Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
Guia do Professor
Olá Professor(a)! Este Guia tem por
finalidade ajudar você a conduzir as
atividades propostas para o estudo da
Estrutura Atômica e da Distibuição
Eletrônica!
O vídeo “Labirinto de Pauling...(Partes 1 e 2)”
faz parte do Programa “A Química Nossa de
Cada Dia”, Foi produzido pela Universidade
Federal Fluminense, no Projeto Condigital,
com apoio da Fundação Nacional de
Desenvolvimento da Educação – Ministério da
Educação e Cultura – Ministério da Ciência e
Tecnologia.
Módulo – Estrutura Atômica – Distribuição Eletrônica
Área de Aprendizagem: Química
Público-alvo: 1o ano do Ensino Médio
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
Introdução:
Professor(a), o Programa “A Química Nossa de Cada Dia” produzido
pela Universidade Federal Fluminense, consta de doze vídeos. Neste vídeo a
Estrutura Atômica será tratada de forma lúdica, ligada à História da Ciência e ao
manuseio de um instrumento denominado Labirinto de Pauling. Assim, este
guia tem a finalidade de ajudar a conduzir este assunto em sua sala de aula.
Você poderá segui-lo integral ou parcialmente.
Sendo considerada pelos alunos, a “Distribuição Eletrônica dos
Elementos Químicos”, um dos conteúdos mais complexos no programa de
Química para o Ensino Médio, desenvolveu-se um equipamento que possibilita
a observação “palpável” de como cada elemento químico tem seus elétrons
distribuídos, de acordo com os níveis de energia.
Observa-se que a grande dificuldade que o alunado tem em descrever a
“distribuição eletrônica” de um determinado elemento químico, seja por
camadas ou por subníveis de energia (nosso objeto de trabalho), está ligada a
dificuldade de visualizarem o “abstrato” átomo e, também por acharem a única
ferramenta descrita nos livros de Química, para descrever
a distribuição
eletrônica dos elementos químicos, o “Diagrama de Pauling”, uma tanto
complicada.
Para facilitar o entendimento desse conteúdo de Química, desenvolveuse um modelo, denominado “Labirinto de Pauling”, em acrílico cristal e em
espelho, com dimensões de 55cm x 55cm x 45cm,
permitindo vasta
visualização do preenchimento de elétrons, nos níveis e sub-níveis de energia.
A proposta da confecção do equipamento com material rígido, foi devido a
melhor manipulação, conservação, possível “visualização do abstrato” e
facilidade para transportar às Escolas.
Objetivos
● Despertar através dos sentidos (visão, tato e audição) a atenção, observação
e cooperação ao longo das aulas, para uma real compreensão do conteúdo
“Distribuição Eletrônica”, a ser trabalhado no Ensino de Química.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
● Permitir ao aluno o entendimento claro de como se dá a distribuição
eletrônica de um elemento químico, sem que haja em nenhum momento, erro
na distribuição dos seus elétrons.
● Possibilitar ao aluno o entendimento sobre o último subnível preenchido de
cada elemento, agrupando-o de acordo com esse preenchimento.
● Entender com clareza que a distribuição eletrônica dos elementos químicos
possui diferentes gradientes de energia, visualizada pelos tubos de diferentes
tamanhos, os quais serão preenchidos pelos elétrons (representados por
bolinhas de plásticos), no equipamento.
● Mostrar de uma forma interativa um modelo real do abstrato "Diagrama de
Pauling", onde o aluno poderá visualizar e “manusear virtualmente” o "Labirinto
de Pauling", tornando assim a relação Ensino/Aprendizagem mais agradável,
estimulando o raciocínio e a curiosidade dos alunos dos Ensinos, Fundamental
e Médio.
Professor(a), o equipamento Labirinto
de Pauling, é uma ferramenta
pedagógica que pode ser entendido,
após observação dos esquemas
desenhados a seguir e análise após
visualização do vídeo proposto.
