2-Estrutura_atmica_

Prévia do material em texto

Estrutura atômica
Prof. Dr.: Francimauro Morais
1
31/03/2022
400 a.C.-Leucipo Demócrito
1803 - Dalton
1903 - Thomson
1911/1913 Rutherford - Bohr
1916 - Sommerfeld
1923 - Planck Heizenberg
Teorias atômicas
No século V a. c., o filósofo grego Demócrito exprimiu a crença de que toda a matéria consistia em partículas, muito pequenas e indivisíveis, às quais ele chamou de átomos (que significa indivisível). 
Demócrito
400 a.C.-Leucipo Demócrito
	O trabalho de Dalton marcou o início da era moderna da química. As hipóteses de Dalton se baseia podem ser resumidas da seguinte forma:
1. Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas chamadas de átomos.
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos, tendo a mesma dimensão, massa e propriedades químicas. Os átomos de um elemento são diferentes dos átomos de todos os outros elementos.
3. Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento. Em qualquer composto, a razão entre os números de átomos de quaisquer dois elementos presentes é um número inteiro ou uma fração simples.
1803 - Dalton
Dalton
4. Uma reação química envolve apenas a separação, a combinação ou o rearranjo dos átomos: não resulta na sua criação ou destruição.
Postulados de dalton
 LEI DE LAVOISIER: Lei da conservação das massas.
 LEI DE PROUST: Lei das proporções constantes.
 LEI DE DALTON: Lei das proporções múltiplas.
LEI DE LAVOISIER 
Lei da Conservação das Massas
C + O2  CO2 
+
 Partículas iniciais e finais são as mesmas  massa iguais.
LEI DE PROUST 
Lei das Proporções Constantes
C + O2  CO2 
 Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão.
+
+
2C + 2O2  2CO2 
LEI DE DALTON 
Lei das Proporções Múltiplas
C + O2  CO2 
+
2C + O2  2CO 
+
 Mudando a reação, se a massa de um participante permanecer constante, a massa do outro varia segundo valores múltiplos.
O elétron
Na década de 1890 muitos cientistas foram “apanhados” pelo estudo da radiação, a emissão e transmissão de energia através do espaço na forma de ondas. 
	O físico inglês J. J. Thomson usou a ampola de raios catódicos e o seu conhecimento da teoria eletromagnética para determinar a razão entre a carga elétrica e a massa de um elétron. 
	Thomson ajustou as forças dos campos de modo que os efeitos pudessem se anular. permitindo que os elétrons percorressem uma trajetória retilínea em direção à tela. O conhecimento das forças resultantes nessa reta possibilitou que ele chegasse ao valor de 1,76 x 108 coulombs por grama, para a razão entre a carga elétrica do elétron e sua massa.
Figura. Tubo de raios catódicos com campos elétrico e magnético perpendiculares. Os raios catódicos (elétrons) originam-se no cátodo e são acelerados em direção ao ânodo, que tem um orifício no centro. Um feixe estreito de elétrons atravessa o furo e atinge a tela fluorescente.
Thomson
	Em 1909, Robert Millikan (1868- 1953, conseguiu medir a carga de um elétron realizando o experimento descrito na Figura 2.5. Ele. então, calculou a massa do elétron, utilizando seu valor experimental para a carga, 1,602 X 10-19 C, e a razão de Thomson entre a carga e a massa do elétron, 1,76 x 108 C/g.
Figura 2.5 Experimento da gota de óleo de Millikan para medir a carga do elétron. Pequenas gotas de óleo são borrifadas sobre placas eletricamente carregadas. As gotas absorvem elétrons extras devido à irradiação por raios X e ficam, assim, carregadas negativamente. Millikan mediu como a variação da tensão entre as placas afetou a velocidade da queda das gotas. A partir desses dados. calculou a carga negativa nas gotas. Uma vez que a carga em qualquer gota era sempre um múltiplo inteiro de 1,602 x 10-19 C. Millikan deduziu que esse valor correspondia à carga de um único elétron.
