Licenciatura Plena em Química (Universidade de Cruz Alta, 2004)
Mestrado em Química Inorgânica (Universidade Federal de Santa Maria, 2007)
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No ensaio conhecido como teste da chama, ocorrem interações atômicas através dos níveis e subníveis de energia quantizada de um átomo de um cátion metálico. Considerando-se o átomo de potássio, por exemplo, onde o elétron 4s1 é o mais externo, este elétron pode ser elevado para um subnível mais externo quando sob uma fonte intensa de energia (calor), chegando a 4p1, ocorrendo assim a sua excitação eletrônica. O elétron excitado, entretanto, apresenta tendência a retornar ao seu estado natural de 4s1, emitindo um quantum de energia (fóton) quando em seu retorno ao subnível de menor energia, que é uma quantidade de energia bem definida e única para cada cátion metálico, a qual pode servir para a sua identificação. No caso do cátion potássio, obtém-se uma coloração violeta da chama, sendo esta a coloração capaz de identificar este cátion, uma vez que é devido à diferença de energia entre os subníveis 4s e 4p para o átomo em questão.
A figura mostrada abaixo resume este processo. A absorção de energia promove os elétrons periféricos para um estado de mais alta energia (estado excitado), no momento em que cessa essa adição de energia, esses elétrons retornam à sua posição de origem, devolvendo a energia recebida sob a forma de luz (que nós percebemos como cor).
Absorção e emissão de energia para o átomo.
Em 1913, Niels Bohr, após uma série de experimentações e ensaios matemáticos, elaborou três postulados muito importantes para a compreensão que temos hoje a respeito da estrutura atômica.
- Enquanto o elétron está numa determinada orbita, sua energia é constante.
- Se o elétron receber energia suficiente, ele saltará a uma orbita com energia superior.
- Ao retornar a sua orbita de origem, o elétron emite, na forma de ondas eletromagnéticas, a mesma quantidade de energia absorvida.
Com relação ao teste da chama, os postulados de Bohr prestam-se muito bem ao se buscar uma explicação às observações. A queima de um sal metálico implica na promoção de elétrons, cujo retorno é revelado pela emissão de luz. Assim, um elétron pode passar de um nível para outro de maior energia, desde que absorva energia externa (ultravioleta, luz visível, infravermelho etc.). Quando isso acontece, dizemos que o elétron foi excitado e que ocorreu uma transição eletrônica. Já a transição de retorno deste elétron ao nível inicial se faz acompanhar pela liberação da energia na forma de ondas eletromagnéticas, como, por exemplo, a luz visível, que é percebida por nossos sentidos como uma coloração.
Referências:
FELTRE, Ricardo, Química Orgânica, Ed. Moderna, 6ª Edição, São Paulo, 2004.
PERUZZO, Francisco; CANTO, Eduardo Leite, Química na abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, 3ª Edição, São Paulo, 2003.
ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001.
Ilustração: //portaldoprofessor.mec.gov.br/storage/recursos/10951/TesteDeChama/Teste_de_Chama.html
Texto originalmente publicado em //www.infoescola.com/quimica/explicacao-em-bohr-para-o-teste-da-chama/
Foi o cientista americano Linus C. Pauling que apresentou a teoria de distribuição eletrônica mais aceita atualmente, na qual os elétrons são dispostos
nos átomos em ordem crescente de energia. Segundo essa teoria, o elétron recebe energia para saltar de uma camada interna para uma camada mais externa. Para voltar à camada original, libera energia na forma de luz. A ordem crescente de energia dos subníveis eletrônicos é: s < p < d < f Os elétrons de um mesmo subnível contém a mesma quantidade de
energia e tendem a ocupar o subnível de menor energia disponível. Uma das principais características das camadas eletrônicas é que cada uma delas possui uma quantidade máxima de elétrons que pode comportar, como mostra a tabela a seguir: Índice
Introdução
Camada eletrônica | K | L | M | N | O | P | Q |
Número máximo de elétrons | 2 | 8 | 18 | 32 | 32 | 18 | 8 |
Os subníveis também apresentam uma quantidade máxima de elétrons que podem comportar, como mostra a próxima tabela:
Subnível | s | p | d | f |
Número máximo de elétrons | 2 | 6 | 10 | 14 |
Representação | s2 | p6 | d10 | f14 |
Para facilitar a visualização da ordem crescente de energia das camadas eletrônicas e de seus subníveis, foi criado o diagrama de Linus Pauling, mostrado abaixo.