Esquema do Labirinto de Pauling
O Labirinto de Pauling (figuras 1 e 2) consiste em dois tabuleiros
transparentes unidos por quatro suportes. O tabuleiro superior apresenta:
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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● O desenho do Diagrama de Pauling;
● 18 (dezoito) orifícios de largura e comprimentos iguais, distribuídos de acordo
com o Diagrama de Pauling;
● Caneletas que demarcam o caminho a ser realizado pelas bolas;
● 18 (dezoito) tubos transparentes (de diâmetros iguais) fechados embaixo por
uma tampa. Os tubos ficam localizados abaixo de cada orifício e a altura dos
tubos deve estar de acordo com a capacidade de preenchimento dos orbitais
que estão representando, s (sharp = nítido) - 2 bolas (2 elétrons); p (principal) 6 bolas (6 elétrons); d (diffuse = difuso) - 10 bolas (10 elétrons) e f
(fundamental) - 14 bolas (14 elétrons).
BOLAS (representando os elétrons)
ORIFÍCIO
(18 ORIFÍCIOS COM
DIÂMETROS IGUAIS)
TUBOS
TRANSPARENTES COM
ALTURAS DIFERENTES
Figura 1: Labirinto de Pauling
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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•
Labirinto de Pauling
Com detalhes dos Níveis
(1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
e dos subníveis (s, p, d, f)
s (sharp)
• p (principal)
• d (difuso)
•
1
2
4
3
S
p
d
f
5
6
7
Figura 2: Labirinto de Pauling com os níveis e subníveis
Objetivos:
● Despertar através dos sentidos (visão, tato e audição) a atenção, observação
e cooperação ao longo das aulas, para uma real compreensão do conteúdo
“Distribuição Eletrônica”, a ser trabalhado no Ensino de Química.
● Permitir ao aluno o entendimento claro de como se dá a distribuição
eletrônica de um elemento químico, sem que haja em nenhum momento, erro
na distribuição dos seus elétrons.
● Possibilitar ao aluno o entendimento sobre o último subnível preenchido de
cada elemento, agrupando-o de acordo com esse preenchimento.
● Entender com clareza que a distribuição eletrônica dos elementos químicos
possui diferentes gradientes de energia, visualizada pelos tubos de diferentes
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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tamanhos, os quais serão preenchidos pelos elétrons (representados por
bolinhas de plásticos), no equipamento.
● Mostrar de uma forma interativa um modelo real do abstrato "Diagrama de
Pauling", onde o aluno poderá visualizar e “manusear virtualmente” o "Labirinto
de Pauling", tornando assim a relação Ensino/Aprendizagem mais agradável,
estimulando o raciocínio e a curiosidade dos alunos dos Ensinos, Fundamental
e Médio.
Pré-requisitos de conhecimento:
● Conceitos sobre a evolução da Teoria Atômica, e como as diferentes teorias
foram fundamentais para o entendimento da teoria atômica atual.
● Conceito de elétron.
● Conceito de número atômico.
● Conceito de “nível e subnível de Energia”.
● Compreensão da tabela periódica, destacando sua estrutura, ordenamento
dos elementos químicos de acordo com suas propriedade físicas e químicas,
disposição dos elementos em colunas, de acordo com a semelhança das
propriedades dos elementos.
● Conceituação sobre o Diagrama de Pauling.
Desenvolvimento das Atividades
1a Atividade: Apresentação de um filme de 14 minutos, exibindo a
descontinuidade da matéria, a evolução dos modelos atômicos e a ferramenta
didática, denominada Labirinto de Pauling, demonstrando como deve ser
utilizada, de acordo com o número atômico do elemento químico selecionado.
