Fisico-Química Energia de Ionização



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Fisico-Química
Energia de Ionização
A energia de ionização é utilizada para cálculos de transições eletrónicas. É a energia mínima necessária para remover um eletrão de um átomo ou molécula para uma distância tal que deixe de existir interação eletrostática entre o ião e o eletrão.
A qualquer átomo podem ser retirados, um a um, todos os seus eletrões. É um processo escalonado pois os eletrões saem com determinada ordem: primeiro os eletrões de valência e só depois os eletrões dos níveis mais interiores, sendo necessária a energia adequada para cada fase do processo. Quando um eletrão de um átomo absorve energia, as transições possíveis podem ser representadas num diagrama de energias. As transições limite são aquelas em que o eletrão absorve energia suficiente para se separar do núcleo. O átomo fica ionizado e transforma-se num ião positivo.
A esta energia mínima que corresponde à remoção do eletrão da influência do núcleo sem que esse mesmo eletrão adquira velocidade dá-se o nome de energia de ionização. Esta representa-se geralmente por Ei e a sua unidade do sistema internacional de unidades (S.I.) é o joule (J).
À energia necessária para remover o eletrão mais afastado do núcleo, isto é, menos fortemente ligado dá-se a designação de primeira energia de ionização. A segunda, a terceira e as energias de ionização mais elevadas também podem ser quantificadas. As energias devem ser cada vez maiores pois como diminui o número de eletrões, as forças repulsivas entre os eletrões diminuem, prevalecendo as forças atrativas exercidas pelo núcleo, sendo necessário cada vez mais energia para arrancar um eletrão ao átomo.
Deste modo, a segunda energia de ionização é muitas vezes considerada como sendo a energia mínima necessária para remover um eletrão de um ião de carga monopositiva, a terceira energia de ionização como sendo a energia necessária para remover um eletrão de um ião dipositivo e o processo continua sucessivamente até ficar só o núcleo.


Energia de Remoção
Quanto à energia de remoção, o termo surge frequentemente associado a processos devidos à ocorrência de efeito fotoelétrico, no qual se dá a emissão de eletrões por um material, geralmente metálico, quando exposto a uma radiação eletromagnética de frequência suficientemente alta.
A grande diferença entre a energia de ionização e a de remoção passa, assim, pelo facto de que a de ionização corresponde a uma remoção escalonada dos eletrões (as primeiras energias de ionização correspondem à remoção dos eletrões mais exteriores ao núcleo), enquanto que a de remoção corresponde à energia necessária para remover um eletrão que pode provir de uma qualquer camada do átomo (inclusive, os mais próximos ao núcleo). Atenção que a energia de remoção não toma um único valor para todos os eletrões de um dado átomo, mas vai sendo igual às energias de ionização dos eletrões removidos. Apenas se adota outro nome pois, na ocorrência de efeito fotoelétrico, não sabemos, apenas supomos, que eletrão será removido em primeiro lugar.
Para além disto, como o efeito fotoelétrico é um fenómeno associado maioritariamente à remoção de eletrões de um metal, não nos esqueçamos que podemos nem estar a falar da remoção de eletrões de uma qualquer camada dos átomos mas, sim, da remoção dos eletrões “livres” do metal, o que poderá tomar valores diferentes de qualquer uma das energias de ionização conhecidas para os átomos que constituem o referido metal.
Estrutura Eletrónica dos Átomos
Para podermos explorar os detalhes da estrutura eletrónica dos átomos, faz-se uso da equação de Schrödinger que, tendo em conta certas aproximações, nos dá o resultado para as funções de onda dos eletrões nos átomos e as correspondentes energias. Como já sabes, nem todos valores de energia são permitidos (quer por evidências obtidas através das chamadas linhas espectroscópicas quer pela própria resolução da equação de Schrödinger). Por exemplo, para o eletrão do átomo de hidrogénio só são permitidos os valores de energia dados, aproximadamente, por

À variável n presente na expressão dá-se o nome de número quântico principal (que só pode tomar os valores ). Atenção que todos os valores de energia dos eletrões nos átomos são negativos, pelo que se conclui que um eletrão que faz parte de um átomo possui menos energia (logo, encontra-se numa situação mais estável) do que um que se encontre livre da influência do núcleo e, portanto, não pertença ao átomo.

Mas afinal, o que fazer com o número quântico principal? O número quântico principal é apenas um dos três números quânticos necessários para definir uma orbital num sistema tridimensional. Assim, temos:


Orbital é definida por três números quânticos:

 o número quântico principal, n

 o número quântico azimutal, l

 o número quântico magnético, ml


O número quântico principal, n, define os níveis ou camadas de um átomo (ou seja, todas as orbitais com o mesmo valor de n constituem uma camada). Quanto maior for o valor de n, maior será a energia e o tamanho da orbital. Os valores possíveis de n são os números inteiros naturais , a que se fez corresponder as letras , respetivamente.

