QUÍMICA INORGÂNICA

ESTRUTURA ATÔMICA E MOLECULAR DA MATÉRIA

Os átomos

Estamos familiarizados com o conceito de átomo e estamos cientes que átomos são partículas submicroscópicas de que toda a matéria é composta. O átomo é a unidade fundamental de um elemento. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em quase todos os aspectos e os átomos de diferentes elementos são diferentes. Conseqüentemente, damos para um elemento e seus átomos o mesmo nome, como por exemplo, o elemento cobre é composto de átomos de cobre, e o elemento oxigênio, de átomos de oxigênio. O símbolo para um elemento pode ser usado para representar um átomo daquele elemento; assim, Fe pode representar um átomo de ferro e Cl um átomo de cloro. (para saber mais sobre o átomo clique aqui).

Todos os átomos são constituídos por um núcleo central rodeado por um ou mais elétrons. O núcleo contém prótons, e todos os núcleo mais pesados que o hidrogênio possuem nêutrons. Juntos, os prótons e nêutrons constituem a maior parte da massa do átomo.

Prótons e nêutrons são partículas de massa unitária, porém o próton possui uma carga positiva e o nêutron é eletricamente neutro. Assim, o núcleo sempre apresenta carga elétrica positiva. O número de cargas elétricas positivas no núcleo tem seu correspondente número de cargas elétricas negativas, representadas pelos elétrons. O elétron é relativamente mais leve, possui cerca de 1/1.836 da massa do próton.

O hidrogênio é o primeiro e mais simples dos elementos. Ele é constituído por um núcleo contendo um próton e tem, portanto, um carga positiva, que é contrabalançada por um elétron circundante contendo uma carga negativa. O segundo elemento é o hélio. O núcleo do hélio contem 2 prótons e sua carga é contrabalanceada por dois elétrons. O número de cargas positivas no núcleo de um átomo é sempre igual ao número de elétrons circundantes, e é chamado de número atômico do elemento.

Considerando a estrutura atômica como uma forma planetária, podemos imaginar que os elétrons se movem em torno do núcleo em órbitas circulares, de modo semelhante ao movimento dos planetas em torno do sol.

O hidrogênio possui um elétron em sua primeira órbita; o hélio possui 2 elétrons em sua primeira órbita. A primeira órbita desses dois elementos, portanto, estará completa. Os oito átomos seguintes são lítio, berílio, boro, carbono, nitrogênio, oxigênio, flúor e o neônio. Cada um deles possui no núcleo um próton a mais que o elemento precedente, e o elétron adicional vai para uma segunda órbita. Assim, estará preenchida a segunda órbita. Nos próximos oito elementos - com número atômicos de 11 a 18 - o elétron adicional começa a preencher um terceiro nível.

Os elétrons são atraídos pelo núcleo por meio de forças de atração eletrostática. Um elétron próximo do núcleo é fortemente atraído por este e possui uma baixa energia potencial. Um elétron distante do núcleo é atraído com menos intensidade e possui elevada energia potencial.

ESPECTROS ATÔMICOS DO HIDROGÊNIO E A TEORIA DE BOHR

Quando átomos são aquecidos ou submetidos a uma descarga elétrica, eles absorvem energia, que em seguida é emitida como radiação. Por exemplo, se o cloreto de sódio for aquecido na chama de um bico de Bunsen, são produzidos átomos de sódio que dão origem à coloração amarela característica da chama.

Passando-se uma descarga através do hidrogênio (H₂), a baixa pressão, formam-se alguns átomos de hidrogênio (H), que emitem luz na região do visível. Essa luz pode ser estudada por um espectrômetro, verificando-se que ela compreende uma série de linhas com diferentes comprimentos de onda. Quatro linhas podem ser vistas a olho nú, mas muitas outras são observadas fotograficamente na região do ultravioleta. Essas linhas se aproximam cada vez mais à medida que o comprimento de onda (l) diminui, até atingir-se a região do espectro contínuo.

Os comprimentos de onda: v=c/l

(v=freqüência em hertz -ciclos por segundo; c é a velocidade da luz de 2,9979 x 10⁸ ms^-1 ).