2a Atividade: Após a apresentação do filme, será demonstrado um jogo sobre
distribuição eletrônica, utilizando a imagem da ferramenta pedagógica “Labirinto
de Pauling” em microcomputadores, com software apropriado, de modo que, os
alunos possam simular corretamente a distribuição eletrônica dos elementos
químicos selecionados por eles. Podem participar do jogo até 2 (dois)
jogadores.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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3a Atividade: Etapa Avaliativa – afixar em sala de aula, uma tabela periódica
em tamanho grande, vedando os números atômicos e as distribuições
eletrônicas dos elementos químicos, porém devem ser expostos, o uso e
curiosidades sobre cada elemento, pesquisado pelos próprios alunos. Antes de
iniciar o jogo, sugere-se que o aluno primeiramente descreva a distribuição
eletrônica do elemento selecionado de acordo com o “Diagrama de Pauling”,
que é um desenho planar, verificando o tempo para concluir e se há acerto ou
erro. Em seguida, propõe-se que o aluno selecione o mesmo elemento e jogue
em microcomputador o “Labirinto de Pauling”, para descrever sua distribuição
eletrônica, verificando o tempo de conclusão e assinalando se houve acerto ou
erro. Após os dados obtidos, os alunos devem fazer anotações em fichas
previamente elaboradas, conforme tabelas 1 e 2.
Tabela 1
SÍMBOLO
DO
ELEMENTO
NOME
DO
ELEMENTO
DIAGRAMA DE
PAULING
TEMPO
ACERTO /
GASTO
ERRO
(min)
LABIRINTO DE
PAULING
TEMPO ACERTO /
GASTO
ERRO
(min)
Tabela 2
SÍMBOLO
DO
ELEMENTO
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
CLASSIFICAÇÃO DO
ELEMENTO
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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Tempo previsto para a atividade:
Professor(a), você poderá usar três aulas
de 50 minutos: uma para apresentação do
vídeo e duas para a realização das
atividades complementares propostas!
Requerimentos técnicos:
Para a exibição do vídeo poderá ser utilizado um computador ou um aparelho
de DVD conectado a uma Televisão ou a um Datashow.
1) Versão mínima de navegador (Browser):
- Internet Explorer versão 5
- Netscape versão 7
2) PLUG-INS que, obrigatoriamente devem ter no computador:
- Plug-in do Adobe Flash
- Acrobat Reader
Resultado Esperado Após as Atividades
Acredita-se que a utilização do equipamento sugerido, pode contribuir
para um melhor entendimento da distribuição eletrônica dos elementos
químicos, possibilitando aos alunos concluírem com muita rapidez e segurança
a descrição da distribuição eletrônica de um determinado elemento químico.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
Entende-se que o “manuseio virtual” do equipamento sugerido, pode
levar o estudante ter maior motivação para o aprendizado da distribuição
eletrônica, desmistificando as resistências oferecidas ao aprendizado, vendo-a
apenas como algo para ser memorizado.
Acredita-se que o desenvolvimento detalhado de uma ferramenta
didática, mesmo que virtual, respeitando os parâmetros científicos, pode
contribuir para a melhoria da qualidade do ensino e a motivação de um
aprendizado significativo e coerente, levando o aluno a refletir sobre a
importância dos conteúdos apresentados, bem como, interagir com o modelo
proposto, podendo tocá-lo, mesmo que virtual e entender um pouco do mundo
microscópico.
Preparação para a atividade:
Professor(a), o vídeo produzido tem a finalidade de mostrar que para o
aprendizado da Distribuição Eletrônica dos elementos químicos é necessário o
entendimento
da
Estrutura
Atômica
desses
elementos.
A
ferramenta
pedagógica proposta, traz para o concreto e palpável o Diagrama de Pauling,
que é uma figura planar, desenhada em papel. É importante que você faça um
diagnóstico sobre o conhecimento dos seus alunos em relação ao tema. Para
isso proponha um questionário abordando questões sobre o referido assunto e
a seguir promova com seus alunos uma discussão geral sobre o tema. O
momento mais oportuno para que essa discussão aconteça depende de você.
Professor(a), lembre que para
que um determinado conteúdo
seja
compreendido,
é
fundamental
descobrir
as
concepções prévias dos seus
alunos sobre o tema a ser
estudado, pois dessa forma a
aprendizagem terá significado.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
Antes de iniciar a apresentação do vídeo, você pode solicitar a seus
alunos que tenham lápis e papel em mãos para anotarem as possíveis dúvidas
que possam surgir. Crie um ambiente tranquilo e peça a seus alunos que
prestem bastante atenção.
