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1 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Química Geral 1° Semestre Curso Anual de Química Prof. Alexandre Oliveira Assunto Página Módulo 01 – Modelos Atômicos 03 Módulo 02 – Distribuição Eletrônica e Periodicidade Química 45 Módulo 03 – Ligações Químicas 89 Módulo 04 – Ligações Intermoleculares, Propriedades dos Líquidos e Estudo dos Sólidos 125 Módulo 05 – Geometria Molecular 147 Módulo 06 – Funções Inorgânicas 173 Módulo 07 – Reações Inorgânicas 215 www.cursoanualdequimica.com www.vestcursos.com 2 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 3 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com MÓDULO 01 Modelos Atômicos 1. Teoria Atômica 1.1. A Origem da Teoria Atômica Na Grécia antiga o conceito fundamental de átomo já existia, sendo tal partícula considerada a unidade fundamental da matéria. A ideia de átomo foi proposta por Leucipo e desenvolvida pelo filósofo grego Demócrito (460-370 a.C.). Demócrito usou a palavra “átomo” para designar a partícula indivisível da matéria. PIatão (428-348 a.c.) e Aristóteles (384-322 a.C.) foram contra a ideia da existência do átomo e esse pensamento prevaleceu durante séculos. 1.2. O Modelo Atômico de Dalton Em 1803, o químico inglês John Dalton (1766-1844) deu a teoria atômica uma sólida base experimental, através de estudos dos gases e reações químicas. Assim é atribuída a Dalton a primeira ideia científica do átomo. No ano de 1803, Dalton elaborou os postulados básicos da sua teoria atômica. Esses postulados são os seguintes: 1) Toda matéria é constituída de átomos, indivisíveis e indestrutíveis; 2) Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e em todas as outras propriedades. Átomos de elementos diferentes têm massas diferentes e propriedades diferentes; 3) Os compostos se formam pela combinação de duas ou mais espécies diferentes de átomos. Esta combinação ocorre na razão de números inteiros e pequenos. 4) Os átomos são as unidades das transformações químicas. Uma reação química envolve apenas combinação, separação e rearranjo de átomos. Assim, os átomos não podem ser criados nem destruídos, nem divididos ou convertidos em outras espécies de átomos durante uma reação química. O modelo atômico proposto por Dalton ficou conhecido como “bola de bilhar”. Para Dalton o átomo seria uma esfera maciça, indivisível e neutra. 1.3. Os Experimentos nas Ampolas de Crookes O físico inglês William Crookes (1832-1919) adaptou um condutor metálico às duas extremidades de uma ampola de vidro. Na extremidade da ampola, onde era aplicada uma corrente elétrica, originava-se um “pólo negativo” e na outra extremidade, onde a corrente elétrica era recolhida, originava-se um “pólo positivo”. Crookes denominou esses pólos de eletrodos. gás sob baixa pressão pólo negativo cátodo bomba de vácuo pólo positivo ânodo 4 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Experimentos realizados com as ampolas de Crookes, utilizando-se gases sob baixíssima pressão, cerca de 0,01 atm e provocando uma diferença de potencial da ordem de 20.000 volts, observava-se que o gás sofria uma descarga elétrica. Nestas condições foi observado um fluxo luminoso que partia do pólo negativo da ampola de vidro (cátodo) em direção ao pólo positivo da ampola (ânodo). Este fluxo luminoso foi denominado de raios catódicos. Os raios catódicos possuem as seguintes propriedades principais: 1) Possuem massa, pois eram capazes de mover uma pequena hélice colocada dentro da ampola de Crookes; 2) Propagam-se em linha reta, pois projetavam uma sombra na parede oposta da ampola de Crookes quando um anteparo era colocado em sua trajetória; 3) Possuem carga elétrica negativa, pois quando o fluxo era submetido a um campo elétrico, este sofria um desvio em direção ao pólo positivo do campo magnético. Essa demonstração foi realizada em 1887, pelo físico inglês Thomson. campo elétrico ânodo bomba de vácuo cátodo 1.4. O Modelo Atômico de Thomson Em 1897 Joseph John Thomson (1856-1940) realizou experimentos com ampolas de Crookes aplicando, simultaneamente, campos elétricos e magnéticos aos raios catódicos. Equilibrando o efeito destes dois campos e usando as leis básicas da eletricidade e do magnetismo, Thomson calculou a razão entre a carga e a massa da partícula do raio catódico. 11 1e 1,758805 10 C kg m Observe a experiência realizada por Thomson para medir a razão entre a carga e a massa do elétron. 5 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Thomson repetiu esta experiência várias vezes utilizando metais diferentes como cátodos e gases diferentes. Assim ele concluiu que essas partículas estavam presentes em todos os tipos de matéria. As experiências de Thomson levaram a descoberta da primeira partícula atômica, o elétron e a um novo modelo atômico, conhecido como “pudim de passas”, onde o átomo seria uma esfera maciça, homogênea e positiva com elétrons encravados nela. 1.4. A Descoberta da Carga e da Massa de um Elétron O físico americano Robert A. Millikan (1868-1953) conseguiu medir a carga de um elétron e consequente- mente a massa deste, através da seguinte experiência. Neste experimento Millikan colocava pequeninas gotas de óleo numa câmara através de um nebulizador. Ao caírem lentamente através do ar, eram expostas a raios X, o que provocavam a transferência de moléculas do ar para elas, umas ficavam com um elétron, outras com dois ou três e assim por diante. As gotículas de óleo eram observadas individualmente através de um pequeno telescópio. Millikan ajustava a carga elétrica nas placas que ficavam acima e abaixo das gotas até que a atração eletrostática, que impelia a gota para cima, equilibrava a força da gravidade que as puxava para baixo. Pelas equações que traduziam essas forças Millikan calculou a carga em cada gota. As cargas encontradas em cada gota variavam, mas essas cargas eram múltiplos inteiros do menor valor encontrado em determinada gota. A menor carga encontrada foi 1,6.10–19 C. Millikan concluiu que essa era a carga elétrica fundamental, a carga de um elétron. Como Thomson já havia determinado a relação entre a carga e a massa de um elétron, Millikan determinou também a massa do elétron. (O valor aceito atualmente para a massa do elétron é 9,109389.10–28 g e o da sua carga é 1,60217733.10–19 C). Observe o experimento da gota de óleo de Millikan. 6 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 1.5. A Descoberta do Próton Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein (1850-1930) realizando experiências numa ampola de crookes com o cátodo perfurado, descobriu um novo tipo de raio. Estes raios foram denominados de raios canais ou raios anódicos. Goldstein observou que quando se aplicava uma voltagem alta ao tubo, observavam-se os raios catódicos se dirigindo para o ânodo e um novo tipo de raio, que saia do cátodo perfurado em direção oposta aos raios catódicos. Esses novos raios eram atraídos por uma placa carregada negativamente e por isso deveriam possuir carga elétrica positiva. O estudo dos raios canais levou a descoberta das suas seguintes características: 1) Possuem carga positiva, pois são atraídos pela placa negativa quando submetidos a um campo magnético externo à ampola. 2) A razão entre a carga e a massa dessas partículas depende do gás presente no tubo (quando se usava o gás hidrogênio, a razão entre a carga e a massa era maior de todas, assim o hidrogênio originava partículas positivas com a menor massa. Quando se utilizava o gás hidrogênio determinava-se que a massa dessa partícula era 1836 vezes maior que a massa de umelétron). 3) Essas partículas possuem uma intensidade de carga igual à de um elétron, porém de sinal oposto. Essas partículas foram consideradas como partículas fundamentais da matéria e foram denominadas “prótons” (palavra grega que significa o “primário”) por Ernest Rutherford. Atualmente considera-se que a massa de um próton é 1,672623.10–24g. Nesse experimento os elétrons colidem com as moléculas de gás e produzem fragmentos positivos destas moléculas, que são atraídos pelo cátodo perfurado carregado negativamente. Alguns destes fragmentos positivos passam através dos orifícios do cátodo e formam um feixe de partículas carregadas positivamente. Os raios canais também são desviados por campos elétricos e magnéticos, mas esses desvios são muito menores que os desvios sofridos pelos elétrons, para uma mesma intensidade dos campos. Isso ocorre pelo fato da massa dos prótons ser muito maior que a massa dos elétrons. Como um átomo não possui carga elétrica líquida, o número de elétrons é igual ao número de prótons. 