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
2
8
3
18
4
32
5
50
6
72
7
98
Por exemplo, um átomo com número atômico 17 terá 3 camadas:
1
2
2
6
3
7
O nível de energia mais externo do átomo é denominado camada de valência. Assim, no
átomo do exemplo anterior é a camada 3.
Física para Ciências Biológicas
Anderson Ferreira Sepulveda
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 = −13,6
𝑍2
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!
Física para Ciências Biológicas
Anderson Ferreira Sepulveda
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
= −13,6 𝑒𝑉
12
𝑛=2 ⟶𝐸=
−13,6
= −3,4 𝑒𝑉
22
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
Física para Ciências Biológicas
Anderson Ferreira Sepulveda
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.
Física para Ciências Biológicas
Anderson Ferreira Sepulveda
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
Física para Ciências Biológicas
Anderson Ferreira Sepulveda