Durante a atividade:
Para um melhor aproveitamento desta atividade é necessário silêncio
absoluto, para que se perceba detalhes da narrativa. Sugere-se que o vídeo
seja visto mais de uma vez, para que não haja dúvidas sobre o tema proposto.
Professor(a), após a ver o vídeo,
estimule seus alunos a comentarem
sobre o assunto. Faça perguntas
provocativas, e preste muita atenção
nas dúvidas que podem surgir!
Avaliação
Após a execução do vídeo, avalie a participação de seus alunos.
Promova uma discussão geral ou peça aos alunos que escrevam uma pequena
dissertação sobre o assunto discutido.
As atividades complementares
propostas a seguir poderão ajudá-lo a avaliar a atividade.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
Atividades Complementares
Após as apresentações dos jogos, o professor deve propor exercícios
interativos, utilizando o lúdico. O professor deve realizar avaliações para poder
comparar o rendimento da turma.
Professor(a), lembre-se que motivar o
aluno à pesquisa, é um mecanismo que
estimula o aluno a se interessar por novas
descobertas e invenções. Proponha aos
alunos pesquisar textos que abordem a
distribuição eletrônica dos diferentes
elementos da Tabela Periódica.
Links
Interativos
Sugeridos:
Estrutura
Atômica,
Distribuição
Eletrônica
(Articulação
com
a
Química);
Números
Atômicos,
Números de elétrons em cada Nível e
Sub-nível de Energia (Articulação
com a Matemática).
Professor(a) esclareça aos seus
alunos que o modelo atômico atual não
foi sempre esse, mas teve todo um
processo evolutivo de outros modelos
anteriores. Sugerimos a você uma
leitura do Histórico desses modelos.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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► HISTÓRICO DOS MODELOS ATÔMICOS
♦ NA ANTIGUIDADE
As partículas indivisíveis foram denominadas átomos.
ÁTOMO = INDIVISÍVEL (EM GREGO)
O termo atomismo surgiu nesta época e posteriormente foi considerada a
teoria cujas intuições mais se aproximaram das modernas concepções
científicas sobre o modelo atômico.
■ LEUCIPO DE MILETO (450 a.C.)
O pensador grego Leucipo acreditava que dividindo a matéria em
pedaços cada vez menores chegaria em um ponto que estes pedaços se
tornariam invisíveis e consequentemente indivisíveis.
■ DEMÓCRITO DE ABDERA (400 a.C.)
Demócrito, discípulo de Leucipo, propôs a descontinuidade da matéria,
logo os corpos macroscópicos, os corpos microscópicos, ou átomos não
poderiam se interpenetram nem se dividir. Ele acreditava que a matéria e as
mudanças observadas em certos fenômenos físicos e químicos (como as
dissociações e associações de átomos) eram resultados das combinações de
átomos dos quatro elementos: Ar; Fogo; Água e Terra (Figura 1).
Figura 1: Modelo atômico de Demócrito
Fonte: http://www.colegiosaofrancisco.com.br
■ ARISTÓTELES
Postulou a continuidade da matéria.
O modelo atômico de Aristóteles foi adotado pelos filósofos gregos e foi
seguido pelos pensadores e cientistas até o século XVI d.C.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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♦ JOHN DALTON
Dalton em 1803 publicou o trabalho Absorption of Gases by Water and
Other Liquids (Absorção de Gases pela Água e Outros Líquidos), onde
demonstrou os princípios de seu modelo atômico. De acordo com Dalton:
● Os átomos de elementos distintos possuem propriedades diferentes entre si;
● Os átomos de um elemento têm propriedades iguais e peso invariável;
● Os átomos são partículas indivisíveis, esféricas e maciças, que constituem a
matéria;
● Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados;
●As proporções numéricas dos átomos na formação dos compostos são fixas;
● O peso total de um composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos
elementos que o constituem.
