surge então a ligação covalente dativa representada por um pequeno vetor (seta). A seta indica que o S está doando um par de elétrons para o O”.


Abaixo, um pequeno vídeo para ajudar a situá-los.


20/06/12

Revista Quimicozinhos, disponível para download






Dicas para a cruzadinha. Desculpe, esquecemos (:


1 - Partícula subatômica de carga elétrica positiva que faz parte do núcleo de todos os elementos.

2 - Partícula subatômica que não apresentam cargas elétrica positiva, existente no núcleo do átomo.
3 - Espaços com quantidades de energia características. Fazem parte do Modelo de Rutherford-Bohr.
4 – Outro nome que pode se dar ao item acima pedido.
5 - Partícula subatômica de carga elétrica negativa, existente na eletrosfera do átomo.
6 – Região onde há probabilidade de se encontrar elétrons.
7 – Nome pelo qual é conhecida a rotação onde os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos, criando campos magnéticos que os repelem ou os atraem.
8 – Ciência Natural que visa o estudo das substâncias, da sua composição, da sua estrutura e suas propriedades.
9 – Físico alemão que formulou uma regra que leva o seu sobrenome, esta diz que em um mesmo subnível, de início, todos os orbitais devem receber o primeiro elétron e só depois cada orbital receberá o segundo.


10 – Outro nome pelo qual ficou conhecida a regra citada acima.

11 – Camada onde se encontram os elétrons que estão mais afastados do núcleo.
12 – Números ________ ? / Descrevem as energias dos elétrons nos átomos.
13 – Átomos eletricamente carregados.
14 – Afirma que num átomo não existem dois elétrons com os quatro números quânticos iguais.
15 - Afastamento entre duas partículas que possuem cargas elétricas idênticas.
16 - Subdivisões das camadas eletrônicas.

17/06/12

Os Estados Energéticos Dos Elétrons


Devido às dificuldades expostas no item anterior, os cientistas preferem, atualmente, identificar os
elétrons por seu conteúdo de energia.
Por meio de cálculos matemáticos, chegou-se à conclusão de que os elétrons se dispõem ao redor
do núcleo atômico, de acordo com o diagrama energético abaixo:
Esse diagrama nos fornece alguns dados importantes, como veremos a seguir.

Níveis energéticos

São as sete “escadas” que aparecem no diagrama anterior e onde os elétrons têm um conteúdo de energia crescente. Esses níveis correspondem às sete camadas (K, L, M, N, O, P e Q) do modelo de Rutherford-Bohr. Atualmente, eles são identificados pelo chamado número quântico principal (n), que é um número inteiro, variando de 1 a 7.


Subníveis energéticos
São os “degraus” de cada escada existente no diagrama anterior. De cada degrau para o seguinte há, também, aumento no conteúdo de energia dos elétrons. Esses subníveis são identificados pelo chamado número quântico secundário ou azimutal (l), que assume os valores 0, 1, 2 e 3, mas que é habitualmente designado pelas letras s, p, d, f, respectivamente.
Note que, no diagrama anterior, nós já escrevemos um “endereço” sobre cada degrau. Assim, por exemplo, se for mencionada a posição 3p, devemos saber que se trata do segundo degrau da terceira escada, no tocante ao nível de energia.


Orbitais
Completando o modelo atual da eletrosfera, devemos acrescentar que cada subnível comporta um número diferente de orbitais, de acordo com o diagrama energético mais completo que mostramos a seguir:
Nesse diagrama, cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Vemos que os subníveis (“degraus”) s, p, d, f, contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7 (seqüência de números ímpares) orbitais. Os orbitais são identificados pelo chamado número quântico magnético (Ml ou m). Num dado subnível, o orbital central tem o número quântico magnético igual a zero; os orbitais da direita têm m % "1, "2, "3; os da esquerda têm m % #1, #2, #3, como está exemplificado abaixo:

Spin
Finalmente, cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta no máximo dois elétrons. No entanto, surge uma dúvida: se os elétrons são negativos, por que não se repelem e se afastam? 
A explicação é a seguinte: os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos, criando campos magnéticos que os repelem ou os atraem. Essa rotação é conhecida como spin (do inglês to
spin, girar):



Daí a afirmação, conhecida como princípio da exclusão de Pauli:

Um orbital comporta no máximo dois elétrons, com spins contrários.


