Como ensinar química quântica fundamentos e aplicações
Por GLG Contributor , December 20, 2011
O conhecimento atual da Química Moderna se baseia no aprofundamento da compreensão da estrutura molecular em seu nível atômico, especialmente nas propriedades e comportamentos eletrônicos dos átomos e suas partículas, elétrons, íons, moléculas e redes cristalinas. Na vastidão da Química, a Teoria Quântica aponta com novos horizontes para os campos da Física, da Química e da Biologia, comportando-se como uma área extremamente especializada nestes campos científicos.
Há, entretanto, alguns princípios que são ensinados aos alunos de nível médio e que nos permitem, dada a estrutura necessária deste artigo, nos orientar: a Atomística, enquanto uma sequência histórica da descoberta da estrutura atômica da matéria, seus componentes , a descoberta de partículas elementares a partir da radioatividade, até uma nova percepção dos conceitos químicos clássicos pelos princípios quânticos da Química Moderna.
Em linhas gerais, compreendemos que ensinar Química Quântica, neste caso específico, terá de ser direcionado para este recorte, o do Ensino Médio, que é a base do conhecimento da estrutura atômica moderna e ao que nos dedicaremos a pensar, neste artigo. A partir desta base, outras vertentes serão abertas e o aprofundamento da Química Quântica se dará de forma adequada aos diferentes enfoques no nível superior de educação.
É importante, também, que os alunos sejam informados sobre a imensa troca de experiências, trabalhos, publicações entre cientistas, fazendo com que muitos pensassem sobre os mesmos eventos de ângulos diferenciados e complementares nesta época na Europa, neste processo de descobertas sobre a estrutura atômica da matéria, no século XIX e início do século XX.
Instruções
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É importante que os alunos situem-se no momento histórico da Química e da Física para perceber a mudança de concepções sobre a vida, a partir da concepção de estrutura atômica.
Nos primeiros experimentos com elementos radiativos, alguns cientistas da última metade do século XIX e início do século XX - Crookes, Golsdtein, Rutherford - descobriram por experiências e por dedução a estrutura atômica, os componentes dos átomos e suas características básicas - prótons, elétrons e nêutrons -criando modelos para explicar o comportamento dos átomos e, consequentemente, a estrutura mais íntima da matéria. A passagem do século XIX ao século XX se caracterizou por uma constante atividade científica teórica e laboratorial.
O modelo atômico de Dalton, o primeiro no Ocidente a pensar átomos, foi rapidamente ultrapassado e chegou-se ao modelo de Rutherford.
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O modelo de Rutherford
As experiências de Rutherford na busca a um modelo da estrutura atômica são clássicas e foram as primeiras realizadas:
> 1911 – Ernest Rutherford – bombardeou lâminas finíssimas de ouro com partículas alfa provenientes de um pedaço de polônio radioativo. As partículas, em sua maioria atravessaram a placa de ouro, mas algumas colidiram com outras de carga atômica diferente e foram rebatidas na direção contrária ao choque, sofrendo grande desvio. A partir deste fato, Rutherford pôde deduzir que:
a) Os elementos radiativos emitem partículas alfa que são formadas de dois prótons e dois nêutrons, como se sabia na época.
b) O átomo possui espaços vazios, já que a maioria das partículas alfa (+) atravessou a placa.
c) No centro do átomo, Rutherford deduziu que devia existir um núcleo muito pequeno, denso de carga positiva, onde algumas partículas colidiram sendo rebatidas. Se colidiram (reagiram umas contra as outras) foi porque eram partículas de mesma carga elétrica (+).
d) Como as partículas alfa eram negativas, o centro do átomo só poderia ser positivo.
e) Rutherford ainda deduziu que deveria haver equilíbrio entre as cargas negativas (elétrons em torno do átomo) e as cargas positivas (no centro do átomo).
Rutherford apresentou, a partir de suas pesquisas, um modelo atômico onde o átomo teria uma região central positiva (prótons), envolvida por uma região periférica de elétrons de carga negativa, a uma distãncia grande do núcleo. Somente em 1932, James Chadwick confirmou a hipótese de Rutherford sobre a existência dos nêutrons.
As dificuldades de um modelo
O modelo atômico de Rutherford apresentava dificuldades, pois se os elétrons emitem energia ao gravitar em torno do núcleo do átomo, sua velocidade diminuiria e ele se aproximaria do núcleo, tendendo a chocar-se com ele, indicando um sistema sem estabilidade, o que não ocorria como resultado final com a matéria, já que a matéria é estável.
