Química Geral - EstruturaAtômica

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Estrutura Atômica
QUÍMICA GERAL I
LIC + BAC: QUÍMICA
2010/1
Modelos atômicos
A origem da palavra átomo
 A palavra átomo foi utilizada pela primeira vez na Grécia antiga, por volta de 400 aC. Demócrito (um filósofo grego) acreditava que todo tipo de matéria fosse formado por diminutas partículas que denominou átomos (sem divisão). Acreditava-se que tais partículas representavam a menor porção de matéria possível, ou seja, eram indivisíveis. Como esta idéia não pôde ser comprovada por Demócrito e seus contemporâneos, ela ficou conhecida como 1º modelo atômico, mas meramente filosófico.
Modelo Atômico de Dalton
As idéias de Demócrito permaneceram inalteradas por aproximadamente 2200 anos. Em 1808, Dalton retomou estas idéias sob uma nova perspectiva: a experimentação.  
Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas, chegou à conclusão de que os átomos realmente existiam e que possuíam algumas características:
- Toda matéria é formada por diminutas partículas esféricas, maciças, neutras e indivisíveis chamadas átomos.  
- Existe um número finito de tipos de átomos na natureza.
- A combinação de iguais ou diferentes tipos de átomos originam os diferentes materiais.
Modelo Atômico de Thomson (1898) 
Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um modelo de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons.
Modelo Atômico de Rutherford (1911)  
Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas. Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco (ZnS).
Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou  que muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas "alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo, constituído  por prótons.
Modelo Atômico de Rutherford
modelo planetário do átomo
Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico proposto por Thomson.
Modelo  de Niels Bohr (1913)
De acordo com o modelo atômico  proposto por Rutherford, os elétrons ao girarem  ao redor do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o mesmo. 
Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria (1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck.
A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados: 
1º Postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia.
Modelo  de Niels Bohr
2º Postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando como  exemplo, uma barra de ferro aquecida ao rubro).
 
 
Um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia.
O átomo só pode liberar ou absorver energia em quantidades iguais a múltiplos inteiros de quanta. E = h.f onde E = é a energia do fóton (quantum de energia)
h = constante de Planck
f = freqüência da radiação emitida ou absorvida
Modelo Atômico de Sommerfeld (1916)
Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos: s, p, d, f 
 Princípio da dualidade da matéria de Louis de Broglie 
Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma equação matemática, que "qualquer corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório". Desta maneira o elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda, obedecendo assim, às leis dos fenômenos ondulatórios, como acontece com a luz e o som. 
Modelo Atômico do Orbital (1927):
Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital“.
 Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probalidade de se encontrar o elétron.
Princípio da incerteza:Heisenberg
Fundamentada na hipótese proposta por Broglie onde todo corpúsculo atômico pode comportar-se como onda e como partícula (comportamento dualista), Heisenberg, em 1925, postulou o princípio da incerteza: “é impossível determinar ao mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron”. Desta forma os elétrons passam a ocupar regiões, onde é máxima a probabilidade de estarem (Orbitais).
Modelo atômico de Schrödinger 
A partir das equações de Schrödinger não é possível determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.
Resumo da evolução cronológica dos modelos atômicos.
O modelo atômico atual
O átomo é eletricamente neutro, por possuir números iguais de elétrons e prótons. 
Cada elemento se caracteriza por possuir um número de elétrons que se distribuem nos diferentes níveis de energia do átomo correspondente. 
Os níveis energéticos ou camadas, são denominados pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q. 
Cada camada possui uma quantidade fixa de elétrons. A camada mais próxima do núcleo K, comporta somente dois elétrons; a camada L, imediatamente posterior, oito, e assim sucessivamente. 
As propriedades físico-químicas de um determinado elemento são predominantemente dadas pela sua configuração eletrônica, principalmente pela estrutura da última camada, ou camada de valência. 
Níveis eletrônicos de energia
Para os átomos conhecidos atualmente, os elétrons ocupam 7 níveis de energia (camadas de elétrons), representados por letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q , e identificados através de "números quânticos", denominados "principais" ou "primários", que são, respectivamente: 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7. A quantidade de elétrons que o átomo de número atômico 112 apresenta ocupando cada nível são, respectivamente: 2, 8, 18, 32, 32, 18 e 2. O átomo 118 possivelmente apresentará a mesma configuração eletrônica, apenas distribuindo 8 elétrons no nível Q.
Os subníveis eletrônicos
Os subníveis eletrônicos são subdivisões das camadas eletrônicas. Eles são designados pelas letras minúsculas, s, p, d, f, g, h etc.
A camada K é formada pelo subnível s.
A camada L é formada pelos subníveis s e p.
A camada M é formada pelos subníveis s, p e d.
A camada N é formada pelos subníveis s, p, d e f.
E assim sucessivamente.
 