Em 1808, Dalton propôs a sua teoria do modelo atômico, que foi
chamado de modelo atômico da bola de bilhar (figura 2), onde o átomo é uma
esfera maciça, indivisível, impenetrável, indestrutível e sem carga. No modelo
de Dalton os átomos de um elemento químico são idênticos.
Em 1810 o trabalho New System of Chemical Philosophy (Novo Sistema
de Filosofia Química) foi publicado. Nele havia testes que provavam suas
observações, como a Lei das pressões parciais, denominada Lei de Dalton,
entre outras relativas à constituição da matéria.
● Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis;
● Na natureza existe um número pequeno de elementos químicos diferentes;
● Unindo átomos iguais ou diferentes em variadas proporções, pode ocorrer à
formação de todas as matérias do universo conhecidos.
Figura 2: Modelo atômico de Dalton "bola de bilhar"
Fonte: http://www.colegiosaofrancisco.com.br
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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■ JOSEPH JOHN THOMSON
Em 1898, o físico inglês J. J. Thomson demonstrou que os raios catódicos
poderiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas
negativamente, denominadas de elétrons. Thomson utilizou campos magnéticos
e elétricos para determinar a relação entre a carga e a massa (q/m) do elétron e
concluir que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de qualquer
matéria, pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para
qualquer gás que fosse colocado na Ampola de Crookes (tubo de vidro rarefeito
no qual se faz descargas elétricas em campos elétricos e magnéticos). Com
base em suas conclusões, Thomson derrubou a modelo do átomo indivisível e
propôs o seu modelo, conhecido como o "modelo de pudim com passas" (figura
3), termo traduzido do original com distorções, onde o pudim é toda a esfera
positiva e as passas são os elétrons, de carga negativa.
Figura 3: Modelo atômico de Thomson "modelo de pudim com passas"
Fonte: http://www.colegiosaofrancisco.com.br
■ ERNEST RUTHERFORD
O cientista Ernest Rutherford por três anos estudou o comportamento
dos feixes de partículas ou raios X, além da emissão de radioatividade pelo
elemento Urânio.
Durante suas pesquisas Rutherford e seus colaboradores (Geiger e
Marsden) observaram que para cada 10.000 partículas alfas aceleradas
incidindo em uma lâmina de ouro, apenas uma refletia ou se desviava de sua
trajetória. Rutherford concluiu que o átomo não era uma bola maciça e admitiu a
existência de uma parte central positiva muito pequena, mas de grande massa
(núcleo) e uma parte envolvente negativa enorme (eletrosfera ou coroa), que
neutraliza o átomo (figura 4).
Em 1911, Ernest Rutherford propôs o seu modelo atômico chamado de
"modelo planetário", devido à sua semelhança com a formação do sistema
solar.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
Figura 4: Modelo atômico de Rutherford "modelo planetário"
Fonte: http://enciclopediavirtual.vilabol.uol.com.br
■ NIELS BÖHR
Considerando o átomo uma estrutura estável, Bohr formulou uma teoria
(em 1913) sobre o movimento dos elétrons, que foi fundamentado pela Teoria
Quântica da Radiação de Max Planck (em 1900).
A teoria de Böhr foi fundamentada nos postulados descritos abaixo:
1º) Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo,
sem emitirem e nem absorverem energia;
2º) Se for fornecido a um átomo energia (elétrica, térmica, etc.), um ou mais
elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Quando os
elétrons retornam as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em
forma de luz.
Teoria Quântica
Conforme Max Planck (em 1900), quando uma partícula passa por uma
situação de maior energia para outra de menor energia ou vice-versa, a energia
é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta.
O quantum (singular de quanta) é o pacote fundamental de energia
indivisível. Cada tipo de energia possui o seu quantum.
A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um
determinado átomo, surgindo os "números quânticos".
Em 1920, Böhr desenvolveu um modelo atômico, que unia a teoria
atômica de Rutherford e a teoria quântica de Max Planck.