Este se tornou o problema principal da teoria atômica na primeira década do século XX. Algo acontecia? Que seria? Como lidar com este paradoxo em face dos conceitos da Física clássica. -
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Não há limites para a imaginação em pesquisa
Os momentos seguintes, na busca a uma explicação que desse conta da estrutura atômica como era percebida também laboratorialmente, continuavam incessantemente nos principais centros de pesquisa da Europa.
Como caracterizar eletronicamente o átomo
Até então, sabia-se da carga positiva do núcleo do átomo, decorrente dos prótons e da carga negativa dos elétrons que gravitavam em torno do núcleo, em diferentes níveis, em órbitas próprias. Aos poucos, novas caracterizações matemáticas foram encontradas para os átomos.
Outras teorias foram testadas e se mostraram factíveis, complementando o modelo atômico então admitido: em 1900, Max Planck, através de frequências eletromagnéticas provou que a energia se propaga em “pacotinhos de energia”, perceptível como números quânticos, cada um correspondendo a uma raia, capazes de caracterizar cada átomo diferentemente.
Uma hipótese única
Ou seja, os elétrons que giram em torno do núcleo mudam de órbita ganhando ou perdendo "quanta" (plural de quantum) de energia neste processo de propagação:
>pularam de um nível mais inteiro para outra órbita mais exterior, ganharam quanta de energia;
> retornaram para o nível mais interior (mais perto do núcleo) perderam quanta de energia.
A questão era: como os saltos de quanta se davam, como ocorre a variação de energia e como o átomo se mantém estável? Qual afinal o modelo da estrutura atômica da matéria?
É preciso lembrar aos nossos alunos que, nesta fase, os recursos laboratoriais de pesquisa haviam avançado muitíssimo, em função da revolução industrial, que tinha a eletricidade como fonte de energia, e que dava os primeiros passos no campo da eletrônica, dispondo os pesquisadores, entre outros equipamentos, de espectrômetros de massa para obter resultados que lhes permitissem melhores deduções a respeito da estrutura atômica e seu modelo.
A partir de Max Plank e a propagação de energia.
Na medida em que a energia não se propaga de maneira contínua, mas por quantidades elementares, denominadas quantum – (plural) quanta. Os átomos são pensados como as unidades fundamentais dos elementos químicos e as quanta seriam as unidades fundamentais de energia. Começava-se a perceber que matéria e energia eram faces da mesma moeda, como mais tarde Einstein irá demonstrar em sua teoria da relatividade. Mas, a questão, por ora, era o funcionamento do modelo atômico em função das novas descobertas e teorias, como a de Plank.
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O modelo Rutherford-Bohr
Com base no que se conhecia na época, sabia-se que os componentes dos átomos – prótons e nêutrons no núcleo e elétrons em nuvem, gravitando em torno do núcleo - possuíam um padrão de estabilidade único e que muitas vezes questionava a Física clássica.
Com base na teoria quântica, foi então possível pensar o modelo atômico em voga (Rutherford) e em 1913, Niels Bohr, usando o hidrogênio, elaborou um experimento com o qual montou uma teoria onde partiu das seguintes hipóteses:
a) o elétron se moveria em órbitas circulares em torno do núcleo do átomo;
b) ao passar de uma órbita para outra, o elétron emitiria ou absorveria um quantum de energia;
c) o elétron se move nas órbitas eletrônicas próprias, mas não se irradiaria para fora do átomo sem que houvesse alguma excitação (aquecimento da matéria, por exemplo).
Como estava usando hidrogênio, que têm um elétron e um próton no núcleo, esta teoria se mantinha, o mesmo não ocorrendo para outras substâncias que teriam um número maior de elétrons. -
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A ideia básica de Bohr: um jogo de futebol
Bohr aventou hipóteses em que deveriam existir diferentes órbitas onde os elétrons, carregados de energia que receberam, poderiam estacionar temporariamente. Perdendo energia, já que continuavam a orbitar, voltariam ao nível anterior.
Ele imaginou uma bola sendo lançada do campo em direção a uma arquibancada de um estádio de futebol. Quica na parede de um degrau e decai para degraus mais baixos, voltando ao ponto de partida; recebe novo impulso (quantum de energia) e quica de novo em outro degrau e retorna após perder energia. Esta era, pelo menos, uma visão simples e bem elegante de pensar a movimentação dos elétrons em diferentes órbitas, seus ganhos de energia e perdas de energia, mantendo=se gravitando em torno do núcleo o átomo: uma estranha estabilidade.
A arquibancada, os chutes e o futebol
Assim, no limite do impulso o elétron atingiria um degrau de determinada altura que seria correspondente ao nível de energia recebido, quicando em seguida para baixo (perdendo energia) e retornando ao ponto inicial.