7 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Do cátodo são emitidos elétrons dotados de grande energia. Esses elétrons colidem com as moléculas do gás residual, arrancam elétrons dessas moléculas, transformando-as em íons gasosos positivos. A migração dos elétrons para o ânodo e dos íons gasosos positivos para o cátodo fecha o circuito e o gás torna-se condutor, isto é, ocorre descarga. Por outro lado, os elétrons colidindo com os átomos do gás residual excitam esses átomos provocando saltos de seus elétrons para camadas de maior energia; na volta desses elétrons para as camadas originarias há emissão de ondas eletromagnéticas sob forma de luz. Se o gás residual é o hidrogênio, os raios canais são constituídos pelos íons gasosos H+ resultantes da colisão de elétrons (raios catódicos) com as moléculas de H2 do gás residual. H••H + e- [H•H]+ + 2e- [H•H]+ + e- 2 [H]+ + 2e- 1.6. O Modelo Atômico de Rutherford Em 1910, Ernest Rutherford (1871-1937), juntamente com seus colaboradores Hans Geiger e Ernst Marsden, montaram o aparelho observado a seguir onde um feixe de partículas , dotadas de carga positiva, incidiram sobre uma fina folha de ouro. Para verificar a passagem de tais partículas pela folha de ouro foi colocado um anteparo luminescente, revestido por sulfeto de zinco (ZnS). O que se pôde observar foi que a maior parte das partículas atravessavam a fina folha de ouro, sem sofrer desvios, algumas sofriam desvios variáveis e um número muito menor de partículas era refletido para trás. Rutherford interpretou estes resultados concluindo que a carga positiva do átomo estava concentrada em uma região infinitamente pequena, comparada ao volume do átomo, extremamente densa e que concentra praticamente toda a massa do átomo denominada de núcleo. Para Rutherford os elétrons ocupavam uma região fora do núcleo denominada de eletrosfera. Essa eletrosfera constituía a maior parte do átomo e era formada por imensos espaços vazios, por isso a maior parte das partículas atravessavam a folha de ouro. Os prótons se encontram no núcleo, uma região muito densa e infinitamente pequena em relação ao volume ocupado pelo átomo. Isso explica o fato de que algumas partículas eram desviadas ao passarem próximas a esse núcleo também positivo. As partículas que colidiam frontalmente com o núcleo eram refletidas na direção da fonte de emissão. 8 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Assim Rutherford propôs um novo modelo atômico constituído pela eletrosfera onde circulavam os elétrons e núcleo onde estavam os prótons. O modelo atômico proposto por Rutherford ficou conhecido como “modelo do sistema solar”. Nesta analogia o núcleo seria representado pelo sol e os elétrons pelos planetas que giram ao redor do sol. O modelo do “pudim de passas” de Thomson teve uma vida muito curta. Com o modelo do átomo de Thomson as partículas atravessariam o átomo sem sofrer desvios, sendo que algumas delas sofreriam pequenos desvios (a). Com o átomo nucleado de Rutherford (b) algumas partículas sofreriam grandes desvios e até retomariam na direção oposta das partículas emitidas. 1.7. A Descoberta do Nêutron Com os avanços tecnológicos do início do século XX, foi inventado o espectrômetro de massas, um instrumento que permite a determinação da massa de um átomo. A espectroscopia de massas foi usada para determinar a massa de todos os elementos conhecidos. Através da espectroscopia de massas os cientistas descobriram que nem todos os átomos de um elemento químico possuem a mesma massa e descobriram, ainda, que quando o número de prótons aumenta a massa de um átomo aumenta numa proporção ainda maior. Assim os cientistas começaram a propor a existência de partículas eletricamente neutras no núcleo dos átomos, juntamente com os prótons, tais partículas foram denominadas de nêutrons. Os nêutrons não possuem carga elétrica, mas possuem massa e por isso contribuem substancialmente para o aumento da massa dos átomos. Essa partícula que não possui carga elétrica e tem massa igual a 1,6749286.10–24 g, hoje é denominada de nêutron. Observe que a massa do nêutron é aproximadamente igual à massa de um próton. Os prótons e nêutrons são denominados de nucléons. Em 1932, o físico inglês James Chadwick (1891-1974) comprovou a existência dos nêutrons quando realizou uma reação de transmutação nuclear artificial, bombardeando o berílio com partículas : 9 Be 4 + 4 2 12 C 6 + 1 n 0 (nêutron) 9 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 1.8. Número Atômico e Número de Massa de um Átomo Elemento químico é um conjunto de átomos que possuem o mesmo número de prótons no núcleo. Portanto, o que caracteriza um elemento químico é a quantidade de prótons. O hidrogênio possui um próton, o hélio possui dois, o lítio três e assim por diante. O número atômico de um átomo é representado pela letra Z. O número de massa de um átomo (A) é a soma do seu número de prótons (Z) com o seu número de nêutrons (n). Assim temos que (A = Z + n). Um outro nome para o número de massa é o número de núcleons. 1.9. Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isodiaferos Isótopos são átomos que possuem o mesmo número atômico, mas que apresentam diferentes números de massa. Essa diferença nos números de massa se deve a diferença no número de nêutrons. Como os isótopos apresentam o mesmo número de prótons, eles pertencem a um mesmo elemento químico. Alguns átomos possuem um único isótopo estável (alumínio, flúor, fósforo), porém a maioria dos elementos químicos apresenta dois ou mais isótopos estáveis. Observe os exemplos abaixo para os elementos químicos hidrogênio e carbono: prótio deutério trítio A = 12 A =13 A = 14 Z = 6 Z = 6 Z = 6 n = 6 n = 7 n = 8 Geralmente se refere a um isótopo utilizando-se o seu número de massa. Exemplo: carbono, 12, carbono 13, carbono 14. Os isótopos apresentam propriedades químicas semelhantes e propriedades físicas diferentes. Os isótopos apresentam ainda uma composição natural praticamente fixa. Para o hidrogênio (prótio = 99,98%; deutério = 0,02%; trítio = 10–7%), para o carbono (C12 = 99,89%; C13 = 1,11%, C14 = traços). Isóbaros são átomos que apresentam o mesmo número de massa, porém apresentam números de prótons diferentes e, por conseguinte, pertencem a elementos químicos diferentes. A = 40 A = 40 Z = 20 Z = 18 A = 14 A = 14 Z = 6 Z = 7 H1 1 H2 1 H3 1 C 12 6 C 13 6 C 14 6 Ca 40 20 Ar 40 18 C 14 6 N 14 7 10 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Isótonos ou isoneutrônicos são átomos quepossuem o mesmo número de nêutrons (n) e diferentes números atômicos (Z) e de massa (A), consequentemente pertencem a elementos químicos diferentes. A = 26 A = 28 Z = 12 Z = 14 n = 26 – 12 = 14 n = 28 – 14 = 14 A = 232 A = 234 Z = 90 Z = 92 n = 232 – 90 = 142 n = 234 – 92 = 142 Isodiáferos são átomos que apresentam a mesma diferença entre o número de nêutrons (n) e o número de prótons (Z). A = 71 A = 73 Z = 35 Z = 36 n = 71 – 35 = 36 n = 73 – 36 = 37 n – Z = 36 – 35 = 1 n – Z = 37 – 36 = 1 2. Teoria Atômica Moderna Os elementos químicos que têm propriedades semelhantes estão na mesma coluna da tabela periódica. Mas qual a razão disto? As descobertas do elétron, do próton e do nêutron levaram os cientistas a procurar qual era a relação entre a estrutura atômica e o comportamento químico. Já em 1902 Gilbert N. Lewis (1875-1946) sugeria a ideia de os elétrons, num determinado elemento, estarem dispostos em camadas, que se distribuem sucessivamente a partir do núcleo do átomo. Lewis explicava a semelhança das propriedades químicas dos elementos de um certo grupo pela hipótese de todos os elementos do grupo terem o mesmo número de elétrons na camada mais externa. Estes elétrons são os elétrons de valência. O modelo do átomo proposto por Lewis levanta muitas questões. Onde se localizam os elétrons? Têm energias diferentes? Há provas experimentais para este modelo? Estas perguntas motivaram muitos estudos experimentais e teóricos, que principiaram por volta de 1900 e continuam até os dias e hoje. 2.1. Radiação Eletromagnética Algumas propriedades da radiação; como a luz, podem ser descritas em termos de movimento ondulatório. Estas ideias surgiram de experiências feitas pelos físicos do século XIX, entre eles o escocês James Clerk Maxwell (1831-1879). Em 1864, Maxwell desenvolveu uma elegante teoria matemática para descrever todas as formas de radiação em termos de campos elétricos e magnéticos oscilantes, ou ondulatórios, no espaço (Fig. 1). A radiação, como a luz, as microondas, os sinais de televisão e de rádio, os raios x, é denominada coletivamente radiação eletromagnética. O comprimento de onda de uma onda é a distância entre duas cristas ou máximos sucessivos (ou entre dois mínimos sucessivos). Esta distância pode ser dada em metros, em nanômetros ou em qualquer unidade de comprimento que seja conveniente. O símbolo para comprimento de onda é a letra grega (lambda). As ondas também podem ser caracterizadas por sua frequência, simbolizada pela letra grega (nu). Dada uma onda que passa por um ponto fixo no espaço, a frequência é igual ao número de ondas completas que passam pelo ponto na unidade de tempo. A frequência por isso é, em geral, definida pelo número de ciclos que passam pelo ponto em cada segundo (Fig. 2). A unidade de frequência é normalmente escrita como S–1 (isto é, por segundo, 1/s ou S–1), e atualmente é denominada hertz. Em termos científicos, a altura máxima de uma onda, medida a partir do seu eixo de