	Em 1896, o cientista francês Henri Becquerel (1852- -1908) descobriu que compostos de urânio emitem espontaneamente radiação de alta energia. Essa emissão espontânea de radiação é chamada de radioatividade. Inspirada pela descoberta de Becquerel, Marie Curie e seu marido, Pierre, começaram a realizar experimentos para identificar e isolar a fonte da radioatividade no composto e concluíram que eram os átomos de urânio.
	Outro estudo sobre a radioatividade, realizado pelo cientista britânico Ernest Rutherford, revelou três tipos de radiação: alfa (α), beta (β) e gama (γ). Os caminhos percorridos pelas radiações α e β são perturbados por um campo elétrico, embora em direções opostas; a radiação γ não é afetada pelo campo (Figura 2.7). Rutherford ( 1871- 1937) foi uma figura muito importante nesse período da ciência atômica.
Henri becquerel
Marie curie
Pierre curie
Rutherford
Figura 2.7 O comportamento dos raios alfa (α), beta (β) e gama (γ) em um campo elétrico.
	Experimentos subsequentes levaram ao descobrimento de partículas positivas (prótons) e neutras (nêutrons) no núcleo. Os prótons foram descobertos em 1919 por Rutherford c os nêutrons em 1932, pelo cientista britânico James Chadwick ( 1891- 1972). Dessa forma, o átomo é então composto por elétrons, prótons c nêutrons.
Figura 2. 9 Experimento de espalhamento α de Rutherford. Quando as partículas α atravessam uma folha de ouro, a maioria não sofre desvios, mas algumas são desviadas em ângulos bem grandes. Segundo o modelo do pudim de ameixas do átomo, as partículas deveria sofrer desvios muito menores. O modelo nuclear do átomo explica por que algumas partículas são desviadas com ângulos grandes. Embora o átomo nuclear tenha sido ilustrado aqui como uma esfera amarela, é Importante perceber que a maior parte do espaço em torno do núcleo contém apenas elétrons de pouca massa.
Estrutura Atômica moderna
Átomo : Prótons + Néutrons + Elétrons
Cada elemento químico é caracterizado pelo número de prótons no seu núcleo, ou seu número atômico (Z).
A massa atômica de um átomo específico pode ser expressa como a soma das massas dos prótons e néutrons no interior do seu núcleo.
Pergunta: Todos os átomos de um mesmo elemento químico possuem a mesma massa atômica?
Z varia de 1 (H) a 92 (U), considerando apenas os elementos que ocorrem naturalmente.
Isótopos : Átomos do mesmo elemento químico, mas com diferentes número de néutrons.
1 uma = equivale a 1/12 da massa atômica do isótopo mais comum do carbono, o carbono 12 (12C). Assim, cada elemento químico terá um peso atômico expresso em uma.
Peso atômico : Corresponde à média ponderada das massas atômicas dos isótopos do átomo que ocorrem naturalmente. A unidade de massa atômica (uma) é usada para calcular o peso atômico.
A massa molar de um elemento corresponde à massa de 6,02 . 10 23
atomos daquele elemento. O mesmo vale para um composto ou molécula.
Pergunta: Qual a massa de um átomo de Ferro? 
Qual a massa de um mol de Al2O3?
A massa de 6,02.10 23 átomos (número de avogrado) de 12C = 12 g. Então, 1 uma/átomo = 1 g/mol. 
Estrutura Atômica (Elétrons nos átomos)
Modelo atômico de Bohr : assume que os elétrons circulam ao redor do núcleo atômico em orbitais discretos e a posição de qualquer elétron particular está mais ou menos bem definida em termos do seu orbital. E as energias dos elétrons só podem variar de maneira discreta.
Bohr foi um dos precursores da Mecânica Quântica
A energia de um elétron pode mudar, mas para fazê-lo o elétron deve realizar um salto quântico para um estado de energia permitido mais elevado (com absorção de energia) ou para um estado de energia permitido mais baixo (com emissão de energia).
	A figura abaixo mostra os três primeiros níveis de energia permitidos para o elétron do hidrogênio
OBS.