Desse modo, a atração magnética entre os dois elétrons contrabalança a repulsão elétrica entre eles. Ospin é identificado pelo chamado número quântico de spin (Ms ou s), cujos valores são -1/2 e +1/2. Normalmente, a representação dos elétrons nos orbitais é feita por meio de uma seta:
A identificação dos elétrons
Resumindo, podemos dizer que cada elétron da eletrosfera é identificado por seus quatro números quânticos:

• o número quântico principal: n 
• o número quântico secundário: l

• o número quântico magnético: m ou Ml
• o número quântico do spin: s ou Ms
Como segundo exemplo, observe o diagrama parcial abaixo:
Neste diagrama, o elétron que está assinalado (a seta vermelha) tem os seguintes números quânticos:
n =3; l=1; m= -1; s= -1/2

Esse elétron será representado simbolicamente por:


Por analogia, podemos dizer que um elétron é localizado por seus quatro números quânticos, da mesma maneira que uma pessoa é localizada por seu endereço — nome da rua, número do prédio, andar e número do apartamento. Assim, podemos enunciar o princípio da exclusão de Pauli:

Num átomo, não existem dois elétrons com os quatro números quânticos iguais.

No preenchimento dos orbitais, outra regra importante é a chamada regra de Hund ou da máxima multiplicidade, que diz:

Em um mesmo subnível, de início, todos os orbitais devem receber seu primeiro elétron, e só depois cada orbital irá receber seu segundo elétron.

Assim, a ordem de entrada dos seis elétrons num orbital do tipo p será:

Por fim, é importante não confundir:
• elétron mais afastado do núcleo (ou elétron de valência) é aquele com maior valor do número
quântico principal (n);
• elétron mais energético é aquele situado no nível (n) ou subnível (l) de maior energia, o que é
dado pela soma n " l.
Por exemplo, na distribuição eletrônica do átomo de escândio, temos:







O Modelo dos Orbitais Atômicos


Como já comentamos, novas observações, experiências e cálculos levamos cientistas a novas conclusões.
Desse modo, verificou-se também que o elétron se comporta ora como partícula, ora como onda, dependendo do tipo de experiência. Devemos, portanto, deixar de entender o elétron como uma bolinha
em movimento rápido e assumi-lo como um ente físico que tem comportamento dual — uma partícula-onda. De fato, já em 1924, o físico francês Louis De Broglie havia lançado a hipótese de que, se a luz apresenta natureza dual, uma partícula também teria propriedades ondulatórias. De Broglie tentou associar a natureza dual da luz ao comportamento do elétron, enunciando o seguinte postulado:


A todo elétron em movimento está associada uma onda característica (princípio da dualidade ou de De Broglie).



Outra consideração muito importante é a seguinte: podemos medir, com boa precisão, a posição e a velocidade de “corpos grandes”, como, por exemplo, de um automóvel numa estrada, com um aparelho de radar. O elétron, no entanto, é tão pequeno que, se tentássemos determinar sua posição ou velocidade, os próprios instrumentos de medição alterariam essas determinações. (Pense numexemplo grosseiro: se, para medir a velocidade de uma roda, nós precisarmos encostar nela um velocímetro, o atrito do velocímetro estará “freando” a roda e, portanto, alterando sua velocidade.) Por isso Werner Heisenberg, em 1926, afirmou que “quanto maior for a precisão na medida da posição de um elétron, menor será a precisão da medida de sua velocidade e vice-versa”, e enunciou o seguinte princípio:



Não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron, num mesmo instante (princípio da incerteza ou de Heisenberg).



Devido à dificuldade de se prever a posição exata de um elétron na eletrosfera, o cientista Erwin Schrödinger (1926) foi levado a calcular a região onde haveria maior probabilidade de se encontrar o elétron. Essa região do espaço foi denominada orbital.



Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde é máxima a probalidade de encontrar um determinado elétron.




























O modelo de Rutherford-Bohr

Neils Bohr.
Niels Henrik David Bohr

Nasceu em Copenhague, Dinamarca, em
1885. Estudou na Dinamarca e na Inglaterra.
Foi professor da Universidade e diretor do 
Instituto de Física Teórica de Copenhague.
Por seus trabalhos sobre estrutura atômica,
recebeu o Prêmio Nobel de Física de 1922. 
Estudou a fissão nuclear, contribuindo assim 
para o desenvolvimento da energia atômica. 
Faleceu em 1962. Em sua homenagem,
o elemento químico 107 recebeuo nome bóhrio (Bh).



