Massa Molecular e Quantidade Química

A massa molecular relativa (Mr) calcula-se através da soma das massas atómicas relativas dos elementos que constituem a substância. Por exemplo, para o O₂, temos Mr(O₂) = 2 × 16,00 = 32,00, e para a água, Mr(H₂O) = 2 × 1,008 + 16,00 = 18,02.

A matéria pode ser observada em duas escalas: a macroscópica (visível a olho nu) e a microscópica (partículas invisíveis). Como um átomo é 10⁹ vezes menor que um grão de arroz, precisamos de uma unidade especial para lidar com estas quantidades: o mol.

Um mol é a quantidade de matéria que contém tantas partículas quanto o número de Avogadro $NA = 6,022 × 10²³$. Assim, 1 mol de qualquer substância contém sempre este número de partículas. A relação matemática é dada por N = NA × n, onde N é o número de partículas e n a quantidade de substância.

💡 Pensa nisto: Um mol de qualquer substância contém sempre o mesmo número de partículas (6,022 × 10²³), seja de átomos, moléculas ou iões!

A massa molar (M) é a massa de um mol de substância, expressa em g/mol. Para calcular a quantidade de matéria, usa-se a fórmula n = m/M, onde m é a massa e M a massa molar. Por exemplo, 36,04 g de água correspondem a 2 mol, pois 36,04 ÷ 18,02 = 2.

Erros e Incertezas nas Medições

Todas as medições têm um carácter aproximado, sendo impossível obter uma medida perfeita devido às incertezas. Os erros experimentais podem ser de dois tipos principais: sistemáticos e aleatórios.

Os erros sistemáticos afetam todas as medições no mesmo sentido e podem ser corrigidos se identificarmos a sua causa. Surgem de calibrações incorretas, posições inadequadas do operador ou condições ambientais fora do padrão para o aparelho.

Já os erros aleatórios resultam de fatores ocasionais incontroláveis. Não podem ser eliminados completamente, apenas minimizados. Estes erros derivam de limitações da visão humana, flutuações nas condições ambientais ou limitações próprias dos aparelhos de medição.

🔍 Lembra-te: A diferença entre precisão e exatidão é fundamental! Uma medida precisa não é necessariamente exata, e vice-versa.

A exatidão indica a proximidade entre o valor medido e o valor verdadeiro (geralmente um valor tabelado). Está relacionada com os erros sistemáticos. A precisão, por outro lado, refere-se à proximidade entre valores de medições repetidas, relacionando-se com os erros aleatórios. O valor mais provável é calculado através da média aritmética dos valores obtidos.

Incertezas e Algarismos Significativos

A incerteza absoluta (δx) de uma medição é o maior dos desvios em relação ao valor médio. Quanto maior for a dispersão das medidas, mais erros aleatórios estão a afetar as medições. O desvio de cada medida (i) é calculado pela fórmula d​i = |x​i - x̄|.

A incerteza relativa (δr) é calculada através do quociente entre a incerteza absoluta e o valor médio: δr = δa/x̄. Quando conhecemos o valor tabelado, podemos avaliar a exatidão através do erro absoluto: εa = |xmedido - xtabelado|.

O erro relativo (εr) é obtido pelo quociente entre o erro absoluto e o valor tabelado, geralmente expresso em percentagem: εr(%) = $εa/xtabelado$ × 100. Esta medida dá-nos uma melhor noção da dimensão do erro.

📏 Dica prática: Nos aparelhos digitais, a incerteza é o primeiro algarismo à direita, enquanto nos analógicos é metade da menor divisão da escala.

Os algarismos significativos são todos os algarismos que é possível conhecer com certeza, mais o primeiro algarismo incerto. Contam-se da esquerda para a direita, começando no primeiro algarismo diferente de zero. São fundamentais para expressar corretamente os resultados das medições.

Espectros e Energia dos Eletrões

Os espectros atómicos são espectros de riscas produzidos quando átomos emitem ou absorvem radiação. A energia de uma risca relaciona-se com a sua frequência pela expressão: Efotão = h × f, onde h é a constante de Planck $6,63 × 10^-34 J·s$.

O espectro eletromagnético é o conjunto de todas as formas de luz (visível e invisível) ordenadas por comprimento de onda ou frequência. Inclui ondas de rádio, micro-ondas, infravermelhos, luz visível, ultravioletas, raios X e raios gama, em ordem crescente de energia.

Existem diferentes tipos de espectros: os de emissão (contínuos ou descontínuos) e os de absorção (sempre de riscas). As riscas de Fraunhofer são linhas negras (de absorção) no espectro solar. É interessante notar que as frequências absorvidas e emitidas por um mesmo elemento são idênticas.

