Química Quântica

Química Quântica

Química Quântica

A Química Quântica propõe-se a utilizar as teorias da mecânica sobre estrutura atômica e, a partir das propriedades dos átomos, estudar as propriedades das moléculas, isto é, dos elementos e compostos químicos. Para isso, desenvolveu uma teoria da ligação químicas e métodos convenientes de cálculo das propriedades moleculares , distâncias e ângulos de ligação, momentos dipolares e parâmetros de reatividade em diferentes tipos de reações. Assim como se pode dizer que a mecânica quântica nasceu a 14 de dezembro de 1900, quando o físico alemão Max Palnck (1858-1947) apresentou à Sociedade Alemã de Física o trabalho em que introduzia o quantum de ação, a constante universal h (constante de Plank, de valor 6,55 x 10-27 ergs. s) e a equação E=hv, pode-se dizer que a química quântica nasceu no dia 27 de janeiro de 1926, quando a revista Annalen der Physik recebeu a primeira de quatro comunicações do físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961) com o título geral “A Quatização como um problema de valores próprios” da qual constava a sua equação independente do tempo.

A quarta comunicação, recebida a 21 de junho de 1926, com a sua equação dependente do tempo, completava o trabalho de Schrödinger, que iria ter a maior influência na física teórica e servir de base para várias disciplinas hoje florescentes, aprofundando a compreensão dos fenômenos físicos e químicos e levando ao desenvolvimento de uma nova teoria da valência e da ligação química. Para o elétron, como para outras partículas subatômicas, ao contrários dos corpos em movimentos da mecânica clássica, não é possível saber exatamente posição e momento nem calcular trajetórias: é o princípio da incerteza, de Heisenberg, formulado em 1927 pelo físico alemão Werner Karl Heisenberg (1904-1976). Mas o elétron existe em determinada região do espaço e é possível calcular a probabilidade do espaço de sua localização em determinada região. Essa probabilidade em que tem que ser, por definição, uma função sempre positiva, podendo ter qualquer valor entre 0 e 1. Segundo Max Born (1882-1970), a função de onda é a grandeza tal que seu quadrado, mede a probabilidade de encontrar-se o elétron em determinada região.

Essa região é chamada na química quântica atual de orbital, em oposição às órbitas fixas das teorias atômicas anteriores a Schrödinger. Os orbitais podem ter somente determinadas fórmulas, classificando-se em esférica segundo sua forma. Os orbitais tem níveis de energia discretos, crescentes, que são os únicos que os elétrons podem ocupar. Existem em cada nível p (2p, 3p etc.) 3 orbitais de mesma energia , 7 orbitais f de mesma energia etc. Os orbitais de mesma energia são chamados ‘degenerados’. Cada orbital só pode ser ocupado por dois elétrons , com spin desemparelhado. É o princípio da exclusão, de Pauli, formulado pelo físico austríaco Wolfgang Pauli (1900-1958). Esses postulados permitem saber como estão arrumados os elétrons nos orbitais de um átomo qualquer. Assim, combinado-se os orbitais atômicos de acordo com as regras simples calculando-se matematicamente qual a combinação de funções de onda que torna mínima a energia do orbital molecular com base na equação de Schrödinger, tem-se um orbital molecular onde podem estar os elétrons de ligação: um de energia mínima chamado estado fundamental da molécula. Há outras combinações permitidas pela teoria, que dão orbitais de energia cada vez maior; Quando a energia chega a igualar a dos orbitais componentes, o orbital molecular é chamado não ligante e quando ultrapassa essa energia é chamado antiligante. Os elétrons só ocupam orbitais em estados excitados. Quando surgiu a equação de Schrödinger, o físico inglês paul Adrien maurice Dirac (1902-) disse que: “as leis físicas necessárias para teoria matemática de uma grande parte da física e da química inteira já estão completamente conhecidas e a dificuldade está apenas em que a aplicação dessas leis leva a equações muito complicadas para erem solúveis”. Embora só tenham sido encontradas soluções exatas para poucos átomos e íons, desenvolveram-se métodos empíricos aproximados que permitiram a extensão da teoria a sistemas multieletrônicos e a sistemas conjugados, com elétrons, como o benzeno e outros mais complicados. Para o benzeno, por exemplo, o método de Huckel devido ao físico alemão Erich Huckel (1896- ) calcula 6 orbitais, 3 de ligação, que acomodam os 6 elétrons ? do Benzeno, dois a dois, e 3 de antiligação, que só são utilizados em estados excitados. Para o naftaleno, com 10 elétrons ? , eles são 5 de cada tipo. Além da teoria de Huckel, desenvolveram-se outras teorias - a dos Campos ligantes é a principal - , que permitem explicar a ligação e calcular as propriedades moleculares nos compostos de coordenação, especialmente nos complexos de metais ou íons metálicos com complexantes (ligantes) orgânicos e inorgânicos. Além dos orbitais s, p, d, f, a química quântica usa orbitais hídricos, sp3, sp2, e sp para o carborno tetraédrico ,trigonal (olefínico) ou digonal (acentilênico), respectivamente; sp2d para o cobre quadrangular em complexos de cobre divalente; sp3d2 para o cobalto octaédrico em complexos de cobalto trivalente etc. A hibridação é um artifício do químico para explicar, por exemplo, a tetravalência do carbono e a disposição tetraédrica de suas valências. Entretanto, o químico norte-americano Linus Carl Pauling (1901 - ) afirma que, se a mecânica quântica tivesse sido desenvolvida por químicos e não por espectroscopistas, os orbitais hídricos seriam os usados no cálculo e não os outros. Para efeito de cálculo, é indiferente usar uns ou outros, pois os hídricos atuais deduzem-se dos não-hídricos (ou puros).

Recentemente, a química quântica foi enriquecida com novos métodos qualitativos de fácil utilização, como a teoria das relações de simetria em orbitais, dos químicos norte-americanos Rubert Burns Woodward (1917 - )e Roald Hofmann, em que uma série de reações pode ter o seu curso previsto quando se conhece a simetria do orbital demais alta energia ocupado. Essa teoria aplica-se especialmente a sistemas com elétrons e permite explicar diferenças entre rações no estado fundamental da molécula (via térmica) e reações no estado excitado (reações fotoquímicas por exemplo) Pode-se resumir dizendo que a química quântica permitiu aprofundar o conhecimento do que se passa no interior dos átomos e das moléculas, constituindo ainda hoje um campo de pesquisa muito ativo. Houve sábios que previram que ela daria solução a todos os problemas da química e, embora tudo indique que esse ideal não será atingido, sua contribuição foi e continua sendo inestimável para o estudo e compreensão dos fenômenos químicos. Com o advento e o emprego cada vez maior de métodos físicos e da química quântica, há alguns físicos e químicos que pensam que a química acabou, que se está reduzindo a um capítulo da física. Essa afirmação é facilmente refutável, pois a física enriquece a química e vice-versa; os pesquisadores de cada uma das duas ciências são obrigados a conhecer cada vez mais profundamente alguns aspectos da outra, pois elas têm alguns problemas comuns. Preocupam-se, porém, com coisas diferentes; o químico estuda o átomo e a molécula para compreender as reações químicas, enquanto físico estuda as reações para compreender o que se passa com as moléculas e os átomos. Pelo menos em futuro previsível, as duas ciências conservarão sua diversidade de pontos de vista ao encarar os fenômenos naturais, diversidade que lhes dá o mesmo status de ciências distintas, ao mesmo tempo autônomas, com objetivos e métodos próprios, e interdependentes./ Taba/ Nabu.

Fonte: www.megatimes.com.br