O cientista dinamarquês Niels Bohr aprimorou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford, utilizando
a teoria de Max Planck. Em 1900, Planck já havia admitido a hipótese de que a energia não seria
emitida de modo contínuo, mas em “pacotes”. A cada “pacote de energia” foi dado o nome de quantum.
Surgiram, assim, os chamados postulados de Bohr:
• os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, que
são denominadas órbitas estacionárias;
• movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia;
• ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem
definida de energia, chamada quantum de energia (em latim, o plural de quantum é quanta).


Essa emissão de energia é explicada a seguir. Recebendo energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o elétron salta de uma órbita mais interna para outra mais externa; a quantidade de energia recebida é, porém, bem definida (um quantum de energia).






Pelo contrário, ao “voltar” de uma órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravioleta ou raios X (daí o nome de fóton, que é dado para esse quantum de energia).
Esses saltos se repetem milhões de vezes por segundo, produzindo assim uma onda eletromagnética, que nada mais é do que uma sucessão de fótons (ou quanta) de energia.


espectros descontínuos aparecem sempre as mesmas raias de cores também bem definidas. Mais uma vez, notamos a ligação entre matéria e energia — nesse caso, a energia luminosa.
No caso particular do átomo de hidrogênio, temos um esquema com a seguinte relação entre os saltos dos elétrons e as respectivas raias do espectro:
Três possíveis saltos do elétron do elemento hidrogênio



Acompanhando a figura anterior, verifique que: quando o elétron volta da órbita número 4 para a de número 1, ele emite luz de cor azul; da 3 para a 1, produz luz verde; e, da 2 para a 1, produz luz vermelha.
É fácil entender que átomos maiores, tendo maior número de elétrons, darão também maior número de raias
espectrais; além disso, quando o elemento químico é aquecido a temperaturas mais altas (isto é, recebe mais energia), o número de “saltos eletrônicos” e, conseqüentemente, o número de raias espectrais também aumenta; no limite as raias se “juntam” e formam um espectro contínuo, como o produzido pela luz solar ou pelo filamento de tungstênio de uma lâmpada incandescente, quando acesa.
Assim, ao modelo atômico de Rutherford, corrigido pelas ponderações de Bohr, foi dado o nome de modelo atômico de Rutherford-Bohr.
Estudos posteriores mostraram que as órbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agrupam
em sete camadas eletrônicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q. Em cada camada, os elétrons
possuem uma quantidade fixa de energia; por esse motivo, as camadas são também denominadas
estados estacionários ou níveis de energia. Além disso, cada camada comporta um número máximo
de elétrons, conforme é mostrado no esquema a seguir:













O Modelo Atômico de Rutherford

Ernest Rutherford
Ernest Rutherford.



Nasceu em Nelson (Nova Zelândia),em 1871. 
Foi professor no Canadá e na Inglaterra,nas 
universidades de Manchester e Cambridge. 
Trabalhoucom ondas eletromagnéticas, raios X,
radioatividade e teoria nuclear, e realizou 
primeira transmutação artificial. Recebeu o 
Prêmio Nobel de Química em 1908. 
Faleceu em 1937. Em sua homenagem,
elemento químico 104 foi chamado de rutherfórdio (Rf).




O Modelo Atômico

Em 1911, Rutherford fez uma experiência muito importante, que veio alterar e melhorar profundamente a compreensão do modelo atômico. Resumidamente, a experiência é descrita a seguir.

Acompanhando a figura acima, vemos então que umpedaço do metal polônio emite um feixe de partículas α, que atravessa uma lâmina finíssima de ouro. Rutherford observou, então, que a maior parte das partículas
α atravessava a lâmina de ouro como se esta fosse uma peneira; apenas algumas partículas desviavam ou até mesmo retrocediam. Como explicar esse fato?

Rutherford viu-se obrigado a admitir que a lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e justapostos, como pensaram Dalton e Thomson. Ao contrário, ela seria formada por núcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em grandes espaços vazios.
Esquema do experimento.
Entretanto, lembrando que as partículas α são positivas, é fácil entender que: no caso de uma partícula
α passar próximo de um núcleo (também positivo), ela será fortemente desviada; no caso extremo de uma partícula α chocar diretamente com um núcleo, ela será repelida para trás. Surge, porém, uma pergunta: se o ouro apresenta núcleos positivos, como explicar o fato de a lâmina de ouro ser eletricamente neutra?
Para completar seu modelo, Rutherford imaginou que ao redor do núcleo estavam girando os elétrons. Sendo negativos, os elétrons iriam contrabalançar a carga positiva do núcleo e garantir a neutralidade elétrica do átomo. Sendo muito pequenos e estando muito afastados entre si, os elétrons não iriam interferir
na trajetória das partículas α. Em resumo, o átomo seria semelhante ao sistema solar: o núcleo representaria o Sol; e os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares e formando a chamada eletrosfera.
Átomo de Rutherford.
Representação do núcleo do átomo.