propagação, é denominada amplitude. Na Figura 2 Observe que a onda tem amplitude nula em pontos intervalados ao longo do eixo. Os pontos de amplitude nula são os nodos, que ocorrem sempre em intervalos de comprimento /2 nas ondas estacionárias, como as da (Fig. 2). Mg 26 12 Si 28 14 Th 232 90 U 234 92 Br 71 35 Kr 73 36 11 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Finalmente, a velocidade da onda que se propaga é um importante fator. Fonte Vetor elétrico Vetor magnético Duração de propagação Figura 1. Radiação eletromagnética. Na década de 1860, James Clerck Maxwell desenvolveu a teoria, que hoje se aceita, de todas as formas de radiação se propagarem no espaço como campos elétrico e magnético oscilatórios, um perpendicular ao outro. Cada campo é descrito por uma onda senoidal (pois a função seno descreve a onda). Estes campos oscilantes provêm de cargas que vibram na fonte da onda, como um lâmpada ou uma antena de rádio. Esta multiplicação do comprimento pela frequência para dar a velocidade é válida para qualquer movimento periódico, inclusive para as ondas: Comprimento de onda(m) X frequência(s–1) = velocidade(m.s –1) Esta mesma equação se aplica à radiação eletromagnética, para a qual o produto do comprimento de onda pela frequência é igual à velocidade da luz, c: = c = 2,99792458 x 108 m . s –1 [1] A velocidade da luz visível e de todas as outras formas de radiação eletromagnética no vácuo é constante, c (igual a 2,99792458 X 108 m/s ou, aproximadamente, 300.000 km/s). Isto quer dizer que, se o comprimento de uma onda de luz for conhecido, pode-se calcular com facilidade a frequência, e vice-versa. Por exemplo, qual é a frequência da luz de cor laranja que tem o comprimento de onda de 625 nm? Como a velocidade da luz é expressa em metros por segundo, e o comprimento de onda está em nanômetros, é preciso passar de nanômetros para metros. 9 71x10 m625 nm. 6,25x10 m 1nm 8 1 14 1 7 2,998 x 10 m . s 4,80 x 10 s 6,25 x 10 m c 12 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Estamos imersos constantemente em radiação eletromagnética, inclusive na radiação que podemos ver, a luz visível. Como se sabe, a luz visível é composta por um espectro de cores que vai do vermelho, na extremidade dos comprimentos de onda maiores, até a luz violeta, na extremidade dos comprimentos de onda curtos (Figura 3). Figura 3. Espectro eletromagnético A luz visível, porém, é uma parcela muito pequena do espectro eletromagnético. A radiação ultravioleta (UV), que provoca as queimaduras pela luz solar, tem comprimentos de onda menores que os da luz visível.Os raios X e os raios (gama) têm comprimentos de onda ainda menores. Nos comprimentos de onda maiores que os da luz visível, encontramos primeiramente a radiação infravermelha (IV), que percebemos como calor. Maiores ainda são os comprimentos de onda da radiação de um forno de microondas ou das ondas usadas nas transmissões de televisão ou de rádio. O movimento ondulatório que até agora analisamos é o de ondas que se propagam, ondas progressivas. Outro tipo de movimento ondulatório, denominado ondas estacionárias, também é importante para a teoria atômica moderna. Quando uma corda está fixa nas duas extremidades, como é o caso da corda de uma guitarra, e é dedilhada, ela vibra como uma onda estacionária (Fig. 4). Diversos pontos importantes podem ser mencionados a propósito das ondas estacionárias: Uma onda estacionária caracteriza-se por ter dois ou mais pontos sem movimento; isto é, pontos denominados nodos em que a amplitude é nula. Como no caso das ondas progressivas, a distância entre nodos consecutivos é sempre igual a /2. Na primeira das vibrações ilustradas na (Fig. 4), a distância entre as extremidades da corda, a, é /2. Na segunda vibração, o comprimento da corda é igual a um comprimento de onda completo, ou 2(/2). Na terceira, o comprimento da corda é (3/2) ou 3(/2). A distância entre as extremidades da vibração da onda estacionária pode ser, por exemplo, (3/4) ou (3/2)(/2)? No caso de ondas estacionárias, somente são possíveis certos comprimentos de onda. Como as extremidades da onda estacionária devem ser nodos, as únicas vibrações permitidas são aquelas em que = n(/2) [onde é a distância entre uma extremidade, ou “fronteira”, e a outra, e n é um número inteiro (1, 2, 3, .. .)]. Este é um exemplo da quantização na natureza, um conceito que passaremos a investigar. Fig. 4. Ondas estacionárias. Na primeira onda a distância ponta a ponta é(1/2) (ou /2), na segunda é (2/2) (ou ) e na terceira(3/2) (ou 3/2). 13 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 2.2. Equação de Planck A radiação emitida por um metal aquecido é percebida pelos nossos olhos somente na região visível do espectro eletromagnético. Entretanto, não são apenas esses os comprimentos de onda da luz emitidos pelo metal. Há emissão também de radiação com comprimentos de onda mais curtos (no ultravioleta) e mais longos (no infravermelho) do que os da luz visível. No final do século XIX, os cientistas tentavam explicar a relação entre a intensidade e o comprimento de onda para a radiação emitida pelos corpos quentes. Em 1900, o físico alemão Max Planck (1858-1947) ofereceu uma explicação para o espectro dos corpos aquecidos. Seguindo a teoria clássica, Planck considerou que os átomos vibrando em um objeto aquecido emitiam radiação eletromagnética. Entretanto, Planck fez uma nova e importante hipótese, considerando que as vibrações eram quantizadas; isto é, somente existiam vibrações com determinadas energias. Como veremos no decorrer do estudo da teoria atômica, a quantização é o conceito-chave na teoria moderna. Para relacionar a energia e a frequência da radiação, Planck também introduziu uma nova e muito importante equação, chamada equação de Planck, que relaciona a energia e a frequência da radiação. E = h . [2] Energia de radiação = constante de Planck . frequência da radiação A constante de proporcionalidade h é hoje denominada constante de Planck, numa homenagem ao cientista. Ela tem o valor 6,6260755 x 10–34 J.s. 2.3. Efeitos Eletrônicos Quando um fóton incide sobre um átomo, uma série de fenômenos quânticos podem ocorrer, dependendo da energia do fóton incidente e dos níveis de energia disponíveis para esse átomo. Observe a seguir um descrição dos principais fenômenos: 2.3.1. Espalhamento elástico: ocorre quando a energia do fóton incidente é insuficiente para levar o átomo para um de seus estados excitados. Nesse caso, o átomo permanece no seu estado fundamental e o fóton, ao invés de ser absorvido, será simplesmente espalhado. Uma vez que o fóton incidente e o fóton espalhado têm a mesma energia, o espalhamento é denominado elástico. Observe a figura: 2.3.2. Espalhamento inelástico: ocorre quando a energia do fóton incidente é mais do que suficiente para levar o átomo para um de seus estados excitados. Nesse caso, o fóton incidente é absorvido; o átomo passa do estado E1 para o estado excitado E2 espalhando um fóton hf' cuja energia está relacionada com a energia hf do fóton incidente pela conservação de energia no processo: Hf’’ = hf - E onde E = E2 – E1 Assim, percebe-se que o fóton hf incidente foi absorvido pelo átomo e a energia que sobrou na transição do átomo para o estado excitado foi liberada na forma de um fóton menos energético hf ’. Observe a figura: Espalhamento elástico hf hf E1 E2 14 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 2.3.3. Fluorescência: Na figura seguinte, a energia do fóton incidente é suficientemente grande para excitar o átomo até um de seus estados excitados de energia mais elevada. Em seguida, devido à instabilidades desses estados excitados, o átomo naturalmente decai e perde o excesso de energia por emissão espontânea, à medida que faz uma ou mais transições para estados de energia mais baixa rumo ao estado fundamental. Um exemplo comum desse efeito é a fluorescência, que ocorre quando o átomo é excitado por radiação ultravioleta (alta frequência e alta energia (E = h.f) é elevado a níveis de energia mais energéticos. No retorno desses átomos, que se dá por etapas, os fótons emitidos são de luz visível, já que a frequência da radiação associada a eles têm frequência menor que a do ultravioleta. Esse fenômeno é utilizado na fabricação das conhecidas "lâmpadas fluorescentes". Nesses dispositivos, os terminais elétricos contêm um filamento de tungstênio, metal de altíssimo ponto de fusão, que é aquecido devido a passagem de corrente elétrica. Estando a alta temperatura, os átomos do metal ficam em elevado grau de agitação e colidem com átomos vizinhos, fornecendo energia aos seus elétrons. Com isso, os átomos podem emitir radiações eletromagnéticas ou até mesmo emitir elétrons. No caso da emissão de elétrons, o fenômeno recebe o nome de efeito termiônico. Os elétrons liberados nos filamentos quentes são acelerados por uma diferença de potencial aplicada entre os terminais elétricos e se movem de um eletrodo em direção ao outro, colidindo com átomos de mercúrio no estado de vapor e moléculas de um gás rarefeito