Resumos · Física e Química APT · Secundário

Energia dos eletrões nos átomos

Interpretam-se os espetros atómicos como prova da quantização da energia dos eletrões, introduz-se o modelo quântico (níveis, subníveis e orbitais) e escrevem-se configurações eletrónicas segundo os princípios da energia mínima, de exclusão de Pauli e de Hund. Relaciona-se ainda a energia de remoção eletrónica com a estrutura do átomo. Matéria do 10.º ano, avaliada no Exame Nacional (prova 715).

4 secções~11 min de leitura3 competênciasNível Padrão 3 · Aprofundamento 1

T·0222 / 17

Perfil de exame

Relacionar transições eletrónicas com riscas espetrais e com a energia do fotão (E = h f)Escrever configurações eletrónicas de átomos e iões aplicando os princípios de preenchimentoInterpretar energias de remoção eletrónica e a organização em níveis e subníveis

Operadores:interpretarelacionacalculajustificaescreveexplica

nível básico

Interpretar espetros de emissão/absorção e escrever configurações eletrónicas simples.

nível avançado

Calcular energias e comprimentos de onda de transições e relacionar energias de ionização com níveis e subníveis de energia.

Profundidade

Texto

Conteúdo · 4 secções

Energia dos eletrões nos átomos

Espetros atómicos e quantização da energia#

PadrãoAE-fisica-e-quimica-a-10-energia-eletroes

A luz emitida ou absorvida por um gás de átomos não é contínua: é um espetro de riscas, um conjunto de comprimentos de onda bem definidos e característicos de cada elemento (uma «impressão digital»). Um espetro de emissão mostra riscas brilhantes sobre fundo escuro; um espetro de absorção mostra riscas escuras num fundo contínuo, nos mesmos comprimentos de onda. Esta descontinuidade é a chave para compreender a estrutura do átomo (ver Fig. 1).

Níveis de energia do átomo de hidrogénio e transições

Fig. 1Fig. 1 — Níveis Eₙ = −13,6/n² (eV). As setas descendentes são emissões; as que terminam em n = 2 dão riscas visíveis (Balmer).

A explicação é a quantização da energia: os eletrões num átomo só podem ter certos valores de energia, os níveis de energia, e não valores intermédios. Cada nível é identificado por um número inteiro «n» (número quântico principal), tanto mais energético quanto maior é «n». No átomo de hidrogénio, «Eₙ = −13,6 / n² (eV)»: a energia é negativa (o eletrão está ligado) e aproxima-se de zero à medida que «n» aumenta.

Um eletrão transita entre níveis absorvendo ou emitindo um fotão cuja energia é exatamente igual à diferença de energia entre os dois níveis: «E_fotão = |ΔE| = E_final − E_inicial|». Como só existem certas diferenças possíveis, só se observam certos comprimentos de onda — daí as riscas. A energia do fotão relaciona-se com a frequência por «E = h f» e com o comprimento de onda por «E = h c / λ».

As transições para o mesmo nível final agrupam-se em séries. No hidrogénio, as que terminam em «n = 1» (série de Lyman) libertam mais energia e caem no ultravioleta; as que terminam em «n = 2» (série de Balmer) estão na região visível (ver Fig. 1). Quanto maior o «salto» em energia, maior a frequência e menor o comprimento de onda do fotão.

E = h\,f = \dfrac{h\,c}{\lambda}

Energia do fotão

h é a constante de Planck (6,63 × 10⁻³⁴ J s), f a frequência, c a velocidade da luz e λ o comprimento de onda.

E_n = -\dfrac{13{,}6}{n^{2}}\ \text{eV} \qquad (\text{átomo de hidrogénio})

Níveis de energia do hidrogénio

A energia é negativa (eletrão ligado) e cresce (aproxima-se de 0) à medida que n aumenta.

Exemplo resolvido

Energia e comprimento de onda de uma risca

Calcula a energia e o comprimento de onda do fotão emitido na transição n = 3 → n = 2 do átomo de hidrogénio. (h = 6,63 × 10⁻³⁴ J s; c = 3,00 × 10⁸ m/s; 1 eV = 1,60 × 10⁻¹⁹ J)

Energias dos níveis
E₃ = −13,6/3² = −1,51 eV e E₂ = −13,6/2² = −3,40 eV.
Energia do fotão
E = |E₃ − E₂| = |−1,51 − (−3,40)| = 1,89 eV = 1,89 × 1,60 × 10⁻¹⁹ ≈ 3,03 × 10⁻¹⁹ J.
Comprimento de onda
λ = h c / E = (6,63 × 10⁻³⁴ × 3,00 × 10⁸) / 3,03 × 10⁻¹⁹ ≈ 6,6 × 10⁻⁷ m.
$\lambda = \dfrac{h\,c}{E}$

Resultado: E ≈ 1,89 eV e λ ≈ 6,6 × 10⁻⁷ m (≈ 656 nm), na região visível (luz vermelha).