Böhr propôs que os elétrons ao giram em torno de um núcleo central,
eles giram em órbitas específicas com níveis energéticos bem definidos,
ocorrendo à emissão ou a absorção de pacotes discretos de energia chamados
de “quanta” ao mudar de órbita (figura 5).
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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Figura 5: Modelo atômico de Böhr
Fonte: http://www.colegiosaofrancisco.com.br
■ SOMMERFELD
Em 1916, ao pesquisar o átomo o cientista Sommerfeld concluiu que os
elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares
e elípticas), que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos: s, p, d
e f (figura 6).
Figura 6: Modelo atômico de Sommerfeld
Fonte: http://www.virtualquimica.hpg.com.br
Posteriormente, Sommerfeld postulou a existência de órbitas circulares e
elípticas.
Modelo Orbital
Atualmente, é impossível determinar a órbita (trajetória) de um elétron,
mas pode-se determinar a probabilidade relativa de encontrar o elétron em uma
determinada região ao redor do núcleo.
Para Sommerfeld em um nível de energia n, havia uma órbita circular e
(n-1) órbitas elípticas de diferentes excentricidades. Por exemplo, no nível de
energia n = 4 (camada N), havia uma órbita circular e três órbitas elípticas.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
Cada uma das órbitas elípticas constitui um subnível, cada uma com a sua
energia.
O orbital é a região de máxima probabilidade de encontrar o elétron e a região
onde o elétron gasta a maior parte do seu tempo.
■ MODELO ATÔMICO ATUAL – (MODELO DA MECÂNICA QUÂNTICA)
■ Erwin Schrödinger, Louis Victor De Broglie e Werner Heisenberg
● De Broglie, propôs que todo corpúsculo atômico pode se comportar como
uma onda e como uma partícula, que chamamos de dualismo partículaonda da radiação eletromagnética
● Heisenberg em 1925, postulou o princípio da incerteza propondo que:
“É impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade de
um elétron no átomo (quantidade de movimento)”, denominado Princípio
da Incerteza de Heisenberg.
● Schrödinger, Broglie e Heisenberg, unidos postularam a mecânica ondulatória
● Não se admite mais a existência de órbitas circulares e nem elípticas para
os elétrons. O que existe são regiões de máxima probabilidade de se
encontrar o elétron no seu movimento ao redor do núcleo (orbital).
● Não há mais sentido em falar sobre qual é a posição do elétron no átomo,
pois o que existe é uma região chamada de orbital.
● O movimento do elétron ao redor do núcleo é descrito por uma equação
de função de onda (Ψ
Ψ). Tem-se uma equação para determinar
matematicamente as regiões de máxima probabilidade de ser encontrado o
elétron, denominada de Equação de Schrödinger, regiões essas chamadas de
orbitais.
Equação de Schrödinger:
HΨ
Ψ = EΨ
Ψ
H: operador hamiltoniano
E: energia total do sistema (energia cinética + energia potencial)
Ψ: função de onda: amplitude de probabilidade
● A distância média do elétron ao núcleo do átomo de hidrogênio, em cada
nível de energia, também foi calculada pela mecânica quântica e coincidiu com
o raio da órbita circular nos respectivos níveis de energia calculados pelo
modelo de Bohr, quinze anos antes.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
■ PRINCIPAIS CONSTITUINTES DO ÁTOMO
● Os elétrons possuem carga negativa, massa muito pequena e se movem em
órbitas ao redor do núcleo atômico;
● O núcleo atômico é constituído por prótons (partículas de carga positiva, com
massa aproximadamente 1.837 vezes maior que a massa do elétron) e
nêutrons (partículas de carga nula, com massa ligeiramente maior que a massa
dos prótons), e fica localizado no centro do átomo;
● O átomo considerado eletricamente neutro, possui os números de prótons e
elétrons iguais;
● Número atômico (Z) é igual ao número de prótons contidos no átomo;
● Os elétrons presentes na última camada eletrônica, logo mais afastados do
núcleo são responsáveis pelo comportamento químico do elemento, sendo
denominados de elétrons de valência;
● A soma do número atômico (número de prótons) e nêutrons (n) de um átomo
fornece o valor da massa atômica (A);
● Átomos carregados positivamente, pois perderam elétrons, são denominados
cátions (íons positivos);
● Átomos carregados negativamente, pois receberam elétrons, são
denominados ânions (íons negativos);
● Isótopos são átomos de um mesmo elemento, que possuem o mesmo
número de prótons;
● Isótonos são átomos, que possuem o mesmo número de nêutrons;
● Isóbaros são átomos, que possuem o mesmo número de massa;
● Por intermédio da radioatividade alguns átomos atuam como emissores de
radiação nuclear;
Teoria dos Quarks
De acordo com a teoria mais moderna existem somente 12 (doze)
partículas elementares: 6 (seis) léptons (o elétron faz parte deste grupo) e 6
(seis) quarks.