encontrados pelo caminho, levando esses átomos a níveis mais elevados de energia, excitando-os. Ao executarem as transições de volta para estados de mais baixa energia, esses átomos de vapor de mercúrio emitem radiação eletromagnética (fótons) predominantemente na frequência do ultravioleta. Essa radiação ainda não é a luz emitida pela lâmpada fluorescente, afinal radiação ultravioleta não é visível por ser uma frequência alta demais. A parede interna da lâmpada é revestida por uma tinta fluorescente, tipicamente a base de sulfeto de zinco ZnS. Ao receber essa radiação ultravioleta emitida pelo vapor de mercúrio excitado, os elétrons dos átomos da tinta, por sua vez são excitados e executam as transições eletrônicas mostradas na figura seguinte. No retomo dessas transições, ocorrem emissões de fótons de luz visível, já que as frequências associadas e eles são menores que as da radiação ultravioleta incidente. A emissão de luz visível a partir da radiação ultravioleta é denominada fluorescência. As lâmpadas de "luz negras", muito comuns em danceterias, também emitem radiação ultra violeta, que produzem fluorescência principalmente em roupas brancas e nos dentes das pessoas. Não confunda fluorescência com fosforescência. Na fluorescência, o material só emite luz visível enquanto está sendo excitado. Cessada a excitação, o material fluorescente logo deixa de emitir luz Espalhamento inelástico hf hf ’ E1 E2 Fluorescência hf hf ’’’ E1 E2 hf ’’ hf ’ 15 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com visível, visto que o tempo de vida de um átomo num estado excitado é da ordem de 10 -8 s. Na fosforescência, a emissão de lu:z perdura mesmo após cessado o processo de excitação. Veja a seguir como isso acontece. 2.3.4. Fosforescência: Alguns estados excitados podem ter uma vida mais longa - da ordem de milisegundos e até, às vezes, da ordem do segundo ou mesmo do minuto. São os chamados estados metaestáveis. Para lembrar o significado de metaestabilidade, recorde-se da sobrefusão da água, uma situação em que a água encontra-se abaixo do ponto de fusão, apesar de ainda estar no estado líquido. Qualquer leve perturbação e esse estado metaestável é rompido, e a água logo congela. Metaestabilidade é uma estabilidade apenas passageira, que logo é rompida com um mínimo de perturbação externa. Um outro exemplo são as soluções supersaturadas, que por perturbação externa se tornam saturadas (com corpo de fundo). Assim, observando a figura anterior, admita que quando os átomos estão retornando ao estado fundamental, eles encontrem níveis de energia metaestáveis. Nesse caso, as transições de um nível para outro não ocorrem de uma vez. Os átomos permanecem metaestavelmente em cada um desses níveis energéticos intermediários durante algum tempo até decair para o nível seguinte. 0 material pode emitir luz por bastante tempo, mesmo após cessar a excitação original, enquanto os átomos ainda estiverem em transição para níveis de energia mais baixos. A duração da fosforescência pode ser relativamente longa já que, na prática, a quantidade de átomos é muitogrande e o processo pode ser demorado. A fosforescência ocorre, por exemplo, em teclas de interruptores e em tintas depositadas em ponteiros de relógios: esses materiais recebem luz durante todo o dia e continuam brilhando durante a noite. A luminescência pode ocorrer através de fluorescência ou de fosoforescência. 2.3.5. O Efeito Fotoelétrico Como quase sempre ocorre, a explicação de um fenômeno fundamental – tal como o espectro da luz que é emitida por um objeto aquecido – conduz a outra descoberta fundamental. Uns poucos anos depois do trabalho de Planck, Albert Einstein (1879-1955) adotou as ideias de Planck para explicar o efeito fotoelétrico. O efeito fotoelétrico ocorre quando a luz atinge a superfície de um metal e há ejeção de elétrons pela superfície (Figura 5). Os elétrons ejetados do fotocatodo pela luz incidente deslocam-se para o anodo carregado positivamente, e há passagem de corrente elétrica na célula. Como a luz provoca a corrente, uma célula fotoelétrica pode operar como um interruptor sensível à luz. Muitos dispositivos automáticos de abertura de portas de lojas e de elevadores operam com tais células. 16 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Figura 5. Efeito fotoelétrico. (a) Uma fotocélula opera pelo efeito fotoelétrico. A parte principal da célula é o catodo fotossensível. Este é de um material, usualmente um metal, que ejeta elétrons quando atingido por fótons de luz com energia suficiente. Os elétrons ejetados se deslocam para o anodo e há uma corrente elétrica na célula. Este dispositivo pode ser usado como interruptor num circuito elétrico. (b) Quando a frequência da luz incidente aumenta, não se observa corrente até ser atingida uma frequência crítica. Se a luz tiver intensidade maior, isto é, se a luz tiver densidade de fótons mais elevada, o único efeito é o de provocar maior emissão de elétrons pela superfície; o início da emissão de elétrons se observa na mesma frequência em que há emissão com luz de intensidade mais baixa. Quando se usa luz com frequência maior que a do mínimo, o excesso de energia do fóton faz com que o elétron escape do átomo com mais velocidade. A energia necessária para remover um elétron da superfície de um metal é chamada de função de trabalho do metal e é representada por (fi minúsculo). Assim temos: .Ec h v Onde: Ec é a energia cinética do elétron ejetado; hv é a energia fornecida pelo fóton é a energia necessária para ejetar o elétron As experiências com as células fotoelétricas mostravam que só havia ejeção de elétrons pela superfície quando a luz incidente tinha um mínimo de frequência. Se a frequência fosse menor que o mínimo, nenhum efeito era observado, independente da intensidade da luz. Entretanto, se a frequência fosse maior do que este mínimo, o aumento da intensidade da luz provocava uma corrente elétrica maior, porque ocorria a ejeção de maior quantidade de elétrons... Einstein mostrou que todas essas observações experimentais podiam ser explicadas pela combinação da relação de Planck, entre a energia e a frequência da radiação, com a ideia de que a luz podia ser descrita não somente como tendo apenas propriedades ondulatórias mas também como tendo propriedades corpusculares quantizadas. Einstein admitiu que as partículas de luz sem massa, que hoje chamamos fótons, eram pacotes de energia. A energia de cada fóton é proporcional à frequência da radiação, de acordo com a lei de Planck (Equação 2). O efeito fotoelétrico pode ser explicado sem dificuldade com a proposta de Einstein. É fácil imaginar que uma partícula com alta energia tenha que colidir com um átomo para provocar a liberação de um elétron pelo átomo. Também é razoável aceitar a ideia de que um elétron só possa ser arrancado do átomo se houver um mínimo de energia. Se a radiação eletromagnética puder ser imaginada como uma corrente de fótons, como propunha Einstein, então quanto maior for a intensidade da luz, mais fótons estarão na corrente. Logo, os átomos da superfície do metal não perdem elétrons quando o metal é bombardeado por milhões de fótons, caso nenhum dos fótons tenha energia suficiente para remover um elétron de um átomo. Uma vez excedida a energia mínima crítica (isto é, a frequência mínima da luz), a energia de cada fóton é suficiente para liberar um elétron de um átomo do metal. Tendo este mínimo de energia, quanto mais fótons colidirem com a superfície, mais elétrons serão liberados. Daí decorre a relação entre a intensidade da luz e o número de elétrons ejetados. 17 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 2.4. Espectros Atômicos de Raias O espectro de luz branca, como o de um filamento de uma lâmpada incandescente ou o da luz solar, tem uma estrutura semelhante a um arco-íris, conforme se vê na Figura 6. Este espectro,com luz de todos os comprimentos de onda, é denominado espectro contínuo. Quando um elemento gasoso em pressão baixa é sujeito a um campo elétrico intenso (imposto por uma alta voltagem), os átomos absorvem energia e se diz que estão “excitados”. Estes átomos excitados emitem luz. Entretanto, esta luz é diferente da que é emitida pelos objetos aquecidos. Ao contrário de um espectro contínuo de comprimentos de onda, os átomos excitados na fase gasosa emitem somente certos comprimentos de onda da luz. Sabemos disto porque quando esta luz passa através de um prisma, somente vemos umas poucas “linhas” coloridas. Este espectro é denominado espectro de emissão de raias (ou de linhas). Os espectros de raias da luz visível emitidos pelos átomos excitados de hidrogênio, mercúrio e neônio aparecem na (Figura 7). Observe que cada elemento tem um espectro de raias próprio. Figura 6. Espectros da luz branca, formado pela refração num prisma. Uma das questões que no final do século XIX os cientistas tentavam resolver era a razão de os átomos gasosos emitirem radiações com somente determinadas frequências. Fizeram-se muitas tentativas de encontrar relações matemáticas entre as frequências observadas. O primeiro passo nesta direção foi dado por Johann Balmer (1825-1898) e depois por Johannes Rydberg (1854-1919). Eles desenvolveram uma equação – conhecida como equação de Rydberg – a partir da qual era possível calcular o comprimento de onda das raias vermelha, verde e azul na região visível do espectro de emissão dos átomos de hidrogênio (Figura 7). λ 2 2 1 1 1 R 2 n n > 2 [3] Nesta fórmula, n é um inteiro associado a cada raia, e R é uma constante, denominada hoje constante de Rydberg, cujo valor é 1,0974 X 107 m–1. Se n = 3, tem-se o comprimento de onda da raia vermelha do espectro do hidrogênio (6,563 X 10–7 m ou 656,3 nm). Se n = 4, tem-se o comprimento de onda da raia verde, e se n = 5, o da raia azul. Esse grupo de raias visíveis (juntamente com outras, dadas por n = 6, 7, 8 etc.) é conhecido como série de Balmer do hidrogênio. 