Sobre alguns conceitos em Quimica que os estudantes aprendem no Ensino Medio

Sobre alguns conceitos em Quimica que os estudantes aprendem no Ensino Medio

UFSC – Departamento de Química QMC 5106 – Química Geral Prof. Marcos Aires de Brito (21/03/2011)

Sobre alguns conceitos em Química que os estudantes aprendem no Ensino Médio Parte I: Átomos

Com a teoria de Niels Bohr (de 1913), não podemos utilizar números quânticos. Niels Bohr recebeu o Prêmio Nobel de Física de 1922 pelas investigações sobre a estrutura de átomos e suas radiações, mas a sua teoria se limitou ao átomo de hidrogênio quando examinado em condições restritas a aplicação de campo elétrico. O surgimento das raias coloridas no espectro de emissão do átomo de hidrogênio está relacionado ao assim chamado Efeito Starc, e relacionado à transição entre órbitas (linguagem de Niels Bohr), conforme a interpretação desse cientista em 1913. Depois é que a Mecânica Quântica relacionou os níveis de energia com o número quântico principal (n). O termo “camada”, que é normalmente utilizado no Ensino Médio, não é adequado quando tratamos o átomo pela Mecânica Quântica, pois é uma linguagem utilizada pelos espectroscopistas de raios X.

A Mecânica Quântica ou Mecânica Ondulatória clássica teve início em 1926 com os trabalhos de Werner Heisenberg , Erwin Schrödinger e depois por Paul Dirac em 1928 que elaborou a Mecânica Quântica relativística. Werner Heisenberg recebeu o Prêmio Nobel de Física de 1932 pela criação da Mecânica Quântica e pela descoberta das formas alotrópicas do hidrogênio (H), enquanto que Schrödinger e Dirac dividiram o Prêmio Nobel de Física de 1933 pelo desenvolvimento de novas teorias atômicas. Enquanto que a teoria de Schrödinger (de 1926 é considerada não - relativística, isto é, não - dependente do tempo) e trabalha com 3 números quânticos (n, l e ml), o tratamento matemático quântico de Dirac é muito mais sofisticado (de 1928, é considerado relativístico = dependente do tempo) e utiliza 4 números quânticos (n, l e ml e ms). Apresentamos em nossa página na internet o trabalho de Stern e Gerlach (em 1922) como uma demonstração experimental para o spin do elétron, cujos valores (S=+1/2 ms= 1/2) foram determinados teoricamente por Paul Dirac em 1928. Estou inserindo links em

Português para facilitar a leitura da maioria de vocês, mas eu confio nos links da própria Wikipédia em Inglês.

Para se fazer uma correção entre teorias e experimentos, quando o átomo de hidrogênio é submetido a um campo elétrico e simultaneamente a um campo magnético forte, as suas raias são desdobradas em outras raias (o assim chamado Efeito Zeeman). A Mecânica Quântica clássica de Erwin Schrödinger explicou esse desdobramento devido à sub-níveis de energia (relacionados ao número quântico secundário ou azimutal = l), mas quando se acopla o campo elétrico um campo magnético muito forte, surge o assim chamado Efeito Zeeman Anômalo e mais raias aparecem no espectro de emissão do átomo de hidrogênio. Esse último efeito foi relacionado por Paul Dirac ao número quântico spin (ms) e assim se completaram os 4 números quânticos que identificam o elétron no átomo de hidrogênio. Peiter Zeeman e

Hendrik Lorentz receberam o Prêmio Nobel de Física em 1902 pela descoberta e pesquisas da influência do magnetismo sobre as radiações.

Para você ter uma idéia sobre as relações entre teorias e experimentos no átomo de hidrogênio, observe a Figura 1 em que apresentamos correlações entre os números quânticos e as transições do elétron nesse átomo, considerando apenas os níveis 1 e 2.

1n= n= 2Número quântico

Principal

Azimutal

Magnético Spin

Campo elétrico

Campo magnético muito forte

Campo magnético forte

Energia

Figura 1 – Correlações entre os números quânticos e as transições do elétron (indicadas por linhas pontilhadas) no átomo de hidrogênio.