As setas indicam a ordem crescente dos níveis de energia, e os elétrons irão preencher a eletrosfera obedecendo à seguinte ordem:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Exemplos de distribuição eletrônica por subnível nos átomos:
1H: 1 elétron → 1s1
Nível 1
Camada K
1s2
12Mg: 12 elétrons → 1s2 2s22p6 3s2
Nível 1 Nível 2 Nível 3
Camada K Camada L Camada M
2 e- 8 e- 2 e-
1s2 2s2 2p6 3s2
8O: 8 elétrons → 1s2 2s22p4
Nível 1 Nível 2
Camada K Camada L
2 e- 6 e-
1s2 2s2 2p4
26Fe: 26 elétrons → 1s2 2s22p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Nível 1 Nível 2 Nível 3 Nível 4
Camada K Camada L Camada M Camada N
2 e- 8 e- 10 e- 2 e-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Note que no caso do ferro, de acordo com a ordem crescente de energia, o subnível 4s2 aparece antes do subnível 3d6.
Podemos escrever essa configuração eletrônica de dois jeitos: pela ordem crescente de energia ou, ainda, pela ordem geométrica, também chamada de ordem de distância.
21Sc:
- Ordem crescente de energia: 1s22s22p63s2 3p6 4s2 3d1
- Ordem geométrica: 1s22s22p63s2 3p6 3d6 4s2
Neste caso, o último subnível, aquele mais distante do núcleo, é o 4s2. Este subnível está localizado na camada de valência e é aí que estão os dois elétrons de valência. Apesar disso, o subnível mais energético é o 3d1.
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Distribuição Eletrônica nos Íons
A distribuição eletrônica dos íons é bem semelhante à dos átomos sem carga elétrica. Os elétrons que um átomo ganha ou perde serão inseridos ou retirados da última camada eletrônica, e não do subnível mais energético.
Exemplos para cátions
- Quando o átomo de estrôncio (38Sr) perde dois elétrons, se transforma no íon Sr+2. A configuração eletrônica dos dois é a seguinte:
- 38Sr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2
- 38Sr+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
- Quando o átomo de potássio (19K) perde um elétron, se transforma no íon K+. A configuração eletrônica dos dois é a seguinte:
- 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1
- 19K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Exemplos para ,
- Quando o átomo de enxofre (16S) ganha dois elétrons, se transforma no íon S-2. A configuração eletrônica dos dois é a seguinte:
- 16S: 1s2 2s2 2p6 3s23p4
- 16S-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
- Quando o átomo de bromo (35Br) ganha um elétron, se transforma no íon Br-. A configuração eletrônica dos dois é a seguinte:
- 35Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p5
- 35Br-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
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Na Tabela Periódica
Se você tiver apenas a distribuição eletrônica, é possível descobrir qual é o átomo de forma muito rápida.
As camadas eletrônicas (K, L, M, N, O, P, Q) representam os períodos (linhas 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) na Tabela Periódica. Para saber de qual família (coluna) o átomo é, podemos contar quantos elétrons existem na camada de valência ou no subnível mais energético. Observe a distribuição eletrônica na tabela periódica abaixo.
Exemplo: Um átomo possui a seguinte configuração eletrônica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5
Para saber qual átomo é, vamos facilitar a visualização da camada de valência escrevendo da seguinte forma:
K - 1s2
L - 2s2 2p6
M - 3s2 3p6 3d10
N - 4s2 4p6 4d10
O - 5s25p5 → período: 5, família VIIA (7 elétrons na camada de valência)
Exercício de fixação
Unirio/1996
Os sais de Cr6+, são, em geral, solúveis no pH biológico e, portanto, tem fácil penetração. Daí a sua toxidade para seres humanos. Por outro lado, os compostos de Cr3+ são pouco solúveis nesse pH, o que resulta em dificuldade de passar para o interior das células. Indique a opção que corresponde a configuração eletrônica do íon Cr3+.
Dado: [Ar] = Argônio (Z = 18); Cr (Z = 24)
A [Ar] 4s² 3d¹
B [Ar] 3d²
C [Ar] 3d³
D [Ar] 4s³ 3d4
E [Ar] 4s¹ 3d5