Os quarks são divididos em dois tipos: o up (para cima) e o down (para
baixo), que são responsáveis pela formação dos prótons e nêutrons, sendo o
próton constituído por 2 (dois) up e 1 (um) down, e o nêutron constituído por 1
(um) up e 2 (dois) down.
O quark up possui carga (+2/3) e o quark down possui carga (-1/3).
Dois outros quarks encontrados nos raios cósmicos foram chamados de
charm (charme), com carga (+2/3) e strange (estranho), com carga (-1/3).
Em 1997, o quinto quark, bottom (de carga (-1/3)), foi descoberto e o
sexto quark, o top (de carga (-2/3)), foi identificado em 1995.
O top é considerado o mais pesado dos quarks, cerca de 200 vezes mais
pesado que um próton, e não está presente nos fenômenos naturais nem nos
raios cósmicos, devido à alta energia necessária para sua formação.
Provavelmente, o top foi produzido na formação do universo e depois
desapareceu.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
DESENVOLVIMENTO
► CAMADA ELETRÔNICA
CAMADA = NÍVEL = ÓRBITA
Conjunto de níveis de energéticos quantizados (pacotes de energia). São
utilizadas para descrever as energias eletrônicas em um átomo de maneira
organizada.
As camadas são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q ou pelos
respectivos níveis, que são representados pelos números 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7,
contados a partir do núcleo. Estes números são denominados números
quânticos principais (n) do átomo.
K L M N O P Q...
1 2 3 4 5 6 7...
ENERGIA
A população eletrônica máxima de uma camada é dada pela expressão: 2n2.
CAMADAS
K
L
M
N
n NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS
1
2n2 = 2 . (1)2 = 2 . 1 = 2 e2
2n2 = 2 . (2)2 = 2 . 4 = 8 e3
2n2 = 2 . (3)2 = 2 . 9 = 18 e4
2n2 = 2 . (4)2 = 2 . 16 = 32 e-
► SUBCAMADA ELETRÔNICA
Como nem todos os elétrons de uma camada possuem a mesma
energia. Cada camada possui uma ou mais subcamadas. As subcamadas são
denominadas em ordem crescente de energia: s, p, d, f, g, h, ... (Apenas os
quatro primeiros são necessários para descrever os átomos nos seus estados
fundamentais).
A subdivisão das camadas em subcamadas ocorre pelo fato dos elétrons
em um átomo não serem independentes uns dos outros, mas interagirem
eletricamente. A existência desta subdivisão foi confirmada nos estudos
realizados dos espectros atômicos, onde os átomos demonstraram
desdobramento de níveis de energia na presença de um campo elétrico,
denominado efeito Stark. Na tabela 1 (um) pode-se exemplificar essa relação.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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Tabela 1: Camadas eletrônicas relacionadas com o n° máx. de elétrons, n° de subníveis e
os tipos de subníveis.