O número quântico azimutal, l, define as subcamadas de um átomo (ou seja, todas as orbitais com o mesmo valor de n mas diferente valor de l constituem diferentes subcamadas de uma certa camada). Os valores possíveis de l são os números inteiros naturais , a que se fez corresponder as letras .



O número quântico magnético, ml, é o último necessário para definir (a três dimensões) uma dada orbital. Os valores possíveis de ml são os números inteiros naturais .

Resumindo, a definição de cada orbital necessita da enunciação de três números quânticos. O número quântico principal define a camada, sendo que cada camada possui n2 orbitais. Assim, teremos

Camada Subcamada Núm. Quânt. Magn. Orbitais
K () s () 0 uma orbital 1s
L () s () 0 uma orbital 2s

p () +1 , 0 , -1 três orbitais 2p
M () s () 0 uma orbital 3s

p () +1 , 0 , -1 três orbitais 3p

d () +2 , +1 , 0 , -1 , -2 cinco orbitais 3d
N () s () 0 uma orbital 3s

p () +1 , 0 , -1 três orbitais 3p

d () +2 , +1 , 0 , -1 , -2 cinco orbitais 3d

f () +3 , +2 , +1 , 0 , -1 , -2 , -3 sete orbitais 3f

… … … …
Princípio de Energia Mínima
A forma como se distribuem os eletrões em átomos polielectrónicos (mais do que um eletrão) obedece a certas regras ou princípios que foram extraídos da experiência. Um dos princípios essenciais para distribuir os eletrões de um átomo pelas várias orbitais, isto é, para estabelecer a sua configuração eletrónica, é o princípio de energia mínima, um princípio geral da Física segundo o qual os sistemas físicos preferem o estado de menor energia.
Pode explicar-se pelo princípio de energia mínima, por exemplo, a queda de um objeto no chão (de facto, o sistema “objeto + Terra” fica com menor energia potencial se o objeto estiver mais perto do centro da Terra). Do mesmo modo, os eletrões também preferem os estados de menor energia. Embora a energia de uma orbital de um átomo polielectrónico dependa essencialmente do número quântico n, as orbitais 2s e 2p não têm rigorosamente a mesma energia que possuem no átomo de hidrogénio. A orbital com número quântico l (neste caso a orbital p) possui uma energia um pouco maior.
Segundo o princípio da energia mínima poder-se-ia dizer que a configuração do lítio, com três eletrões, seria 1s3. Em experiências de ionização do lítio, todavia, observam-se, para uma mesma radiação incidente, dois valores de energia cinética dos eletrões ejetados. Tal sugere que a configuração eletrónica do lítio seja 1s2 2s1 e não 1s3. Esta situação decorre do chamado Princípio de Exclusão de Pauli.


Princípio de Exclusão de Pauli
O princípio de exclusão de Pauli constitui um postulado da mecânica quântica, formulado em 1925 pelo físico suíço de origem austríaca Wolfgang Pauli. Pela formulação deste princípio, de grande importância, Pauli obteve em 1945 o Prémio Nobel da Física. Segundo este princípio, cada estado quântico de um eletrão num sistema físico, isto é, cada estado permitido pela teoria quântica e caracterizado por números quânticos para a energia (o momento - propriedade de um núcleo - e o spin - parte do momento angular de uma partícula) pode ser ocupado, no máximo, por um eletrão.
Ou seja, por outras palavras, Pauli deduziu que a Natureza não permite que num mesmo sistema (átomo), existam dois eletrões com a mesma energia, em estados em que coincidam os quatro números quânticos (cada eletrão é caracterizado por quatro números quânticos: principal, secundário, magnético e de spin). A partir deste princípio é possível deduzir-se a distribuição eletrónica (distribuição dos eletrões) em camadas no átomo e, consequentemente, o sistema periódico dos elementos. O princípio de exclusão de Pauli também é válido para todas as partículas com spin semi-inteiro, como é o caso dos protões e neutrões.