🔍 Aplicação real: Cada elemento químico possui um padrão único de riscas espectrais, funcionando como uma "impressão digital" que permite identificá-lo. A espectroscopia atómica é utilizada em investigação criminal, controlo de qualidade alimentar e metalurgia!

A espectroscopia permite detetar elementos químicos em amostras por comparação com espectros de referência. Esta técnica baseia-se no facto de que cada risca apresenta uma frequência específica, característica do elemento que a produziu.

Modelos Atómicos e Transições Eletrónicas

Segundo o modelo de Bohr, o eletrão move-se em órbitas circulares fixas em torno do núcleo, cada uma associada a um determinado valor de energia. A energia dos eletrões é quantizada, ou seja, só pode assumir certos valores específicos.

Quando um eletrão permanece numa órbita, não absorve nem emite energia. A emissão de energia ocorre quando o eletrão transita de um nível energético mais externo para um mais interno. Cada transição corresponde a uma risca no espectro atómico de emissão.

O modelo da nuvem eletrónica representa uma evolução, mostrando a densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo. Quanto mais densa é a nuvem, maior a probabilidade de aí se encontrar o eletrão, existindo uma elevada probabilidade de o encontrar perto do núcleo.

⚡ Visualiza isto: Quando um eletrão "salta" de um nível energético mais alto para um mais baixo, liberta energia na forma de luz com uma frequência específica, criando uma risca colorida no espectro!

As séries espectrais do átomo de hidrogénio (Lyman, Balmer e Paschen) correspondem a transições para os níveis n=1, n=2 e n=3, respetivamente. A série de Balmer produz radiação na região visível do espectro, enquanto Lyman produz ultravioleta e Paschen, infravermelho.

Níveis, Subníveis e Orbitais Atómicas

Nos átomos polieletrónicos, os eletrões distribuem-se por níveis e subníveis de energia. Os níveis são designados por números inteiros (1, 2, 3...), enquanto os subníveis são identificados por letras (s, p, d, f). O nível 1 contém apenas o subnível s, o nível 2 contém os subníveis s e p, e o nível 3 contém s, p e d.

As orbitais são regiões do espaço onde existe maior probabilidade de encontrar o eletrão. Classificam-se em tipos s, p, d e f, com formas geométricas distintas. As orbitais tipo s são esféricas, enquanto as tipo p apresentam dois lóbulos simétricos orientados segundo os eixos x, y e z.

As orbitais tipo d têm formas geométricas mais complexas, com cinco possibilidades de orientação. Para qualquer tipo de orbital, quanto maior o número quântico principal (n), maior o seu tamanho. Cada nível de energia n possui n² orbitais no total.

🔄 Conexão importante: Num átomo de hidrogénio, todas as orbitais do mesmo nível têm a mesma energia. Mas em átomos polieletrónicos, a energia depende tanto de n como do tipo de orbital!

A energia das orbitais segue geralmente a ordem: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d. Em átomos com um só eletrão, as orbitais do mesmo nível têm a mesma energia, mas em átomos com vários eletrões, a energia depende também do tipo de orbital devido às interações entre eletrões.

Configuração Eletrónica e Regras de Preenchimento

Em átomos polieletrónicos, a energia das orbitais depende tanto do número quântico principal (n) como do tipo de orbital. Esta diferença surge devido às interações entre os vários eletrões presentes no átomo.

Cada eletrão possui um spin - um movimento de rotação intrínseco que pode ter dois valores: +1/2 $anti-horário$ ou -1/2 (horário), representados pelas setas ↑ e ↓. Esta propriedade é fundamental para entender como os eletrões se distribuem nas orbitais.

A configuração eletrónica mostra como os eletrões estão distribuídos pelas várias orbitais atómicas. Para determinar esta distribuição, seguem-se três regras fundamentais:

1. Os eletrões ocupam as orbitais por ordem crescente de energia: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d...
2. O Princípio de Exclusão de Pauli estabelece que uma orbital pode conter no máximo dois eletrões, que devem ter spins opostos.
3. A Regra de Hund diz que, ao preencher orbitais de mesma energia, primeiro distribui-se um eletrão em cada orbital antes de iniciar o emparelhamento.

🧠 Simplificando: Pensa no preenchimento das orbitais como num hotel: primeiro ocupam-se os quartos mais baratos (menor energia), cada quarto aceita no máximo 2 pessoas (Pauli), e as pessoas preferem ficar sozinhas antes de partilhar quartos (Hund).

Os eletrões de valência (último nível de energia) são particularmente importantes, pois determinam as propriedades químicas do elemento. Por exemplo, no carbono, 1s está completamente preenchida, enquanto 2px e 2py estão semipreenchidas.