Cada subnível comporta um número máximo de elétrons:
subnível s: 2 elétrons 
subnível p: 6 elétrons 
subnível d: 10 elétrons 
subnível f: 14 elétrons 
Formas geométricas dos orbitais
Atualmente são conhecidos quatro tipos de orbitais: s, p, d e f, os quais apresentam as seguintes formas geométricas:
Orbital s – esfericamente simétrico ao redor do núcleo 
Os orbitais  p  possuem forma de halteres
Formas geométricas dos orbitais
Orbital p – tem três regiões de probabilidade, dispostas no espaço, segundo três eixos triortogonais (x, y e z): 
Formas geométricas dos orbitais
orbital d – tem cinco regiões de maior probabilidade, sendo duas sobre os eixos e três entre os eixos triortogonais: quatro deles têm forma de 4 lóbulos de sinais alternados (dois planos nodais, em diferentes orientações espaciais ), e o último é um duplo lóbulo rodeado por um anel ( um duplo cone nodal ). 
Formas geométricas dos orbitais
orbital f – é bastante complexo, com sete regiões de maior probabilidade mostradas na
figura abaixo: 
Números Quânticos:
 Os números quânticos descrevem as energias dos elétrons nos átomos e são de enorme relevância quando se trata de descrever a posição dos elétrons nos átomos. Estes identificam qualquer elétron de um átomo, dando uma relação matemática da posição e energia do elétron dentro de um cálculo de probabilidade.
Existem quatro números quânticos que identificam cada elétron::
número quântico principal - n; 
número quântico secundário ou azimutal - l; 
número quântico magnético - m 
número quântico de spin - s 
Números Quânticos:
 Número quântico principal (n): este número quântico localiza o elétron em seu nível de energia. Ele assume valores que vão de 1 até o infinito, mas para os átomos conhecidos atualmente com, no máximo, 7 camadas teremos uma variação de 1 até 7. 
 n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 
Nível
1
2
3
4
5
6
7
Camada
K
L
M
N
O
P
Q
Número quântico secundário ou azimutal (l): localiza o elétron no seu subnível de energia e dá o formato do orbital. Pode assumir valores que vão desde ZERO até n - 1. Para átomos conhecidos: l = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 
Cada valor de nível "l" indica a presença de um subnível. Os subníveis são representados pelas letras minúsculas s, p, d, f, g, h, i, etc...
 
 
Valor de “l”
0
1
2
3
4
5
6
Subnível
s
p
d
f
g
h
i
Números Quânticos:
Sempre existirá, para cada nível: 1 orbital s, 3 orbitais p e 5 orbitais d e 7 orbitais f. Como cada um destes podem comportar até 2 elétrons pode-se esperar que o número de elétrons que estes orbitais podem acomodar é: 
Formato dos Orbitais 
subnívels
1 orbital s - uma única orientação
subnívelp
3 orbitais p - 3 orientações:px;py;pz
subníveld
5 orbitais d - 5 orientações:dxy;dxz;dyz;dx2y2edz2
subnívelf
7 orbitais f - 7 orientações
Números Quânticos:
OBS:1 - Importante lembrar que os átomos terão um certo conjunto de orbitais atômicos independentemente de possuir elétrons ou não, em outras  palavras, um orbital atômico não deixa de existir só porque ele está vazio. 
2 - Em relação aos níveis de energia temos o seguinte: 
1° Nível   existe apenas o orbital atômico s
2° Nível  existem os orbitais s e p 
3° Nível  existem os orbitais s, p e d 
4° Nível  existem os orbitais s, p, d e f 
5° Nível  existem os orbitais s, p, d, f e g 
6° Nível  existem os orbitais s, p, d, f, g e h
7° Nível  existem os orbitais s, p, d, f, g, h e i 
3 - Normalmente não são representados os orbitais g, h e i, visto que não existe nenhum elemento químico conhecido que tenha um número de elétrons suficientes para preenchê-los.
Diagrama de Pauling
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10 
 