18 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Figura 7. Espectros de emissão de raias do hidrogênio, mercúrio e neônio. Os elementos gasosos excitados emitem espectros característicos que podem ser usados para identificar os elementos e também para determinar os teores dos elementos numa amostra. 2.5. Modelo de Bohr do Átomo de Hidrogênio Foi Niels Bohr, um físico dinamarquês, quem ofereceu a primeira explicação sobre os espectros dos átomos excitados relacionando-os com as ideias quânticas de Planck e de Einstein. Para Bohr, o modelo mais simples de um átomo de hidrogênio era o de um modelo planetário, isto é, o elétron se deslocava numa órbita circular em torno do núcleo, do mesmo modo que os planetas se movem ao redor do Sol. O problema deste modelo, porém, era que a física clássicadeterminava que o átomo não poderia existir com esta organização. Conforme as teorias da época, o elétron carregado em movimento no campo elétrico positivo do núcleo iria perder energia. Ao final, o elétron cairia no núcleo, de maneira semelhante à queda de um satélite artificial na superfície da Terra, provocada pelo atrito na atmosfera terrestre. Este evidentemente não é o caso, pois se isso ocorresse a matéria eventualmente seria destruída. Para resolver a contradição com as leis da física clássica, o problema da estabilidade dos átomos, Bohr adotou a ideia de que o elétron do átomo de hidrogênio só poderia ocupar certas órbitas ou níveis de energia nos quais ele era estável. A energia do elétron no átomo estaria então “quantizada”. Combinando este postulado de quantização com as leis do movimento da física clássica, Bohr mostrou que a energia possuída pelo elétron na n- ésima órbita do átomo de H é dada pela equação simples Energia do n-ésimo nível = En = 2 Rhc n [4] onde R é uma constante de proporcionalidade (a constante de Rydberg), h é a constante de Planck e c é a velocidade da luz. A cada órbita permitida está associado um número adimensional n, inteiro, com os valores 1, 2, 3 etc. (sem valores fracionários). Este inteiro é o que se denomina hoje número quântico principal do elétron. No modelo de Bohr, o raio das órbitas circulares aumenta quando n aumenta. A órbita de energia mais baixa ou mais negativa, com n = 1, é a mais próxima do núcleo, e o elétron do átomo de hidrogênio está, normalmente, neste nível de energia. Quando um átomo está com seus elétrons nos níveis de energia mais baixos possíveis se diz que está no estado fundamental. É necessário dar energia ao átomo para afastar o elétron do núcleo, pois o núcleo positivo e o elétron negativo atraem-se mutuamente. Quando o elétron do átomo de hidrogênio ocupa uma órbita com n maior do que 1, o átomo tem mais energia do que no estado fundamental (a sua energia é menos negativa) e se diz que está num estado excitado. Pode-se imaginar que os níveis de energia no modelo de Bohr assemelham-se aos degraus de uma escada que sobe das fundações do “edifício atômico” Cada degrau representa um nível de energia quantizado; ao subir a escada você pode parar em qualquer degrau, mas não entre os degraus. Observe que a diferença entre esta analogia e as escadas reais é a de que a “distância” entre os degraus na escada de Bohr fica cada vez menor à medida que n aumenta. 19 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Uma hipótese importante da teoria de Bohr é a de que um elétron, num átomo, permanece no seu nível de energia mais baixo a menos que seja perturbado. Quando o elétron do átomo de H tem n = 1, e, portanto, está no seu estado fundamental, a energia tem um grande valor negativo. Quando se sobe “um degrau”, de modo que se alcança o nível n = 2, o elétron está menos atraído pelo núcleo e a energia do elétron com n = 2 é menos negativa. Então, para deslocar o elétron do estado com n = 1 para o estado com n = 2, o átomo deve absorver energia, tal e qual é necessário dispor de energia para subir uma escada. Dizemos então que o elétron está excitado (Figura 9) Com a equação de Bohr, podemos calcular a quantidade de energia necessária para levar o átomo de H do estado fundamental até o primeiro estado excitado (n = 2). E = Eestado final – Eestado inicial Como Efinal tem n = 2 e Einicial tem n = 1, E é E = E2 – E1 = 2 2 Rhc Rhc 2 1 = 3 4 Rhc = 0,75 Rhc = 0,75 (1312 kJ/mol) = 984 kJ/mol de átomos de H A quantidade de energia que deve ser absorvida pelo átomo, de modo que o elétron possa passar do primeiro para o segundo estado de energia, é 0,75Rhc, nem mais nem menos. Se o átomo receber 0,7Rhc ou 0,8Rhc, não será possível a transição entre os estados. Os níveis de energia do átomo de H são quantizados, e, por isso, somente certas quantidades de energia podem ser absorvidas ou emitidas. O movimento de um elétron de um estado de baixo n para outro de alto n é um processo endotérmico; há absorção de energia e o valor de E é positivo. O processo oposto, de um elétron “caindo” do nível de n alto para outro de n mais baixo, é um processo em que há emissão de energia. Por exemplo, numa transição de n = 2 para n = 1. Figura 8. Níveis de energia no modelo atômico de Bohr. As energias do elétron num átomo de hidrogênio dependem do valor do número quântico principal n(E n = – Rhc/n2). As energias estão em joules por átomo. Observe que a diferença entre os estados de energia sucessivos fica cada vez menor à medida que fica n maior. Dependendo da energia injetada numa população de átomos de H, alguns átomos terão os respectivos elétrons excitados de n = 1 para n = 2 ou 3 ou para estados mais altos. Depois de absorver a energia, os elétrons retomam naturalmente a níveis mais baixos (ou diretamente, ou através de uma série de etapas, para o estado n = 1) e emitem a energia que o átomo absorveu inicialmente. Isto é, há emissão de energia no processo, e esta energia aparece como luz. Esta é a origem das raias observadas no espectro de emissão dos átomos de H, e a mesma explicação vale, em princípio, para os átomos de outros elementos. 20 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com A equação de Bohr pode ser escrita das seguintes formas: 18 2 2,18.10 /E J partícula n ou 2 13,6 E eV n 1eV 1,6.10-19 Joules, por isso - 2,179.10-18 J -13,6 eV. Elétron-volt é a energia cinética adquirida por um elétron, no vácuo, quando submetido a uma diferença de potencial de 1 volt. Observe a figura seguinte que mostra as raias dos espectros do hidrogênio nas regiões visível (série de Balmer), ultravioleta (série de Lyman) e infravermelho (séries de Paschen, Brackett e Pfund) e os saltos de elétrons associados às raias. Para o hidrogênio, a série das raias de emissão na região do ultravioleta (a chamada série de Lyman, Figura 10), provém dos elétrons que passam de estados com n maior do que 1 para o estado com n = 1. A série de raias com energias na região do visível – a série de Balmer – provém de elétrons que passam de estados com n = 3 ou mais para o estado com n = 2. 21 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Em resumo, compreendemos agora que a origem dos espectros atômicos é o movimento dos elétrons entre estados de energia quantizados. A energia de uma dada raia (linha de emissão) nos átomos de hidrogênio excitados é E = Efinal – Einicial = – Rhc 2 2 final inicial 1 1 n n onde Rhc é 1.312 kJ/mol Figura 10. Algumas transições do elétron que podem ocorrer num átomo de H excitado. As raias na região do ultravioleta provêm de transições para o nível n = 1. (Esta série de raias é a série de Lyman.) As transições de níveis com valores de n maiores que 2 para o nível n = 2 ocorrem na região do visível (série de Balmer). As raias na região do infravermelho provêm das transições dos níveis com n maior que 3 ou 4 para o nível com n = 3 ou 4. (Só está ilustrada a série que termina em n = 3.) 22 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Quando um átomo sofre uma transição de um estado de energia mais alta para um estado de energia mais baixa, ele perde energia que é emitida como um fóton. Quanto maior for a energia perdida, maior será a frequência e menor será o comprimento de onda da radiação emitida. O inverso é verdadeiro. 