Regra de Hund
A regra de Hund, como o próprio nome indica, foi formulada pela primeira vez, em 1927, pelo físico alemão Friedrich Hund. Hund partiu diretamente da estrutura nuclear conhecida e medida das moléculas e tentou calcular as orbitais moleculares adequadas por via direta, resultando na regra de Hund. Esta regra afirma que a energia de uma orbital incompleta é menor quando nela existe o maior número possível de eletrões com spins paralelos.
Assim, durante o preenchimento das orbitais de um mesmo nível energético, deve-se colocar em primeiro lugar em todas elas um só eletrão, todos com o mesmo spin, antes de se proceder à lotação completa dessas orbitais. Os próximos eletrões a serem colocados deverão apresentar spins antiparalelos em relação aos já presentes. Por exemplo, na configuração eletrónica do azoto (número atómico, Z=7) os eletrões são distribuídos da seguinte forma: 2 na orbital 1s, 2 na orbital 2s e 3 na orbital 2p (cada um destes 3 eletrões é colocado em cada uma das 3 orbitais p, ou seja, px, py e pz).
Volume Molar (Vm)

O Volume Molar de uma substância, Vm, é o volume ocupado por uma mole de partículas dessa substância.

O valor do Volume Molar de uma substância depende do estado físico em que essa substância se encontra.

Nas condições P.T.N. (0 ºC, 1 atm), o Volume Molar de qualquer gás é igual a 22,4 dm3.mol-1. Este valor varia com as condições a que o gás está sujeito.

Apesar de a unidade S.I. ser o m3.mol-1, é mais usual apresentar o volume molar em dm3.mol-1.

Química


  • Quantificação de Substâncias:

  • Número de Avogadro

  • Mole

  • Massa Molar



Mole:
-Mole———> mol(símbolo) a mole é um número.

-A mole é a unidade da grandeza de quantidade de substância que se caracteriza pelo símbolo n.


Uma mole são 6x1023 (este valor constitui o número de avogadro).



  • Massa Molar

A massa molar de uma substância corresponde à massa de um mole dessa substância.

m

N=------


M

A massa molar é a massa de um mol de átomos de qualquer elemento. A massa molar de um elemento é numericamente igual à massa desse elemento em unidades de massa atómica; logo, sabendo a massa atómica de um elemento, sabe-se também a sua massa molar. Esta é representada cientificamente pela letra "M".


Raio Atómico
Devido às reduzidas dimensões que os átomos possuem não é possível medi-los. Mas, quando estes se encontram ligados uns aos outros, torna-se possível, através de métodos de difração, conhecer as distâncias internucleares e, a partir daí, estimar os valores dos diferentes raios atómicos. O raio atómico pode ser definido como a distância média, ao núcleo, dos eletrões que se situam na camada mais afastada do próprio núcleo. No caso de um metal, o raio atómico é igual a metade da distância entre os núcleos de dois átomos adjacentes.
A partir do esquema da Tabela Periódica verifica-se que, de um modo geral, o raio atómico aumenta ao longo de um grupo e diminui ao longo de um mesmo período. Ao longo do grupo aumenta o raio atómico devido ao facto dos eletrões de valência se encontrarem cada vez mais afastados do núcleo e, consequentemente, haver uma maior dimensão do átomo. Ao longo do período diminui o raio atómico pois aumenta a carga nuclear (carga positiva do núcleo), sendo os eletrões cada vez mais atraídos para o núcleo, o que provoca uma contração da nuvem eletrónica.


Raio Iónico
O raio iónico, como o próprio nome indica, refere-se ao valor designado para o raio de um ião num sólido cristalino, baseado no pressuposto de que os iões possuem uma forma esférica. Este pode ser usado na difração de raios X para medir a distância internuclear em sólidos cristalinos.
Os iões apresentam um tamanho superior ou inferior ao do átomo de onde provêm consoante sejam aniões (iões negativos) ou catiões (iões positivos). Assim, se um átomo se transforma num catião há remoção de eletrões de valência. Como o catião possui menos eletrões de valência, embora a carga nuclear não varie, as repulsões
eletrão-eletrão diminuem e a força de atração que o núcleo exerce sobre eles aumenta, provocando uma contração da nuvem eletrónica. Deste modo, um catião tem uma dimensão inferior à do átomo que o origina, pelo que o raio atómico é maior que o raio do catião. No caso de um átomo se transformar num anião, há captação de eletrões. Embora a sua carga nuclear não varie, aumenta o número de eletrões e, por este motivo, as repulsões eletrão-eletrão aumentam também.
Observa-se uma expansão da nuvem eletrónica. Desta forma, um anião possui uma dimensão superior à do átomo que o originou, pelo que o raio atómico é menor que o raio do anião. De entre dois iões com carga igual, aniões ou catiões, apresenta maior raio iónico o que tiver maior número atómico. Na Tabela Periódica, o raio iónico, regra geral, aumenta ao longo de um grupo e diminui ao longo de um período.







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