 Energia crescente
Os orbitais que tiverem uma energia menor deverão ser preenchidos primeiro.  
Números Quânticos:
Número quântico magnético(m): Localiza o elétron no orbital e dá a orientação espacial dos orbitais. O número quântico magnético pode assumir valores que vão desde  l até + l, passando pelo zero: m =  l,....0,....+l; sendo l = n° quântico secundário.
Valores de l
Subnível
Valores de m
Nº orbitais/orientações
0
s
0
1
1
p
1, 0, +1
3
2
d
2,1, 0, +1,+2
5
3
f
3,2,1, 0, +1,+2, +3
7
Números Quânticos:
Número quântico de spin (s): este número está relacionado com o movimento de rotação do elétron ao redor do seu próprio eixo. Como este movimento admite apenas dois sentidos, o n° quântico de spin, assume dois valores que são, por convenção: S = +1/2 e 1/2, indicando a probabilidade do 50% do elétron estar girando em um sentido ou no outro.
Por convenção, também, utiliza-se spin +1/2 para o primeiro elétron do orbital. 
 
 
 
Números Quânticos:
A tabela a seguir resume os significados de cada número quântico e os valores que eles podem assumir.
Nome
Símbolo
Significado do orbital
Faixa de valores
Número quântico principal
n
Camada
1, 2, 3......
Número quântico secundário
l
Subnível
0, 1, 2,........., n1
Número quântico magnético
m
Deslocamento de energia
l, l+1,....0, l1, l
Número quântico de spin
s
Spin
1/2, 1/2
Princípio de exclusão de W. Pauli
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais.
 Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos.
 Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos). 
Regra de Hund 
Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron. 
Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estabelecidas. 
Determinação dos Números Quânticos
Para determinarmos os valores dos números quânticos n, l, m e s de um elétron, baseamo-nos na distribuição eletrônica e nas seguintes informações: 
 3 p3 indica a quantidade de elétrons no subnível
 
 indica o número quântico secundário
 
 indica o número quântico principal
 
 
 
 
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Luz
A luz na forma como a conhecemos é uma gama de comprimentos de onda a que o olho humano é sensível. Trata-se de uma radiação eletromagnética pulsante ou num sentido mais geral, qualquer radiação eletromagnética que se situa entre as radiações infravermelhas e as radiações ultravioletas. As três grandezas físicas básicas da luz (e de toda a radiação eletromagnética) são: brilho (ou amplitude), cor (ou frequência), e polarização (ou ângulo de vibração). Devido à dualidade onda-partícula, a luz exibe simultaneamente propriedades de ondas e partículas
Diagrama da dispersão da luz através de um prisma
Natureza ondulatória da luz
 
Natureza ondulatória da luz
Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, λ, e uma amplitude, A.
• A frequência, ν, de uma onda é o número de ciclos que passam por um ponto em um segundo.
• A velocidade de uma onda, v, é dada por sua frequência multiplicada pelo seu comprimento de onda.
•Para a luz, velocidade= c.
Descrição física de uma onda
 
