6.9: Resumo

6.1 Energia eletromagnética

A luz e outras formas de radiação eletromagnética se movem através de um vácuo com uma velocidade constante, c, de 2,998$\times$10 ^{x 8} mm é ⁻¹. Essa radiação mostra um comportamento ondulatório, que pode ser caracterizado por uma frequência, ¾, e um comprimento de onda, λ, tal que c = λπ. A luz é um exemplo de onda viajante. Outros fenômenos ondulatórios importantes incluem ondas estacionárias, oscilações periódicas e vibrações. As ondas estacionárias exibem quantização, uma vez que seus comprimentos de onda são limitados a múltiplos inteiros discretos de alguns comprimentos característicos. A radiação eletromagnética que passa por duas fendas estreitas e espaçadas, com dimensões aproximadamente semelhantes ao comprimento de onda, mostrará um padrão de interferência resultante da interferência construtiva e destrutiva das ondas. A radiação eletromagnética também demonstra propriedades de partículas chamadas fótons. A energia de um fóton está relacionada à frequência (ou, alternativamente, ao comprimento de onda) da radiação como E = hπ (ou$E=\frac{hc}{\lambda }$), onde h é a constante de Planck. Essa luz demonstra um comportamento ondulatório e semelhante a uma partícula, conhecida como dualidade onda-partícula. Todas as formas de radiação eletromagnética compartilham essas propriedades, embora várias formas, incluindo raios X, luz visível, microondas e ondas de rádio, interajam de forma diferente com a matéria e tenham aplicações práticas muito diferentes. A radiação eletromagnética pode ser gerada pela excitação da matéria para energias mais altas, como por exemplo, aquecendo-a. A luz emitida pode ser contínua (fontes incandescentes como o sol) ou discreta (de tipos específicos de átomos excitados). Os espectros contínuos geralmente têm distribuições que podem ser aproximadas como radiação de corpo negro em alguma temperatura apropriada. O espectro de linha do hidrogênio pode ser obtido passando a luz de um tubo eletrificado de gás hidrogênio através de um prisma. Esse espectro de linha era simples o suficiente para que uma fórmula empírica chamada fórmula de Rydberg pudesse ser derivada do espectro. Três paradoxos historicamente importantes do final do século XIX e início do século XX que não podiam ser explicados dentro da estrutura existente da mecânica clássica e do eletromagnetismo clássico foram o problema do corpo negro, o efeito fotoelétrico e os espectros discretos dos átomos. A resolução desses paradoxos acabou resultando em teorias quânticas que substituíram as teorias clássicas.

6.2 O modelo de Bohr

Bohr incorporou as ideias de quantização de Planck e Einstein em um modelo do átomo de hidrogênio que resolveu o paradoxo da estabilidade do átomo e dos espectros discretos. O modelo de Bohr do átomo de hidrogênio explica a conexão entre a quantização de fótons e a emissão quantizada dos átomos. Bohr descreveu o átomo de hidrogênio em termos de um elétron se movendo em uma órbita circular em torno de um núcleo. Ele postulou que o elétron estava restrito a certas órbitas caracterizadas por energias discretas. As transições entre essas órbitas permitidas resultam na absorção ou emissão de fótons. Quando um elétron se move de uma órbita de maior energia para uma mais estável, a energia é emitida na forma de um fóton. Para mover um elétron de uma órbita estável para uma mais excitada, um fóton de energia deve ser absorvido. Usando o modelo de Bohr, podemos calcular a energia de um elétron e o raio de sua órbita em qualquer sistema de um elétron.

6.3 Desenvolvimento da Teoria Quântica

Objetos macroscópicos agem como partículas. Objetos microscópicos (como elétrons) têm propriedades tanto de uma partícula quanto de uma onda. Suas trajetórias exatas não podem ser determinadas. O modelo de mecânica quântica dos átomos descreve a posição tridimensional do elétron de forma probabilística de acordo com uma função matemática chamada função de onda, frequentemente denotada como. As funções de ondas atômicas também são chamadas de orbitais. A magnitude quadrada da função de onda descreve a distribuição da probabilidade de encontrar o elétron em uma determinada região no espaço. Portanto, os orbitais atômicos descrevem as áreas em um átomo onde os elétrons têm maior probabilidade de serem encontrados.

Um orbital atômico é caracterizado por três números quânticos. O número quântico principal, n, pode ser qualquer número inteiro positivo. A região geral do valor da energia do orbital e a distância média de um elétron do núcleo estão relacionadas a n. Diz-se que orbitais com o mesmo valor de n estão na mesma concha. O número quântico secundário (momento angular), l, pode ter qualquer valor inteiro de 0 a n — 1. Esse número quântico descreve a forma ou o tipo do orbital. Orbitais com o mesmo número quântico principal e o mesmo valor l pertencem à mesma subcamada. O número quântico magnético, m _l, com 2 l + 1 valores variando de — l a + l, descreve a orientação do orbital no espaço. Além disso, cada elétron tem um número quântico de spin, m _s, que pode ser igual a$\pm \frac{1}{2}.$Dois elétrons no mesmo átomo não podem ter o mesmo conjunto de valores para todos os quatro números quânticos.

6.4 Estrutura eletrônica dos átomos (configurações eletrônicas)

A energia relativa das subcamadas determina a ordem na qual os orbitais atômicos são preenchidos (1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 3 d, 4 p e assim por diante). As configurações eletrônicas e os diagramas orbitais podem ser determinados aplicando o princípio de exclusão de Pauli (dois elétrons não podem ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos) e a regra de Hund (sempre que possível, os elétrons retêm spins não pareados em orbitais degenerados).

Os elétrons nos orbitais mais externos, chamados elétrons de valência, são responsáveis pela maior parte do comportamento químico dos elementos. Na tabela periódica, elementos com configurações eletrônicas de valência análogas geralmente ocorrem dentro do mesmo grupo. Existem algumas exceções à ordem de preenchimento prevista, especialmente quando orbitais meio cheios ou completamente preenchidos podem ser formados. A tabela periódica pode ser dividida em três categorias com base no orbital no qual o último elétron a ser adicionado é colocado: elementos do grupo principal (orbitais s e p), elementos de transição (orbitais d) e elementos de transição internos (orbitais f).

6.5 Variações periódicas nas propriedades do elemento

As configurações eletrônicas nos permitem entender muitas tendências periódicas. O raio covalente aumenta à medida que descemos um grupo porque o nível n (tamanho orbital) aumenta. O raio covalente diminui principalmente à medida que nos movemos da esquerda para a direita ao longo de um período, porque a carga nuclear efetiva experimentada pelos elétrons aumenta e os elétrons são puxados mais para o núcleo. Os raios aniônicos são maiores que o átomo original, enquanto os raios catiônicos são menores, porque o número de elétrons de valência mudou enquanto a carga nuclear permaneceu constante. A energia de ionização (a energia associada à formação de um cátion) diminui em um grupo e aumenta principalmente ao longo do período porque é mais fácil remover um elétron de um orbital maior e de maior energia. A afinidade eletrônica (a energia associada à formação de um ânion) é mais favorável (exotérmica) quando os elétrons são colocados em orbitais de baixa energia, mais próximos do núcleo. Portanto, a afinidade eletrônica se torna cada vez mais negativa à medida que nos movemos da esquerda para a direita na tabela periódica e diminui à medida que descemos um grupo. Tanto para dados de afinidade eletrônica quanto de IE, há exceções às tendências ao lidar com subcamadas completamente preenchidas ou parcialmente preenchidas.