NÚMERO
MÁXIMO
DE ELÉTRONS
2
8
18
32
CAMADA
K
L
M
N
NÚMERO DE
SUBCAMADAS
1
2
3
4
TIPOS DE
SUBCAMADAS
s
sep
s, p e d
s, p, d e f
► DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Para efetuar a distribuição eletrônica as regras abaixo devem ser
seguidas rigorosamente:
● Um orbital comporta somente dois elétrons de spins opostos (Princípio de
Exclusão de Pauli).
Orbital vazio
↑
↑↓
Orbital semipreenchido
Orbital preenchido
Orbital
Região do espaço no qual é provável que se encontre um elétron de
certa energia.
Spins
Cada orbital de um átomo pode acomodar no máximo dois elétrons, com
spins opostos ou antiparalelos (direções opostas). Dois elétrons com spins
opostos que ocupam um orbital são considerados emparelhados.
Os spins dos elétrons contribuem para o comportamento magnético da
matéria. As substâncias consideradas diamagnéticas possuem orbitais
preenchidos (com dois elétrons) e são fortemente atraídas por campo
magnético (por um imã), enquanto que as substâncias consideradas
paramagnéticas possuem orbitais semipreenchidos (com um elétron) e são
fracamente atraídas por um campo magnético.
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
● Os elétrons devem ser distribuídos nos orbitais disponíveis na ordem
crescente de energia.
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 4f 6p 7s 6d 5f
Ordem crescente de energia
EXEMPLOS
1) Átomo de Lítio (3Li)
Z (no atômico) = 3
Camadas eletrônicas: K = 2 e L = 1
Distribuição eletrônica:
1s2
2s1
1s2
2s1
↑↓
↑
2) Átomo de Berílio (4Be)
Z=4
Camadas eletrônicas: K = 2 e L = 2
Distribuição eletrônica:
1s2
2s2
↑↓
↑↓
3) Átomo de Boro (5B)
Z=5
Camadas eletrônicas: K = 2 e L = 3
Distribuição eletrônica:
2s2
1s2
↑↓
↑↓
2p1
↑
4) Átomo de Carbono (6C)
Z=6
Camadas eletrônicas: K = 2 e L = 4
Distribuição eletrônica (a):
1s2
2s2
2p2
↑↓
↑↓
↑
↑
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
Guia do Professor
Distribuição eletrônica (b):
2s2
2p2
1s2
↑↓
↑↓
↑
↓
Distribuição eletrônica (c):
1s2
2s2
2p2
↑↓
↑↓
↑↓
As configurações (a), (b) e (c) estão de acordo com o Princípio de
Exclusão de Pauli e com a ordem crescente de energia dos orbitais, mas
somente a configuração (a) está de acordo com a Regra de Hund.
Regra de Hund
No preenchimento dos orbitais de mesma energia, os elétrons tendem a
se repelir e ficar desemparelhados com spins em paralelo.
► DIAGRAMA DE PAULING
O cientista Linus Carl Pauling elaborou um dispositivo prático
denominado posteriormente de Diagrama de Pauling (Figura 7), que mostra a
ordem crescente de energia dos subníveis, ordem no quais os subníveis são
preenchidos com elétrons de acordo com a sua capacidade. Acompanhando o
sentido das flechas, que indicam a ordem crescente de energia dos subníveis,
será possível realizar corretamente a distribuição eletrônica dos átomos.
K
1s
L
2s
2p
M
3s
3p
3d
N
4s
4p
4d
4f
O
5s
5p
5d
5f
P
6s
Q
7s
6p
6d
Figura 7: Diagrama de Pauling
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Vídeo: “Labirinto de Pauling (Partes 1 e 2)”
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Bibliografia Consultada
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1999.
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EINSTEIN, A., Como vejo o Mundo. 2a ed. Rio de Janeiro, Nova Fronteira,
1991.
JAFFE, B. Crucibles: The Story of Chemistry, 4a ed. Dover Publications, Inc.
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MAAR, J. H., Pequena História da Química, 1a ed. Papa Livro Editora,
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Moderna, v. único, 4ª ed., 2006. 607p.
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