Quando se resolve a Equação de Schrödinger (H = E), que é uma equação diferencial de segunda ordem, para o átomo de hidrogênio podemos utilizar a técnica matemática de separação de variáveis e assim temos uma equação onde se trabalha a parte radial e angular de maneira independente. Para a Química interessa a parte angular dessa equação, pois podemos “plotar” (no sistema de coordenadas esféricas polares) as equações em função de l (número quântico azimutal) e chegar aos conhecidos gráficos que representam os orbitais

atômicos. Por exemplo, considere a equação que descreve um orbital 2pz= [(3/4)]Cos

Considerando que a parte interna na raiz quadrada é uma constante, se você variar (de zero até 360 graus, pois o elétron poderá realizar essa variação de ângulo em volta do núcleo) e calcular o correspondente valor de Cos , você deduzirá o seguinte gráfico, conforme apresentamos na Figura 2, lembre-se que a Mecânica Ondulatória de Schrödinger trata o elétron como onda e não faz sentido, considerando esse tratamento, se imaginar um orbital com o elétron na forma de partícula!!! x y

Figura 2 – Dependência angular do orbital 2pz no átomo de hidrogênio

Em alguns textos de Química no Ensino Médio ocorre normalmente uma interpretação equivocada dos orbitais como “representando a pulverização do elétron em volta do núcleo” e alguns professores de Química até explicam aos seus alunos que “o elétron estaria passeando de um lado para o outro em volta do núcleo” o que seria outro erro, pois se o elétron entrar no núcleo desestabilizaria o átomo!!! Esses erros provem da tentativa do professor em ser “didático” e assim ele passaria uma imagem física do elétron no átomo, o que se constitui em grave equívoco e demonstra a falta de conhecimento de alguns colegas.

O mesmo ocorre com o desenho dos outros orbitais (s, px, py) no átomo de hidrogênio, ou

seja, cada orbital comporta no máximo dois elétrons (esse é o assim denominado Princípio de Exclusão de Pauli) e representa a parte angular da função de onda (), descrita por uma equação matemática, onde os sinais + e – representam o sinal de e não têm significado físico. Por outro lado, por uma questão didática compreensível, costumamos representar, quando estamos lidando com as ligações químicas (próximo capítulo Química Geral) o elétron como um ponto, ou na forma de seta e por convenção utilizamos +1/2 () e -1/2 (), para indicar o spin do elétron.

Enquanto a Mecânica Quântica consegue descrever com precisão o átomo de hidrogênio (note que a Mecânica Quântica trabalha com probabilidades), o mesmo não ocorre com átomos multieletrônicos (a partir de Z=2), o que torna impossível um gráfico preciso para os orbitais nesses átomos e por isso “tomamos emprestados” os orbitais do átomo de hidrogênio e os utilizamos para os demais elementos químicos e correspondentes íons, mas sabemos que estamos cometendo aproximações! Por exemplo, o elemento ferro (Z=26 26 prótons e 26 elétrons) não permite uma solução exata da Equação de Schrödinger devido a muitas variáveis impostas para a solução dessa equação matemática. Assim, não faz sentido utilizar números quânticos comuns (do tipo do hidrogênio) para átomos a partir do hélio (Z=2)!!! Então o que utilizar com os átomos ou os íons multieletrônicos para se tentar descrever essas espécies? Utilizamos dois procedimentos aproximados, ou seja, surgem duas possibilidades de acoplamentos de momentos angulares: (i) acoplamento individual, do momento angular orbital (l), para gerar um momento angular orbital total, L = ml para átomos ou íons com Z até 40; ou (i) acoplamento individual do momento angular de spin (ms), para gerar o momento angular total de spin, S = ms, quando Z é maior que 40. O primeiro modelo é denominado Russell-Sounders ou acoplamento LS onde L acopla (isto é, interage), com S, (acoplamento spin-órbita) para gerar o momento angular total, J = L + S, (L + S) – 1,..., L - S acoplamento spin-órbita, e o segundo modelo é denominado como acoplamento j-j, mas ambos os modelos fogem da nossa abordagem da Química Geral Básica e por isso você não precisa se preocupar com os números quânticos quando estuda esta disciplina, pois esse é um assunto avançado e tratado em Química Quântica.