Erros frequentes

Pensar que o eletrão pode ter qualquer energia (é quantizada) ou que emite luz de forma contínua.
Confundir energia com comprimento de onda: maior energia corresponde a menor λ (são inversamente proporcionais).

Revisão ativa

No átomo de hidrogénio, calcula a energia (em eV) do fotão emitido na transição do nível n = 4 para o nível n = 2 e indica em que região do espetro se situa.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Modelo quântico: níveis, subníveis e orbitais#

PadrãoAE-fisica-e-quimica-a-10-energia-eletroes

Em átomos com mais do que um eletrão, cada nível de energia «n» desdobra-se em subníveis, designados «s», «p», «d», «f». O número quântico principal «n» indica o nível (1, 2, 3, …) e o número quântico secundário indica o subnível. A energia de um eletrão passa a depender do nível e do subnível: dentro de um mesmo nível, a ordem crescente de energia é «s < p < d < f» (ver Fig. 2).

Ordem de energia dos subníveis

Fig. 2Fig. 2 — Energias crescentes dos subníveis; note-se que o 4s se preenche antes do 3d.

A cada subnível correspondem orbitais — regiões do espaço onde é elevada a probabilidade de encontrar o eletrão. O subnível «s» tem 1 orbital, o «p» tem 3, o «d» tem 5 e o «f» tem 7. Cada orbital comporta no máximo 2 eletrões (com spins opostos), pelo que o número máximo de eletrões é 2 em «s», 6 em «p», 10 em «d» e 14 em «f».

A ordem de energia dos subníveis não segue estritamente a ordem dos níveis: por exemplo, o subnível «4s» tem energia inferior à do «3d», sendo preenchido primeiro. A Fig. 2 mostra esta sequência de energias crescentes, que determina a ordem de preenchimento dos eletrões e explica a estrutura da Tabela Periódica.

Este modelo substitui as órbitas bem definidas do modelo de Bohr por uma descrição probabilística (a nuvem eletrónica). Mantém, porém, a ideia essencial: a energia dos eletrões é quantizada e organiza-se em níveis e subníveis, o que é suficiente para escrever configurações eletrónicas e prever propriedades químicas.

Exemplo resolvido

Capacidade de um nível de energia

Quantos eletrões, no máximo, pode conter o nível de energia n = 3 (subníveis 3s, 3p e 3d)?

Capacidade de cada subnível
3s: 2 eletrões; 3p: 6 eletrões; 3d: 10 eletrões.
Somar
2 + 6 + 10 = 18.

Resultado: O nível n = 3 comporta, no máximo, 18 eletrões (2n² = 2 × 3² = 18).

Erros frequentes

Pensar que a energia depende apenas do nível n (também depende do subnível).
Atribuir a errada capacidade a um subnível (s: 2, p: 6, d: 10) ou esquecer que cada orbital só admite 2 eletrões.

Revisão ativa

Indica quantas orbitais e quantos eletrões, no máximo, cabem no subnível 3p e no subnível 3d.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Configurações eletrónicas#

PadrãoAE-fisica-e-quimica-a-10-energia-eletroes

A configuração eletrónica indica a distribuição dos eletrões pelos subníveis, escrevendo o subnível e, em expoente, o número de eletrões que contém — por exemplo, «O: 1s² 2s² 2p⁴». A soma dos expoentes é o número total de eletrões, que num átomo neutro é igual ao número atómico «Z». Escrevê-la corretamente é uma competência central do 10.º ano (ver Fig. 3).

Configurações eletrónicas de alguns átomos

Fig. 3Fig. 3 — Configurações eletrónicas no estado fundamental e eletrões de valência.

O preenchimento obedece a três princípios. Pelo princípio da energia mínima, os eletrões ocupam primeiro os subníveis de menor energia (seguindo a ordem 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, …). Pelo princípio de exclusão de Pauli, cada orbital admite no máximo 2 eletrões, de spins opostos. Pela regra de Hund, num mesmo subnível os eletrões ocupam o maior número possível de orbitais antes de emparelharem.

Os eletrões de valência são os do nível de energia mais elevado ocupado (o maior «n»); são eles que determinam o comportamento químico. Em «Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹» há um único eletrão de valência (o «3s¹»), o que explica a reatividade do sódio. Distinguir eletrões de valência de eletrões de cerne é essencial para prever ligações e posições na Tabela Periódica.

As configurações de iões obtêm-se retirando eletrões (catiões) — sempre a partir do subnível de maior energia ocupado — ou adicionando eletrões (aniões). Assim, «Na⁺» fica «1s² 2s² 2p⁶» e «Cl⁻» fica «1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶»: ambos adquirem a configuração estável de um gás nobre, ideia que fundamenta a regra do octeto.