1 = Elementos de uma onda
2 = Distância
3 = Deslocamento
λ = Comprimento de onda
γ = Amplitude
Descrição física de uma onda
A equação universal da onda
 A forma mais simples desta equação é:
v = λ.f
 Onde:
 v: Velocidade da onda 
 λ: Comprimento de onda (a letra do alfabeto grego λ chama-se "lambda", sendo equivalente fonético do "l" latino) 
 f: Frequência de onda 
Modelo de Bohr para órbitas circulares
Órbita circular no átomo de um único elétron. 
Órbitas de Bohr para o átomo de hidrogênio
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Modelo de Bohr para órbitas circulares
O elétron possui carga -e e o núcleo carga +Ze. 
A força responsável pela coesão do átomo é a interação Coulombiana entre o elétron e o núcleo. 
O núcleo pode ser considerado como um ponto fixo. 
As órbitas são circulares. 
A emissão e a absorção de radiação ocorrem em conformidade com a hipótese de Einstein, ou seja, pela emissão ou absorção de um fóton. Partindo desta hipótese, a teoria deve levar a resultados em conformidade com: 
a fórmula fenomenológica de Rydberg-Ritz; 
as idéias clássicas, no limite adequado
Modelo de Bohr para órbitas circulares
Para que o elétron possa transitar de um estado estacionário para outro tem de haver emissão ou absorção de energia. Quando o átomo absorve energia – há excitação – e o elétron passa para um estado estacionário de energia superior. Quando o átomo emite energia – há desexcitação – e o elétron passa para um nível de energia inferior.
Modelo de Bohr para órbitas circulares
As riscas nos espectros devem-se à desexcitação, isto é, os elétrons emitem radiação quando regressam a níveis de energia mais baixos, radiação diferente
consoante as transições eletrônicas.
O nível energético de mais baixa energia é chamado estado fundamental.
Quando o elétron do átomo de hidrogênio transita para o 2º nível de energia diz-se que está no 1º estado excitado, quando transita para o 3º nível de energia diz-se que está no 2º estado excitado, e assim sucessivamente.
Espectro de emissão e absorção para o átomo de hidrogênio
A energia do elétron no átomo é a soma da energia cinética (positiva), devido ao seu movimento, e energia potencial (negativa) associada à sua interação com o núcleo, sendo o valor desta última superior em módulo (valor absoluto) Eelet = Ec + Ep ; Como │ Ep │ é maior que Ec <=> Eelet é menor que zero (a energia eletrônica é negativa).
À medida que o elétron se afasta do núcleo, a atração do núcleo sobre o elétron vai diminuindo, por isso a sua energia potencial vai diminuindo em módulo e a energia total vai aumentando, atingindo o valor máximo , zero , quando deixa de estar sob a ação do núcleo e diz-se que se situa no nível energético mais elevado (n =infinito).
Espectro de emissão e absorção para o átomo de hidrogênio
A energia de uma radiação que corresponde à excitação/desexcitação é sempre positiva:
Erad = Enível mais elevado - Enível mais baixo
Um estudo pormenorizado do espectro de emissão do átomo de hidrogênio revelou conjuntos de riscas nas zonas do ultravioleta, visível e infravermelho.
Concluiu-se que: 
As radiações ultravioletas – UV - correspondem a transições eletrônicas de estados excitados, n >1, para o estado fundamental – nível 1 (n = 1). O conjunto destas riscas define uma série espectral denominada série de Lyman;
Espectro de emissão e absorção para o átomo de hidrogênio
As radiações visíveis correspondem a transições dos elétrons de estados excitados n > 2 , para o nível 2. O conjunto destas radiações define uma série espectral denominada por série de Balmer;
As radiações infravermelhas – IV - correspondem a transições eletrônicas de estados excitados, n >3, para o nível 3. O conjunto destas radiações define uma série espectral denominada por série de Paschen.
Espectros de emissão atômica
A observação de espectros de emissão atômica fornece informações preciosas sobre a estrutura do átomo. O espectro de emissão do hidrogênio é descontínuo. Observam-se, na zona do visível, uma risca vermelha, uma azul, uma anil e outra violeta (por ordem crescente de energia). O fato dos espectros de riscas diferirem de elemento para elemento sugere que a constituição dos espectros esteja relacionada com a estrutura dos átomos. Se os átomos diferem de elemento para elemento, e os espectros também, provocou uma abordagem a modelos estruturais atômicos válidos para a descrição do mundo físico.
Séries de riscas no espectro do hidrogênio atômico
O espectro de emissão (ou de absorção) do átomo de hidrogênio é constituído de séries de linhas cujos comprimentos de onda associados são dados adequadamente pela fórmula fenomenológica de Rydberg. A expressão geral é devida ao físico sueco Rydberg (1854-1919), e pode apresentar-se da seguinte forma:
 em que f é a frequência da risca considerada, c a velocidade da luz no vazio e R uma constante (constante de Rydberg) de valor 1,097 x 107 m-1.
Diagrama dos níveis energéticos do átomo de hidrogênio, interpretativo das séries do espectro de riscas desse elemento
A orientação das setas refere-se à perda de energia de excitação do elétron no átomo e, portanto, à emissão de energia radiante sob a forma de fótons.
Neste diagrama estão indicadas algumas das transições eletrônicas correspondentes aos valores das energias dos fótons relativos às radiações que constituem as séries de Lyman, no ultravioleta, Balmer, no visível, e de Paschen, a que se seguiriam as séries de Brackett e Pfund, todas estas no infravermelho, do espectro do hidrogênio, no estado atômico.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
•Podemos mostrar que
•Quando
ni > nf, a energia é emitida.
•Quando
nf > ni, a energia é absorvida.
Espectros de linhas e o modelo de o Bohr
Esquema de níveis e espectro do átomo de hidrogênio. 
Espectros de linhas e o modelo de o Bohr
Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas.
Limitações do modelo de Bohr
Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio
Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas
Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.
Utilizando as equações de Einstein e de Planck, de Broglie mostrou: 
•O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é uma propriedade ondulatória.
•de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos.
O princípio da incerteza
O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente.
Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente.
 Mas podemos, baseando-nos na estatística, determinar a probabilidade de encontrar um elétron em determinada região.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula, com enfoque estatístico.
A resolução da equação leva às funções de onda, que definem o elétron em termos de energia, posição espacial no átomo, etc.
O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo e nos leva à definição de orbital.