Chamaremos a sua atenção, em nossas aulas, que para utilizar a configuração eletrônica de átomos devemos obter essa informação em uma tabela periódica dos elementos químicos como uma maneira segura e adequada, porque sabemos que o procedimento Aufbau (e não o tal “diagrama de Linus Pauling” como é denominado em alguns livros de Química para o Ensino Médio) apresenta problemas, por exemplo, em relação ao elemento crômio, cuja configuração eletrônica correta é Cr = [Ar] 3d54s1 e não Cr = [Ar] 3d44s2, como seria de se esperar caso se utilize o princípio Aufbau. Portanto, essa não é uma análise trivial, pois envolve Química Quântica e espectroscopia para se interpretar o espectro de emissão de átomos e se chegar à configuração eletrônica correta para o estado fundamental (estado de menor energia) dos elementos químicos.

Sabemos que alguns autores de livros e também muitos professores de Química no Ensino Médio se utilizam de regras e de “exceções as regras”, o que leva ao estudante a imaginar que “Química é decoreba” e as teorias são desprovidas de constatações experimentais e assim, dificulta o nosso trabalho quando você chega à universidade para estudar esta ciência. Esta é uma das razões por que consta uma ou mais disciplinas de Química na Grade Curricular de alguns dos cursos universitários, ou seja, para que vocês tenham uma abordagem científica da Química que é uma ciência teórico-experimental multidisciplinar.

Em todas as avaliações a serem realizadas nesta disciplina de Química você terá as informações necessárias para resolver as questões, por exemplo, a configuração eletrônica dos elementos químicos e respectivos valores das eletronegatividade serão fornecidas nas avaliações, mas a partir da configuração eletrônica do átomo você deverá ser capaz de deduzir a configuração eletrônica de íons relacionados com esse átomo. Para tanto, explicaremos essas e outras questões em sala de aula e também neste fórum, caso vocês nos encaminhem dúvidas.

Consideramos que a parte histórica da ciência (incluindo a bibliografia dos cientistas) é importante para a formação do estudante, pois assim você passa a conhecer as brilhantes idéias dos nossos antecessores, os detalhes e os cuidados experimentais para validar os dados obtidos, a maneira de testar as hipóteses e se chegar a teorias poderosas, mas que sempre serão testadas. Por exemplo, como de Broglie poderia imaginar o elétron se comportando como uma partícula-onda se a sua massa e a sua carga já se encontravam plenamente caracterizadas? Esse cientista previu (em 1924) o comprimento de onda = 1,67 Å (Angstroms), antes da sua confirmação experimental, para o elétron o que foi confirmado em 1927 como aproximadamente igual a 1,65 Å, a partir do experimento de Davison e Germer que utilizaram a difração de elétrons em um cristal de níquel e com isso surgiu o tratamento teórico da Mecânica Quântica ondulatória.

O Prof. Albert Einstein teve a chance de conhecer, mesmo sem participar da banca da defesa do doutorado de L. de Broglie, com antecedência e após estudá-la recomendou o trabalho do jovem físico francês. Entretanto, o próprio Albert Einstein que foi fundador da Mecânica Quântica, depois se tornou o seu maior crítico. Ele disse: "Deus não joga dado”, isto é, ele não aceitava o tratamento estatístico da matéria. Os anais da história da Física registram os grandes debates entre Einstein e Niels Bohr sobre os métodos utilizados em Mecânica Quântica. Ainda não se pode avaliar quem tinha razão em seus argumentos!

Por outro lado R. A. Millikan (o mesmo cientista que determinou o valor da carga do elétron) passou cerca de 10 anos testando experimentalmente a interpretação Matemática do efeito fotoelétrico (que rendeu o Prêmio Nobel de Física a Albert Einstein), mas finalmente concordou com o modelo desse eminente cientista. Portanto, consideramos importante que o estudante conheça os conflitos de idéias, e os desafios tecnológicos para os testes experimentais, entre os cientistas e essa será a nossa linha de abordagem, pois permite a você ter uma idéia de como surgiu todo esse conhecimento.

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