2.6. Modelo Atômico de Sommerfeld Com a utilização de espectroscópios de melhor resolução e de técnicas mais avançadas na análise dos espectros de emissão dos elementos cujos átomos possuem mais de1 elétron, foi possível observar que as raias consideradas anteriormente constituídas por uma única linha eram, na verdade, um conjunto de linhas distintas muito próximas umas das outras. Estava descoberta a chamada estrutura fina dos espectros de emissão O desdobramento das linhas do espectro indica que os níveis energéticos (n) são constituídos por subníveis de energia (l) bastante próximos. O esquema a seguir mostra o desdobramento de níveis energéticos e a correspondente emissão de radiações de frequências próximas, f’ e f’’. 23 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Para explicar esta multiplicidade das raias espectrais verificadas experimentalmente, em 1915 o físico alemão Arnold Sommerfeld (1868-1951) deduziu algumas equações semelhantes às de Bohr, que indicavam o seguinte: Cada nível de energia n está dividido em n subníveis, correspondentes a uma órbita circular e a n-1 órbitas elípticas de diferentes excentricidades. O núcleo do átomo ocupa um dos focos da elipse. O primeiro nível (n = 1) possui apenas 1 órbita circular. O segundo nível (n = 2) possui 1 órbita circular e 1 órbita elíptica. O terceiro nível (n = 3) possui 1 órbita circular e 2 órbitas elípticas. O quarto nível (n = 4) possui 1 órbita circular e 3 órbitas elípticas. Assim para o quinto nível (n = 5) existe 1 órbita circular e 4 órbitas elípticas. Veja a figura ao lado. Número quântico azimutal ou número quântico do momento angular (l) s (l=0); p (l=1); d (l=2); f (l=3); g (l=4); h (l=5); 2.7. As propriedades ondulatórias do elétron Einstein usou o efeito fotoelétrico para demonstrar que a luz, a que se atribui comumente propriedades ondulatórias, também pode ser imaginada em termos de partículas ou de fótons sem massa. Em 1925, de Broglie propôs que a um elétron livre, de massa m, movendo-se com a velocidade v, fosse associado um comprimento de onda dado pela equação .h c E ; 2.E m c ; 2. . h c m c ; . h m c ou . h m v [5] 24 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Esta ideia, era revolucionária, pois ligava as propriedades corpusculares do elétron (m e ) a uma propriedade ondulatória (). Logo depois foi obtida prova experimental dessa hipótese. A equação de de Broglie sugere que a qualquer partícula em movimento está associado um comprimento de onda. Porém, para ser suficientemente grande para ser medido, o produto de m e deve ser muito pequeno, pois h é muito pequeno. 2.8. O átomo na mecânica ondulatória O objetivo de construir uma teoria abrangente do comportamento dos elétrons nos átomos a partir da ideia de o elétron ser um corpúsculo. Erwin Schrödinger (1887-1961), um físico austríaco, trabalhava independentemente mas usava a hipótese de de Broglie de que o elétron num átomo poderia ser descrito por equações do movimento ondulatório. A abordagem de Schrödinger deu resultados corretos para algumas propriedades. Por esta razão, a abordagem de Schrödinger prevalece até os dias de hoje. De forma geral, o tratamento teórico do comportamento atômico desenvolvido por Bohr, Schrödinger e seus seguidores é denominado mecânica quântica, ou mecânica ondulatória. 2.9. O Princípio da Incerteza Antes de apreciar o modelo de Schrödinger para o comportamento dos elétrons no átomo, é conveniente comentar o grande debate que incendiou a física no início do século XX. A sugestão de de Broglie de o elétron ser descrito mediante uma onda foi confirmada pela experiência. Por outro lado, a experiência de J. J. Thomson para medir a razão entre a carga e a massa do elétron mostrara que o elétron exibia propriedades de uma partícula. O que tem a ver com os elétrons nos átomos essa dualidade onda-partícula? Werner Heisenberg (1901- 1976) e Max Born (1882-1970) proporcionaram a resposta. Para explicar o comportamento dos elétrons nos átomos, parece mais razoável admitir que os elétrons têm propriedades ondulatórias. Se for este o caso, Heisenberg concluiu que era impossível conhecer simultaneamente e com exatidão a posição e o momento de uma pequena partícula, tal como um elétron. Momento é o produto da massa vezes a velocidade. Com base na ideia de Heisenberg, que é chamada hoje princípio da incerteza de Heisenberg. 2.10. O Modelo de Schrödinger para o Átomo de Hidrogênio e as Funções de Onda O modelo de Schrödinger para o átomo de hidrogênio baseia-se na hipótese de o elétron ser descrito como uma onda de matéria e não como uma pequenina partícula orbitando o núcleo. As funções de onda, que simbolizamos pela letra grega (psi), caracterizam o elétron como uma onda de matéria. Os seguintes pontos são relevantes: 1. Somente certas vibrações, as das ondas estacionárias (veja Figura 4) podem ser observadas numa corda vibrante. Analogamente, o comportamento do elétron num átomo se descreve apropriadamente por uma onda estacionária. 2. Cada função de onda corresponde a um valor de energia permitido para o elétron. 3. Os pontos 1 e 2 correspondem a dizer que a energia do elétron é quantizada. 25 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 4. Cada função de onda pode ser interpretada em termos de probabilidade. O quadrado de dá a probabilidade de se encontrar o elétron numa certa região do espaço. Cientistas se referem a isto como sendo a densidade de elétrons numa dada região do espaço. 5. As ondas de matéria dos estados de energia permitidos são os orbitais. 6. Para resolver a equação de Schrödinger de um elétron no espaço tridimensional, é necessário introduzir três números inteiros –– os números quânticos n, e m. Estes números quânticos só podem assumir certas combinações de valores. Usaremos estas combinações para definir os estados de energia e os orbitais disponíveis para o elétron. 3. Números Quânticos Num espaço tridimensional são necessários três números para descrever a localização de um objeto no espaço. Para a descrição ondulatória do elétron num átomo, esta exigência leva aos três números quânticos n, e m. Antes de interpretar estes três números quânticos, é importante dizer que: • Os números quânticos n, e m são todos inteiros, mas seus valores não podem ser escolhidos aleatoriamente. • Os três números quânticos (e os valores que podem assumir) não são parâmetros criados “voluntariamente” pelos cientistas. 3.1. Número Quântico Principal, n = 1, 2, 3, ... O número quântico principal n pode ter qualquer valor inteiro de 1 até infinito. Como o nome implica, é o número quântico mais importante, pois o valor de n é o fator principal na determinação da energia de um elétron. Para o átomo de hidrogênio (com seu único elétron) a energia do elétron varia somente com o valor de n e é dada pela mesma equação obtida por Bohr para o átomo de H: En = – Rhc/n 2. O valor de n também é uma medida do tamanho do orbital que corresponde a este valor de n: quanto maior o valor de n, maior o orbital do elétron. Cada elétron é identificado pelo seu valor de n. Em átomos com mais de um elétron, dois ou mais elétrons podem ter o mesmo valor de n. Estes elétrons ocupam, então, uma mesma camada eletrônica. 3.2. Número Quântico do Momento Angular = 0, 1, 2, 3, ..., n – 1 Os elétrons de uma dada camada agrupam-se em subcamadas, cada qual caracterizada por um valor do número quântico e por uma forma característica. Para a camada n, são possíveis n sub-camadas diferentes, cada qual correspondente a um dos n diferentes valores de . Cada valor de corresponde a uma forma diferente do orbital ou a um tipo diferente de orbital. O valor de n limita o número de subcamadas possíveis, pois a n-ésima camada não pode ter maior que n – 1. Assim,para n = 1, a regra nos diz que é igual a 0 e somente a 0. Como só pode ter um valor quando n = 1, só é possível uma subcamada para um elétron com n = 1. Quando n = 2, pode ser ou 0 ou 1. Como são possíveis dois valores de , existem duas subcamadas na camada eletrônica com n = 2. Os valores de são usualmente simbolizados por letras, conforme o seguinte esquema: 26 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Valor de Símbolo da Subcamada Correspondente 0 s 1 p 2 d 3 f 3.3. Número Quântico Magnético, m = 0, ± 1, ± 2, ± 3, ..., ± O número quântico magnético, m, especifica a que orbital, dentro de uma subcamada, o elétron pertence. Os orbitais numa dada subcamada diferem somente pela orientação no espaço, não pela sua forma. O valor de limita os valores inteiros atribuídos a m: m pode ir de + até –, com o 0 incluído. Por exemplo, quando = 2, m tem cinco valores: + 2, + 1, 0, –1, –2. O número de valores de m para uma dada subcamada (= 2 + 1) especifica o número de orientações que existem para os orbitais desta subcamada e, portanto, o número de orbitais na subcamada. 3.4. Informação Útil dos Números Quânticos Os três números quânticos que mencionamos constituem uma espécie de “código postal” dos elétrons. Dizem-nos em que camada o elétron está (n), em que subcamada na camada () e em que orbital na subcamada (m). Tabela 2. Relação entre os valores de n, e m, até n = 4. 