Nos primeiros anos deste século foram feitas tentativas de obter uma imagem física do átomo, a partir delas e de outros dados. Thomson mostrou, em 1896, que a aplicação de um elevado potencial elétrico através de um gás fornece elétrons, sugerindo que estes estavam presentes no átomo. Rutherford sugeriu, a partir de experimentos com dispersão de partículas alfa, que um átomo é constituído por um núcleo pesado de carga positiva rodeado por um número suficiente de elétrons para mantê-lo eletricamente neutro. Em 1913, Niels Bohr combinou essas idéias e sugeriu que o núcleo do átomo era rodeado por elétrons movendo-se em órbitas, de modo semelhante ao movimento dos planetas em redor do Sol. Ele recebeu o Prêmio Nobel de Física de 1922 por seu trabalho sobre a estrutura do átomo. Diversos problemas surgiram com esse conceito:

a) O movimento dos elétrons deveria tornar-se gradativamente mais lento;

b) Por quê os elétrons deveriam mover-se numa órbita em torno do núcleo?

c) Como o núcleo e os elétrons apresentam cargas elétricas opostas, eles deveriam atrair-se mutuamente. Seria de esperar um movimento em espiral dos elétrons, até a colisão destes com o núcleo.

Para explicar esses problemas, Bohr postulou o seguinte:

a) Um elétron não emite energia enquanto permanecer numa mesma órbita e, portanto, seu movimento não deve desacelerar-se;

b) Quando um elétron passa de uma órbita a outra, ele ou irradiou ou absorveu energia. Se ele se moveu em direção ao núcleo, houve irradiação de energia e, se ele se moveu afastando-se do núcleo, houve absorção de energia;

c) Para que um elétron permaneça em sua órbita, a atração eletrostática entre o núcleo e o elétron, que empurra o elétron em direção ao núcleo deve ser igual à força centrífuga que tende a afastar o elétron de sua órbita. Para um elétron de massa m, movendo-se com uma velocidade v numa órbita de raio r , vale:

força centrífuga=mv² / r

Sendo e a carga elétrica no elétron, Z o número de cargas no núcleo, e e_o a permissividade no vácuo:

força de atração eletrostática=Ze² / 4Õe_or² de modo que

Conforme a teoria quântica de Plank, a energia não é contínua, mas discreta, ou seja, a energia ocorre em "pacotes" chamados de quanta, de magnitude h/2Õ, o h é a constante de Planck. A energia de um elétron numa órbita, isto é, seu momento angular mvr , deve ser igual a um número inteiro n de quanta.

Combinando-se a última equação com a equação (a):

Para o hidrogênio a carga do núcleo é Z=1, e se:

n=1 teremos um valor de r=1² x 0,0529 nm

n=2 teremos um valor de r=2² x 0,0529 nm

n=3 teremos um valor de r=3² x 0,0529 nm

Isso os fornece uma imagem do átomo de hidrogênio em que um elétron se move em órbitas circulares de raios proporcionais a 1² , 2² , 3² ,... O átomo somente irradiará energia ao passar de uma órbita para outra. A energia cinética de um elétron é -1/2mv² .

Rearranjando a equação (a):

E=-1/2mv²=- Ze² / 8Õe_or

Substituindo r pela expressão obtida em (c):

E=- Z²e⁴ m/ 8Õe²_o n² h²

Se um elétron saltar de uma órbita inicial i para uma órbita final f, a variação de energia DE é:

DE=(- Z²e⁴ m/ 8Õe²_o n²_ih² ) - (- Z²e⁴ m/ 8Õe²_o n²_fh² )=- Z²e² m/ 8Õe²_oh² (1/n²_f - 1/n²_i )

A energia se relaciona com o comprimento de onde (E=hcv), e esta equação tem a forma da equação de Rydberg:

.

R=(1/n²_f - 1/n²_i) equação de Rydberg

Assim sendo, a constante de Rydberg é:

R=Z²e⁴ m/ 8Õe²_o h³c

O valor experimental de R é 1,097373 x 10⁷ m^-1 , em boa concordância com o valor teórico de 1,096776 x 10⁷ m^-1 . A teoria de Bohr fornece uma explicação para os espectros atômicos do hidrogênio. As diferentes séries de linhas espectrais podem ser obtidas variando os valores de n_i e n_f na equação (d). Por exemplo, para n_f=1 e n_i=2, 3, 4, ... obteremos a série de Lyman de linhas na região do ultravioleta, conforme figura abaixo:

APRIMORAMENTO DA TEORIA DE BOHR

Pensou-se que o núcleo permanece estacionário, executando um movimento de rotação em torno do próprio eixo. Isso seria verdadeiro se a massa do núcleo fosse infinita, mas a relação entre as massas do elétron e do núcleo de hidrogênio é de 1/1.836. Na realidade, o núcleo oscila ligeiramente em torno do centro de gravidade, e, para atender a esta situação, substitui-se na equação (d) a massa do elétron m por sua massa reduzida µ:

µ=mM/m + M

onde M é a massa do núcleo. A inclusão da massa do núcleo explica porque diferentes isótopos de um elemento produzem linhas espectrais de comprimento de onda ligeiramente diferentes.
As órbitas são designadas pelas letras K, L, M, N ... a partir do núcleo; são também numeradas por 1, 2, 3, 4 ... Esse número é chamado de número quântico principal, dado pelo símbolo n. Especificando o número quântico principal, é possível definir qual das diferentes órbitas circulares está sendo considerada.
Quando um elétron se move de uma órbita para outra, deve originar-se uma linha única forte no espectro, correspondendo à diferença de energia entre os órbitas inicial e final. Observando o espectro do hidrogênio com um espectrômetro de alta resolução, verifica-se que algumas das linhas revelam uma "estrutura fina". Isso significa que uma linha é composta na realidade por várias linhas muito próximas. Sommerfeld explicou esse desdobramento das linhas supondo que algumas das órbitas são elípticas, e que ocorre um movimento de precessão no espaço em torno do núcleo. Para a órbita mais próxima do núcleo, o número quântico principal é n=1, havendo uma órbita circular. Para a órbita seguinte, o número quântico principal é n=2, sendo possíveis tanto órbitas circulares como elípticas. Para definir uma órbita elíptica, é necessário um segundo número quântico k. A forma elipse é definida pela relação entre os comprimentos dos eixos maior e menor. Assim,

eixo maior/eixo menor=n/k

k é chamado de número quântico azimutal ou secundário, e pode ter valores de 1, 2 ..n. Para n=2, n/k pode ter os valores 2/2 (órbita circular) e 2/1 (órbita elíptica). Para o número quântico principal n=3, n/k pode ter os valores 3/3 (circular), 3/2 (elíptica) e 3/1 (elíptica mais excêntrica).
Essas órbitas adicionais, com energias ligeiramente diferentes uma das outras, explica o desdobramento das linhas espectrais reveladas com alta resolução. O número quântico original k foi assim substituído por um novo número quântico l, sendo l=k - 1. Tem-se:

n=1 --- l=0
n=2 --- l=0 ou 1
n=3 --- l=0 ou 1 ou 2
n=4 --- l=0 ou 1 ou 2 ou 3

Isso explica porque algumas das linhas espectrais estão subdivididas em duas, três, quatro ou mais linhas. Além disso, algumas linhas espectrais são novamente desdobradas em duas linhas (um duplete). Explica-se esse fato supondo que o elétron pode girar em torno de seu próprio eixo em sentido horário e anti-horário. A energia é quantizada, e o valor do momento angular da rotação foi

inicialmente tido como sendo m_s h/2Õ onde m_s é o número quântico do spin, com valores de + ou - 1/2 (a mecânica quântica mostrou, desde então, que a expressão correta é a s^1/2 (s+1)h/2Õ, onde s é número quântico de spin ou a combinação de vários spins).
Zeeman mostrou que, ao colocarmos átomos num campo magnético forte, aparecem novas linhas no espectro. Elas se devem ao fato das órbitas elípticas assumirem apenas determinadas orientações em relação ao campo externo, e não sofrerem precessão aleatoriamente. Cada uma dessas orientações está associada a um quarto número quântico m, que pode ter valores de l, (l - 1)... 0 ...(-1 +1), -l.
Sendo assim, uma linha espectral única aparece como (2l + 1) linhas, se aplicarmos um campo magnético. São necessários quatro números quânticos para explicar o espectro do átomo de hidrogênio. Os espectros dos outros átomos podem ser explicados da mesma maneira.

As moléculas

Em muitas substâncias, os átomos são agrupados em agregados de 2 átomos ou mais. Tal agregado de átomos é chamado de molécula e o termo geralmente implica um número comparativamente pequeno de átomos. No interior de uma molécula, os átomos componentes permanecem juntos por forças chamadas ligações químicas. Sucintamente uma molécula é um composto de partículas que consistem em 2 ou mais átomos quimicamente ligados um ao outro. Mesmo em gases onde as moléculas possam estar afastadas, no interior da molécula os átomos estão relativamente presos uns aos outros devido às fortes ligações químicas.
Nem todas as substâncias são moleculares na natureza. Alguns sólidos e líquidos consistem em agregados de átomos extremamente grandes. Embora estes grandes agregados sejam algumas vezes referidos como "moléculas gigantes", o termo molécula normalmente implica um grupo de átomos.