Exemplo resolvido

Configuração de um átomo e do seu ião

Escreve a configuração eletrónica do átomo de magnésio (Z = 12) e do ião Mg²⁺.

Ordem de preenchimento
12 eletrões, pela ordem 1s, 2s, 2p, 3s: 1s² 2s² 2p⁶ 3s².
Formar o catião
Mg²⁺ perde 2 eletrões do subnível de maior energia (3s²): fica 1s² 2s² 2p⁶.
Interpretar
Mg²⁺ tem a configuração do néon (gás nobre) — daí a estabilidade do ião.

Resultado: Mg: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²; Mg²⁺: 1s² 2s² 2p⁶ (configuração de gás nobre).

Erros frequentes

Preencher o 3d antes do 4s (a ordem de energia inverte-se: 4s preenche-se primeiro).
Ao formar catiões, retirar eletrões do subnível errado em vez do de maior energia ocupado.

Revisão ativa

Escreve a configuração eletrónica do átomo de enxofre (Z = 16) e do ião S²⁻, e indica o número de eletrões de valência do átomo.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Energia de remoção eletrónica e espetroscopia fotoeletrónica#

AprofundamentoAE-fisica-e-quimica-a-10-energia-eletroes

A energia de remoção eletrónica é a energia mínima necessária para retirar um eletrão de um átomo. Como os eletrões ocupam subníveis de energias diferentes, existem várias energias de remoção num mesmo átomo: os eletrões de cerne (mais próximos do núcleo, mais atraídos) exigem muito mais energia do que os de valência. A espetroscopia fotoeletrónica mede diretamente estas energias.

Num espetro fotoeletrónico, cada pico corresponde a um subnível; a posição do pico indica a energia de remoção (maior para os subníveis mais internos) e a altura é proporcional ao número de eletrões nesse subnível. Assim, o espetro «lê-se» como um mapa da configuração eletrónica: confirma quantos subníveis existem e quantos eletrões há em cada um.

As energias de remoção sucessivas de um mesmo átomo crescem sempre (é cada vez mais difícil retirar eletrões de um ião cada vez mais positivo), mas apresentam saltos abruptos quando se passa a remover eletrões de um nível interior. A Fig. 4 mostra as energias de ionização sucessivas do sódio: o grande salto após a 1.ª ionização revela que o sódio tem um único eletrão de valência.

Energias de ionização sucessivas do sódio

Fig. 4Fig. 4 — O grande salto após a 1.ª ionização mostra que o sódio tem 1 eletrão de valência.

Estes dados são uma prova experimental direta da organização dos eletrões em níveis e subníveis. O padrão de saltos permite deduzir o número de eletrões de valência (e, portanto, o grupo da Tabela Periódica): um salto após o 1.º eletrão indica o grupo 1; após o 2.º, o grupo 2; e assim sucessivamente.

Exemplo resolvido

Deduzir o grupo a partir das ionizações sucessivas

Um átomo tem energias de ionização sucessivas (kJ/mol): 578, 1817, 2745, 11 577. A que grupo pertence?

Procurar o salto
578 → 1817 → 2745 crescem de forma suave; de 2745 para 11 577 há um salto muito grande.
Contar os eletrões antes do salto
Removeram-se 3 eletrões com energias relativamente baixas antes do salto; o 4.º pertence já a um nível interior (cerne).
Concluir
3 eletrões de valência ⇒ grupo 13 da Tabela Periódica (ex.: alumínio).

Resultado: O átomo tem 3 eletrões de valência: pertence ao grupo 13.

Erros frequentes

Pensar que todos os eletrões de um átomo têm a mesma energia de remoção.
Confundir a altura de um pico (número de eletrões) com a sua posição (energia de remoção).

Revisão ativa

As energias de ionização sucessivas de um átomo (kJ/mol) são 738, 1451, 7733, 10 540. A que grupo da Tabela Periódica pertence? Justifica com base nos saltos.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Referências e fontes

Fontes

Direção-Geral da Educação (DGE)

Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE)

Energia dos eletrões nos átomos

4 secções~11 min de leitura3 competênciasNível Padrão 3 · Aprofundamento 1

Energia dos eletrões nos átomos

Pontos-chave

Energia e comprimento de onda de uma risca

Pontos-chave

Capacidade de um nível de energia

Pontos-chave

Configuração de um átomo e do seu ião

Pontos-chave

Deduzir o grupo a partir das ionizações sucessivas

Fontes

Energia dos eletrões nos átomos

Pontos-chave

Energia e comprimento de onda de uma risca

Pontos-chave

Capacidade de um nível de energia

Pontos-chave

Configuração de um átomo e do seu ião

Pontos-chave

Deduzir o grupo a partir das ionizações sucessivas

Fontes