A Descoberta da Radioatividade


Em 1896, o cientista francês Henri Becquerel descobriu que o elemento químico urânio emitia radiações semelhantes, em certos aspectos, aos raios X. Esse fenômeno passou a ser conhecido como radioatividade. Posteriormente, o casal Curie descobriu radioatividade ainda mais forte nos elementos químicos polônio e rádio.


Em 1898, Ernest Rutherford verificou que algumas emissões radioativas
se 
subdividiam, quando submetidas a um campo elétrico.
Radioterapia com Cobalto,
usada no combate ao câncer.


Desconfiou-se então de que as radiações α seriam formadas por partículas positivas (pois são atraídas pelo
pólo negativo) e mais pesadas (pois desviam menos); as partículas β seriam partículas negativas e mais leves,
e as radiações γ não teriam massa (o que só foi explicado mais tarde). Refletindo sobre esse fenômeno, podemos concluir o seguinte: se a matéria é eletricamente neutra, seus átomos são, obrigatoriamente, neutros; conseqüentemente, a saída de partículas elétricas só será possível se esses átomos estiverem sofrendo alguma divisão. Note que reaparece aqui a idéia da divisibilidade do átomo e a da natureza elétrica da matéria (ou seja, a relação entre matéria e energia).
Atualmente a radioatividade é muito usada em vários ramos da atividade humana.Emmedicina, por exemplo,
materiais radioativos são usados na detecção de doenças do coração, da tireóide, do cérebro etc, e também
em certos tratamentos, especialmente do câncer.


O Modelo Atômico de Thomson

Joseph John Thomson

J J Thomson


Filho de um livreiro, nasceu em 1856, em
Manchester (Inglaterra). Pretendia ser engenheiro,
mas dificuldades financeiras
devidas à morte de seu pai o levaram a
estudar Matemática, Física e Química.
Tornou-se professor em Cambridge,
onde organizou o laboratório Cavendish,
de grande importância nas pesquisas
sobre estrutura atômica. Em 1906, recebeu
o prêmio Nobel por seus trabalhos envolvendo
as propriedades dos elétrons. Faleceu em 1940.



Em 1903, ele propôs um novo modelo de átomo, formado por uma “pasta” positiva “recheada” pelos elétrons de carga negativa, o que garantia a neutralidade elétrica do modelo atômico (esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”). Começava- se, então, a admitir oficialmente a divisibilidade do átomoe a reconhecer a natureza elétrica damatéria. O modelo atômico de Thomson explicava satisfatoriamente os seguintes fenômenos:
• eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas elétricas (parte das positivas em um corpo e igual parte das negativas em outro, como no caso do bastão atritado com tecido);
• corrente elétrica, vista como um fluxo de elétrons;
• formação de íons negativos ou positivos, conforme tivessem, respectivamente, excesso ou falta de elétrons;
• descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de seus átomos (como na ampola de Crookes).
Representação do modelo atômico sugerido por Thomson.


A Hipótese de Dalton


John Dalton
John Dalton

Nasceu em Eaglesfield, Inglaterra, em 1766.
Filho de família pobre, dedicou toda a sua
vida ao ensino e à pesquisa. Foi professor
de Matemática, Física e Química em Manchester.
Estudou a deficiência de visão, de
que ele próprio sofria, chamada atualmente
de daltonismo. Seu principal trabalho deu
origem à primeira teoria atômica moderna.




Para explicar os fatos experimentais observados nas duas leis ponderais vistas anteriormente, o cientista inglês John Dalton imaginou a seguinte hipótese:

Todo e qualquer tipo de matéria é formado por partículas indivisíveis, chamadas átomos.

Podemos também dizer que Dalton criou um modelo para o átomo, hoje chamado de modelo atômico de Dalton. Para ele, cada átomo seria uma partícula extremamente pequena, maciça, indivisível e eletricamente neutra.