No modelo de Bohr, cada degrau corresponderia a um nível-limite de energia e, através do espectofotômetro foi possível perceber os espectros e suas raias, medindo os níveis energéticos. Então, cada átomo teria x níveis de energia, conforme o número de elétrons, e toda a estabilidade do sistema era dado pelo paradigma dos gases nobres, algo que estava claro na Tabela Periódica.
Bohr ainda imaginou que se a bola recebesse um impulso muito grande (um chute forte) e ultrapassasse o último degrau do estádio e saísse dele, teríamos um íon, ou seja, o átomo se tornaria um íon. A partir deste modelo, foi possível a Bohr:
> estabelecer os níveis ou camadas de energia dos diferentes átomos como um padrão;
> estabelecer um número máximo de elétrons por camada;
> pensar que, dado ao tamanho elétrons, a concepção de modelo atômico e sua estabilidade estavam além dos parâmetros da Física Clássica, o que mais tarde viria a ser provado -
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Modelo atômico de Sommerfelt
O impasse do modelo de Rutherford-Borh foi resolvido por Arnold Sommerfeld, físico alemão, ganhador do Nobel que, em 1914 , modificou o modelo de Bohr (órbitas circulares) para um novo modelo de órbitas elíticas e diferentes formas de orbitais, que até hoje é considerado como correto.
Um modelo complexo como este, ainda teria de lidar com alguns outros problemas:
> Plank e Einstein estabeleceram que as questões referentes aos elétrons fora dos parâmetros da Física Clássica devido ao tamanho diminutíssimo das partículas, sua percepção – como partícula (cada elétron possuiria velocidade conforme a camada em que ocupa – maior ou menor proximidade ao núcleo/maior ou menor energização) ou como onda estacionária – quando não tem sentido falar-se em velocidade, dificultava perceber sua posição num certo momento.
> Em 1924, Louis de Broglie, físico francês estabeleceu a hipótese de que o elétron se comportaria como uma partícula material ou como uma onda eletromagnética, cujo comprimento de onda variava conforme a fórmula proposta:
λ = h
mv
λ = comprimento de onda
h = constante de Plank
m = massa da partícula
v = velocidade da partícula
A teoria de Broglie foi, mais tarde, confirmada laboratorialmente por Erwin Schrodinger permitindo aos cientistas da época serem capazes de fazer corresponder valores energéticos pensados teoricamente aos vários estados energéticos que os elétrons apresentavam, em todos os elementos da Tabela Periódica,criando-se a Mecânica Ondulatória, base atual da moderna teoria atômica e molecular.
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Um modelo probabilístico
Ainda em 1927, o físico alemão Heisenberg estabelece que em partículas tão pequenas, era impossível determinar tanto a velocidade como a posição num determinado momento, apresentando-se sempre um erro numa das duas características. A partir daí, passamos a trabalhar com o princípio da incerteza ou da indeterminação de Heisenberg:
“É impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron.”
Isto foi como se tivéssemos de lidar com o paradoxo puro. Sei que uma coisa é e sei que ela, simultaneamente não é. O elétron pode ser partícula e/ou pode ser onda simultaneamente.
Estas constatações fizeram com que se falasse, a partir delas, não de uma situação fixa como no modelo de Bohr, onde se encontraria o elétron, mas numa região provável onde o elétron se encontraria num determinado momento. O elétron, portanto, não teria uma trajetória fixa como estamos acostumados a ver em modelos atômicos no Ensino Médio, seria mais preciso pensarmos numa nuvem.
Schrodinger conseguiu deduzir através de equações matemáticas a região do espaço onde temos a MÁXIMA PROBABILIDADE de encontrar determinado elétron, ou seja, o orbital do elétron, um ponto numa núvem. -
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Sabemos, classicamente, que os átomos têm tantos elétrons (-) quanto prótons (+), sendo a matéria eletricamente neutra, portanto. No decorrer das pesquisas para determinação do modelo atômico, novas noções foram agregadas, ligadas à teoria dos orbitais (região do espaço onde podemos encontrar o elétron) conforme preconizava Heisenberg.
Em princípio, um átomo teria quatro orbitais, denominados s, p, d, f, todos diferentes em forma – s (esféricos), p (combinação de duas regiões, d (formas bem mais complexas), g (ainda mais complexos). Consequentemente, quando átomos diferentes se ligam, seus orbitais interagem de formas bastante curiosas. Para uma pequena visão da questão, basta entendermos que podemos pensar ligações através dos orbitais.
Assim, a partir dos estudos sobre elétrons, foi possível determinar um sistema de números quânticos representativo do estado energéticos dos átomos. Agora, para caracterizarmos um átomo, para o individualizarmos, teríamos de descrevê-lo de acordo com um sistema de números quânticos que caracterizam cada espécie atômica de per si estaríamos estudando a configuração eletrônica dos átomos.