O nível zero de referência corresponde ao elétron sem qualquer ligação, ou seja, o elétron livre.
O modelo de Bohr representa uma tentativa de descrever os elétrons nos átomos, em termos tanto de posição (orbitaiseletrônicos) quanto da energia (níveis de energia quantizados)
A incapacidade do modelo de Bohr de explicar vários fenômenos envolvendo os elétrons conduziu a um modelo mecânico-ondulatório. Neste, o elétron possui características tanto de uma onda como de uma partícula.
Neste novo modelo a posição do elétron é considerada como a probabilidade de um elétron estar em locais ao redor do núcleo. A posição é descrita por uma distribuição de probabilidades, ou uma nuvem eletrônica.
Números quânticos
Cada elétron é caracterizado por quatro parâmetros conhecidos como números quânticos. 
O primeiro número quântico (n), chamado principal, define a camada. Este pode assumir valores inteiros a partir da unidade: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Algumas vezes essas camadas são designadas por K, L, M, N, O ... e assim por diante
O segundo número quântico (l) define a subcamada, que é identificada por uma letra minúscula s, p, d, f; ele está relacionado à forma da subcamada. A quantidade dessas subcamadas está limitada pelo valor de n. 
Números quânticos
O número de estados energéticos para cada subcamada é determinado pelo terceiro número quântico, ml. Para uma subcamada s existe um único estado energético, enquanto para as subcamadas p, d e f existem, respectivamente, três, cinco e sete estados de energia. Na ausência de campo magnético externo, os estados dentro de cada subcamada são idênticos.
Associado a cada elétron há momento de spin (momento de rotação). O quarto número quântico, ms, está relacionado a este momento de spin, para o qual existem dois valores possíveis (+1/2 e -1/2)
Este numero quântico só pode assumir dois valores: + ½ indica um elétron ↑ e - ½ indica um elétron ↓
Formatos dos orbitais s, p, d e f
A figura abaixo mostra as energias relativas dos elétrons para várias camadas e subcamadas
Configurações eletrônicas
Como são preenchidos os estados quânticos em um átomo isolado (gás)? Para isso fazemos uso do Princípio de Exclusão de Pauli.
Princípio de Exclusão de Pauli: Cada estado eletrônico pode comportar no máximo dois elétrons, os quais devem possuir spins opostos.
Os elétrons preenchem os estados energéticos mais baixos possíveis nas camadas e subcamadas eletrônicas, dois elétrons (que possuem spins opostos) por estado.
Elétrons de valência
São aqueles que ocupam a camada mais externa. São estes elétrons que participam da ligação entre os átomos para formar agregados atômicos e moleculares.
Muitas das propriedades físicas e químicas dos sólidos estão baseadas nestes elétrons de valência.
Alguns átomos possuem o que é denominado configuração eletrônica estável, isto é, os estados na camada eletrônica mais externa, ou de valência, estão completamente preenchidos Esses elementos (Ne, Ar, Kr, He) são os gases inertes, ou gases nobres, que são, virtualmente não reativos.
He : 1s2
Ne: 1s2 2s2 2p6
Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 
Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
A Tabela Periódica
Elementos posicionados em ordem crescente de número atômico, em sete fileiras horizontais chamadas de períodos
Todos os elementos localizados em uma dada coluna ou grupo, possuem estruturas semelhantes dos seus elétrons de valência, assim como propriedades físicas e químicas similares
Alcalinos
Alcalinos
terrosos
Metais de transição
Gases nobres
Halogênios
Metais de transição: possuem estados eletrônicos d parcialmente preenchidos e, em alguns casos, um ou dois elétrons na próxima camada energética mais elevada.
Metais : elementos eletropositivos, indicando que são capazes de ceder seus poucos elétrons de valência para se tornarem íons carregados positivamente
Os elementos situados no lado direito da tabela são eletronegativos, isto é, prontamente aceitam elétrons para formar íons carregados negativamente, ou algumas vezes compartilham elétrons com outros átomos.