3.5. As formas dos orbitais atômicos Vamos analisar agora a questão da forma e orientação dos orbitais. 3.5.1. Orbitais s 27 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 3.5.2 Orbitais p 3.5.3. Orbitais d 3.5.4. Orbitais f Os sete orbitais f têm todos = 3, o que significa que em cada um existem 3 superfícies nodais. Isto faz com que a visualização destes orbitais seja mais complicada. 28 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 3.6. O Spin do Elétron Três números quânticos (n, e m) nos permitem definir o orbital de um elétron. Para descrever de forma completa o estado dos elétrons num átomo multieletrônico, é necessário um outro número quântico, o número quântico magnético do spin do elétron, ms. Nos anos 1920, os químicos teóricos perceberam que, por causa de os elétrons interagirem com um campo magnético, deveria haver uma propriedade particular para caracterizar a estrutura eletrônica dos átomos. Logo se verificou experimentalmente que o elétron se comportava como se tivesse rotação (spin) própria, tal e qual a Terra em torno do seu eixo. Para entender esta propriedade e a sua relação com a estrutura atômica, devemos compreender o fenômeno geral do magnetismo. 3.6.1. Magnetismo A agulha de uma bússola, em um certo local da Terra, sempre aponta para uma dada direção. A agulha é um ímã, como uma barra de ferro imantada. Em 1600, William Gilbert (1544-1603) concluiu que a Terra era um grande ímã esférico, envolto por um campo magnético (Figura 14). A agulha da bússola era “atraída” pelo campo, e uma das suas extremidades apontava, aproximadamente, para o pólo norte geográfico. Assim, dizemos que a ponta da agulha que aponta para o norte é o “pólo norte magnético”, ou simplesmente o “pólo norte”, identificado pela letra N. A outra extremidade da agulha é o “pólo sul” e é identificada por S. Pólos magnéticos de mesma identificação (N-N ou S-S) se repelem, e pólos opostos (N-S) se atraem. Como o pólo norte magnético da agulha da bússola aponta para o pólo norte geográfico, isto quer dizer que este pólo, na realidade, é o pólo sul da Terra. 29 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Figura 14. O campo magnético da Terra e o de uma barra imantada. As linhas do campo saem, convencionalmente, de uma extremidade denominada “pólo norte magnético”, N, e se encurvam para o “pólo sul magnético”, S. O pólo norte geográfico da Terra, denominado assim antes da introdução do termo “pólo magnético”, é o pólo sul magnético da Terra. 3.6.2. Paramagnetismo e Elétrons Desemparelhados A maioria das substâncias –– por exemplo, giz, sal de cozinha, tecidos –– é ligeiramente repelida por um ímã forte. São substâncias diamagnéticas. Outras substâncias, ao contrário, como muitos metais e certos compostos, são atraídas pelo campo magnético. São denominadas paramagnéticas, e a grandeza do efeito pode ser determinada num aparelho como o ilustrado na (Figura 15). O magnetismo da maior parte dos materiais paramagnéticos é tão pequeno que só pode ser observado na presença de campos magnéticos intensos. Por exemplo, o oxigênio que respiramos é paramagnético e fica preso nos pólos de um ímã forte. Não se aglomera, porém, nos ímãs fracos, como os que servem para fixar avisos e enfeites na porta da geladeira. Outros materiais são muito magnéticos, e é fácil observar os efeitos que provocam. Entre os exemplos citam-se o mineral magnetita, Fe2O3, e a liga com o nome comercial Alnico (de AI, Ni, Co). Estes materiais são chamados ferromagnéticos e são deles os pequenos dispositivos magnéticos de uso doméstico. O paramagnetismo e o ferromagnetismo provêm dos spins dos elétrons. Um elétron num átomo tem as propriedades magnéticas que se esperam de uma partícula com carga elétrica que gira em torno de um eixo. O que nos interessa aqui é a relação entre o spin e a organização dos elétrons no átomo. As experiências mostram 30 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com que, se um átomo com um só elétron desemparelhado for colocado num campo magnético, existem exclusivamente duas orientações possíveis para o spin do elétron. Isto é, o spin do elétron é quantizado. A uma orientação se associa o número quântico do spin ms = +1/2 e a outra o valor ms = -1/2. O spin do elétron foi primeiro detectado experimentalmente por dois cientistas alemães, Otto Stern e Walter Gerlach, em 1920. Eles aproveitaram o fato de que uma carga elétrica em movimento gera um campo magnético e, por isto, um elétron com spin deveria se comportar como um pequeno ímã. Para executar seu experimento (veja a ilustração), Stern e Gerlach removeram todo o ar de um vaso e fizeram passar por ele um campo magnético muito pouco homogêneo. Eles, então, injetaram um feixe fino de átomos de prata pelo vaso na direção de um detector. Os átomos de prata têm 46 elétrons emparelhados e um elétron desemparelhado, o que faz com que o átomo comporte-se como um elétron desemparelhado que se desloca sobre uma plataforma pesada, o resto do átomo. Se o elétron tem spin e se comporta como uma bola que gira, o eixo de giro poderia apontar em qualquer direção. O elétron, então, deveria comportar-se como um ímã que poderia adotar qualquer orientação em relação ao campo magnético aplicado. Neste caso, uma faixa larga de átomos de prata deveria aparecer no detectar, porque o campo atrairia os átomos de prata diferentemente, de acordo com a orientação do spin. Foi exatamente isso que Stern e Gerlach observaram quando fizeram o experimento pela primeira vez. Esse resultado inicial era enganador. O experimento é difícil porque os átomos colidem um com o outro no feixe. Um átomo que se move em uma direção pode ser facilmente empurrado pelos vizinhos em outra direção. Quando Stern e Gerlach refizeram o experimento, eles usaram um feixe de átomos muito menos denso, reduzindo assim o número de colisões entre os átomos. Nessas condições, eles viram duas bandas estreitas. Uma banda era formada pelos átomos que passavam pelo campo magnético com uma orientação de spin e a outra, pelos átomos de spin contrário. As duas bandas estreitas confirmaram que um elétron tem spin e também que ele podeadotar somente duas orientações. O spin do elétron é a base da técnica experimental chamada de ressonância paramagnética do elétron (EPR), que é usada para estudar as estruturas e movimentos de moléculas e íons que têm elétrons desemparelhados. A técnica baseia-se na detecção da energia necessária para fazer passar um elétron de uma das orientações de spin para a outra. Como o experimento de Stern e Gerlach, ela só funciona com íons ou moléculas que têm elétrons desemparelhados. 31 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Figura 16. Quantização do spin do elétron. Como o elétron se comporta como se fosse um “microímã” em relação ao campo magnético, somente são possíveis duas orientações do spin. Qualquer outra é proibida. Então, podemos dizer que o spin do elétron é quantizado. Quando um elétron está num orbital do átomo, a orientação do spin do elétron pode assumir qualquer um dos dois valores de ms. Observamos, experimental-mente, que os átomos de hidrogênio, cada qual com um só elétron, são paramagnéticos; num campo magnético externo, os ímãs dos elétrons se alinham com o campo –– como a agulha de uma bússola –– e sofrem uma força atrativa. No hélio, dois elétrons ocupam o mesmo orbital 1s, e podemos confirmar experimental-mente esta ocupação verificando que o hélio é diamagnético. Para explicar esta observação, admitimos que os elétrons que estão num mesmo orbital têm orientações de spin opostas; dizemos que os respectivos spins estão emparelhados. Isto significa que o campo magnético de um elétron é “cancelado” pelo campo magnético do outro elétron. Resumindo, o paramagnetismo ocorre em substâncias constituídas por íons ou átomos com elétrons desemparelhados. Os átomos em que todos os elétrons estão emparelhados com elétrons de spins opostos são diamagnéticos. Esta explicação abre o caminho para o entendimento da configuração dos átomos multieletrônicos. 3.6.3. Propriedades Magnéticas - complemento As propriedades magnéticas das espécies químicas (átomos, íons ou moléculas) estão diretamente relacionadas com as configurações eletrônicas e decorrem da interação do spin dos elétrons com o campo magnético ao qual está submetido. Nas espécies com elétrons emparelhados (orbitais cheios), as substâncias são “diamagnéticas” e não se magnetizam sob a ação do campo magnético. A condição necessária para o “paramagnetismo” (interação com o campo magnético) é a presença de orbitais com elétrons desemparelhados, ou seja, com pelo menos um orbital semipreenchido. Portanto é de se esperar que todo átomo de número atômico ímpar seja paramagnético. Num conjunto de átomos paramagnéticos, de acordo com a experiência de Stern-Gerlanch, 50% dos elétrons têm spin – ½ e os outros 50% têm spin + ½ e esta mistura de átomos se desdobra em dois feixes. Quando o paramagnetismo é muito forte e, como consequência, os átomos se mantêm magnetizados mesmo na ausência do campo, diz-se que ocorre “ferromagnetismo”; casos particulares dos metais ferro, níquel e cobalto (metais de transição externa) e os metais gadolínio e disprósio (metais de transição interna). Embora em sua grande maioria os elementos químicos sejam paramagnéticos, os compostos formados por estes, normalmente não o são, visto que muitas vezes se formam cátions isoeletrônicos de gases nobres, ou moléculas que apresentam compartilhamento (covalência) de elétrons. 