Temos, então, para caracterizar os átomos:
a) Nível quântico principal;
b) Nível quântico secundário ou azimutal;
c) Nível quântico terciário ou magnético;
d) Nível quântico quaternário ou de spin.
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Vamos, neste passo, descrever os números quânticos, algo que os alunos, tanto de ensino médio como de universidade que estiverem na área de Química ou de matérias que utilizem Química, terão de saber cotidianamente em relação à Teoria Quântica.
Número quântico principal
Refere-se ao nível de energia ocupado pelo elétron – posição e dimensão da nuvem eletrônica a partir do núcleo, em círculos concêntricos. Quanto maior o valor de n, mais afastado do núcleo, menos energia no nível, menor a atração do núcleo ao elétron (mais fácil um elétron saltar para o nível seguinte ou o átomo se tornar íon se for elétron do último nível).
Símbolo: n
Nível de energia n
K
1
L
2
M
3
N
4
O
5
P
6
Q
7
Obs.: n é tão somente um número dado como caracterizador no nível, não uma mensuração matemática.
Número quântico secundário ou azimutal
Este número irá determinar a forma dos orbitais e se relacionar com o conteúdo energético do subnível.
Notação: ℓ
O número de orbitais (s, p, d, f) de cada subnível é representado pela fórmula:
2ℓ + 1
Subnível ℓ Número de orbitais: 2ℓ + 1
s 0 2.0+ 1 = 1
p 1 2.1+ 1 = 3
d 2 2.2 + 1 = 5
f 3 2.3 + 1 = 7
Obs.: s, p, d. F são abreviaturas de sharp, principal, difuse, fundamental.
Obs:1 – Outros subníveis g, h, i, j, etc, são puramente teóricos.
Número quântico terciário ou magnético
Notação:m ou mℓ
Determina a orientação do elétron no espaço, relacionando-se com seu conteúdo energético. Varia entre - ℓ e + ℓ.
Todas estas representações e números dos elétrons de cada camada são decorrentes da análise das raias dos elétrons na espectroscopia. A questão agora seria: quantos elétrons em cada camada?
Assim:
Subnível ℓ Número de orbitais mℓ N° de elétrons por orbital
2ℓ + 1 (N°do orbital específico) 2.mℓ
s 0 2.0+ 1 = 1 0 2
p 1 2.1+ 1 = 3 -1, 0, +1 6
d 2 2.2 + 1 = 5 -2, -1, 0, +1, +2 10
f 3 2.3 + 1 = 7 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 14
Número quântico quaternário ou de spin
Notação s ou ms
Indica o sentido de rotação do elétron em torno de um eixo imaginário, originando um efeito especial. O spin pode ser positivo (+1/2) ou negativo (-1/2), conforme gire no sentido no sentido horário ou anti-horário. Como cada orbital tem dois elétrons, por convenção atribuímos o valor +1/2 ao primeiro elétron (elétron α) e o valor -1/2 ao segundo elétrons do orbital (o elétron β).
Resumo:
Camadas
Subníveis
Máximo de elétrons em cada subnível
Máximo de elétrons em cada camada
n = 1 K
1s
2
2
n = 2 L
2s 2p
2 + 6
8
n = 3 M
3s 3p 3d
2 + 6 + 10
18
n = 4 N
4s 4p 4d 4f
2 + 6 + 10 + 14
32
n = 5 O
5s 5p 5d 5f
2 + 6 + 10 + 14
32
n = 6 P
6s 6p 6d
2 + 6 + 10
18
n = 7 Q
7s
2
2
A partir desta tabela, cada elétron teria um número de registo diferente de qualquer outro, já que o número de spin +1/2 e -1/2 faria a diferença.
Princípio da Exclusão de Wolfgang Pauli, 1925:
“Num mesmo orbital não podem ocorrer dois elétrons com os mesmos spins.”
Conclusão
A partir da concepção da estrutura atômica como modernamente a entendemos, dentro de uma perspectiva quântica, foi possível ter absoluta certeza de que cada elétron terá uma identificação quântica única.
Estes são os princípios da teoria quântica no que se refere à Química. Evidentemente, ela é muitas vezes maior que isto e sua aplicabilidade é ilimitada. Sem a compreensão desta teoria, torna-se, hoje, impossível trabalhar-se com segurança teoricamente e até mesmo num laboratório de Química, pois cada reação entre elementos reagentes implica numa característica reativa única, conforme os elementos em jogo, mas sempre seguindo as regras quânticas que caracterizam, em última análise, a matéria