32 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Elemento Químico Configuração do átomo Configuração do íon Sódio 11Na 1s2; 2s2; 2p6; 3s1 11Na+ 1s2; 2s2; 2p6; 3s0 Alumínio 13Al 1s2; 2s2; 2p6; 3s2; 3p1 13Al+3 1s2; 2s2; 2p6; 3s0; 3p0 Oxigênio 8O 1s2; 2s2; 2p4 8O2– 1s2; 2s2; 2p6 Observação: As moléculas são quase sempre diamagnéticas, porque em suas ligações covalentes ocorre emparelhamento dos elétrons, porém, em alguns casos, podem-se formar moléculas paramagnéticas com um número ímpar de elétrons. Exemplo: 2 NO 15 elétrons [7 8] Nitrogênio Z 7 e Oxigênio Z 8 NO 23 elétrons [7 (2x8)] 3.7. O Princípio da exclusão de Pauli Para tornar a mecânica quântica coerente com os resultados experimentais, o físico austríaco Wolfgang Pauli (1900-1958) enunciou, em 1925, o princípio da exclusão: Em um átomo, dois elétrons quaisquer não podem ter o mesmo conjunto dos quatro números quânticos (n, , m e ms). Este princípio leva a outra conclusão importante: nenhum orbital atômico pode conter mais do que dois elétrons. O orbital 1s do átomo de H tem o conjunto de números quânticos n = 1, = 0, m = 0. Não é possível outro conjunto. Se um elétron estiver neste orbital, é necessário, também, caracterizar o seu spin. Imaginemos que o orbital seja representado por uma “caixa” e o elétron, por uma seta. Uma representação da configuração eletrônica do átomo de H seria então a seguinte, onde a “seta do spin do elétron” foi arbitrariamente orientada para cima. Elétron no orbital 1s = Conjunto de números quânticos 1s n = 1, = 0, m= 0, ms= 1 2 Se num dado orbital estiver apenas um elétron, a seta do spin do elétron pode apontar para cima ou para baixo. Então, uma representação equivalente à anterior seria Elétron no orbital 1s = Conjunto de números quânticos 1s n = 1, = 0, m= 0, ms= 1 2 Os diagramas com as “caixas de orbitais” são igualmente convenientes para o átomo de H no seu estado fundamental (sem campo magnético): um elétron está no orbital 1s. Para um átomo de hélio, que tem dois elétrons, ambos os elétrons ocupam o orbital 1s. Pelo princípio de Pauli, sabemos que cada elétron deve ter um conjunto diferente de números quânticos, e então o diagrama com as caixas de orbitais é: 33 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com Cada um dos dois elétrons no orbital 1s do átomo de He tem um conjunto diferente dos quatro números quânticos. Os primeiros três números do conjunto nos dizem que se trata de um orbital 1s. Para o quarto número só há duas escolhas, ms = 1 2 ou ms = 1 2 . Assim, o orbital 1s, e qualquer outro orbital atômico, pode ser ocupado, no máximo, por dois elétrons, e estes dois elétrons devem ter os spins com direções opostas. A consequência experimentalmente observada é o diamagnetismo do átomo de hélio. A camada de elétrons com n = 1, em qualquer átomo, pode acomodar no máximo dois elétrons. E a camada com n = 2? São n2 = 4 os orbitais na camada n = 2: um orbital s e três orbitais p (Tabela 1). Como cada orbital pode ser ocupado por dois elétrons, e não mais, o orbital 2s pode ter no máximo dois elétrons, e os três orbitais 2p acomodam até seis elétrons, o que dá oito como o número máximo de elétrons com n = 2. Esta análise estende-se às outras camadas normalmente observadas nos elementos conhecidos na Tabela 1. Tabela 1 • Número de Elétrons colocados nas Camadas e Subcamadas do átomo, com n = 1 até 6. *Estes orbitais não são ocupados no estado fundamental de qualquer elemento conhecido. Na n-ésima camada eletrônica existem n2 orbitais. Como em cada orbitaI podem existir dois elétrons, o número máximo de elétrons nessa camada é 2n2. Observe as seguintes relações: Número máximo de orbitais por nível: n2 Número máximo de elétrons por nível: 2n2 Número máximo de orbitais por subnível: (2l + 1) Número máximo de elétrons por subnível: 2.(2l + 1) = (4l + 2) A tabela a seguir mostra os quatro números quânticos e os seus significados: Camada de Elétrons (n) Subcamadas Disponíveis Orbitais Disponíveis (2 + 1) Número Possível de Elétrons na Subcamada [2(2 + 1)] Número Máximo de Elétrons na Camada n (2n2) 1 s 1 2 2 2 s 1 2 8 p 3 6 3 s 1 2 18 p 3 6 d 5 10 4 s 1 2 32 p 3 6 d 5 10 f 7 14 5 s 1 2 50 p 3 6 d 5 10 f 7 14g* 9 18 6 s 1 2 72 p 3 6 d 5 10 f 7 14 g* 9 18 h* 11 22 34 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com 35 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com ESTRUTURA ATÔMICA Exercícios de Aprendizagem 1. (uece) A primitiva noção de átomo surge na Grécia antiga, a partir de Demócrito, Leucipo e Epicuro; avança até o século XX enriquecida com outras ideias que ajudaram a desenhar o modelo atômico atual. Na Coluna I, a seguir, estão listadas algumas contribuições para que se chegasse ao modelo atual de átomo e na Coluna II, os nomes de seus autores. Numere a Coluna II de acordo com a Coluna I, associando cada contribuição a seu autor. Coluna I 1. Descoberta do elétron 2. Descoberta do núcleo e da eletrosfera 3. Descoberta dos níveis de energia dos átomos 4. Princípio da incerteza 5. Regra da máxima multiplicidade Coluna II ( ) Rutherford ( ) Thomson ( ) Hund ( ) Bohr ( ) Heisenberg Assinale a opção contendo a sequência correta, de cima para baixo. (A) 1, 5, 2, 4, 3 (B) 2, 4, 1, 3, 5 (C) 2, 1, 5, 4, 3 (D) 2, 1, 5, 3, 4 2. (uece) Coube aos filósofos gregos atomistas Leucipo, Demócrito (séc. III a.C.) e, depois, Epicuro (séc. II a.C.), sugerir a existência do átomo e propor, até, uma teoria atômica. Os estudos específicos sobre o tema só foram retomados por Dalton, no século XIX. Sobre propostas de modelos atômicos, assinale o correto. (A) Rutherford propôs o primeiro modelo que descreve a estrutura quântica do átomo de hidrogênio. (B) O modelo de Thomson reduziu o átomo a um sistema solar em miniatura, considerando o núcleo como se fosse o sol e os elétrons como se fossem os planetas. (C) Segundo Planck, o átomo só emite ou absorve energia quando o elétron passa de um nível de energia para outro. (D) A dualidade onda-partícula, que é uma propriedade fundamental das partículas subatômicas, foi enunciada pelo físico Louis De Broglie. 3. (Ita) Em 1803, John Dalton propôs um modelo de teoria atômica. Considere que sobre a base conceitual desse modelo sejam feitas as seguintes afirmações: I - O átomo apresenta a configuração de uma esfera rígida. II - Os átomos caracterizam os elementos químicos e somente os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos. III - As transformações químicas consistem de combinação, separação e/ou rearranjo de átomos. IV - Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos unidos em uma razão fixa. Qual das opções a seguir se refere a todas afirmações CORRETAS? a) I e IV. b) II e III. c) II e IV d) II, III e IV. e) I, II, III e IV. 4. (Ufpe) Ao longo da história da ciência, diversos modelos atômicos foram propostos até chegarmos ao modelo atual. Com relação ao modelo atômico de Rutherford, podemos afirmar que: ( ) foi baseado em experimentos com eletrólise de soluções de sais de ouro. ( ) é um modelo nuclear que mostra o fato de a matéria ter sua massa concentrada em um pequeno núcleo. ( ) é um modelo que apresenta a matéria como sendo constituída por elétrons (partículas de carga negativa) em contato direto com prótons (partículas de carga positiva). ( ) não dá qualquer informação sobre a existência de nêutrons. ( ) foi deduzido a partir de experimentos de bombardeio de finas lâminas de um metal por partículas ‘. 5. (Ufsc) Uma das principais partículas atômicas é o elétron. Sua descoberta foi efetuada por J. J. Thomson em uma sala do Laboratório Cavendish, na Inglaterra, ao provocar descargas de elevada voltagem em gases bastante rarefeitos, contidos no interior de um tubo de vidro. 36 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com No tubo de vidro "A", observa-se que o fluxo de elétrons (raios catódicos) colide com um anteparo e projeta sua sombra na parede oposta do tubo. No tubo de vidro "B", observa-se que o fluxo de elétrons (raios catódicos) movimenta um catavento de mica. No tubo de vidro "C", observa-se que o fluxo de elétrons (raios catódicos) sofre uma deflexão para o lado onde foi colocada uma placa carregada positivamente. Observando os fenômenos que ocorrem nos tubos, podemos afirmar CORRETAMENTE que: (01) gases são bons condutores da corrente elétrica. (02) os elétrons possuem massa - são corpusculares. (04) os elétrons possuem carga elétrica negativa. (08) os elétrons partem do cátodo. (16) os elétrons se propagam em linha reta. (32) o catavento entrou em rotação devido ao impacto dos elétrons na sua superfície. Soma ( ) 6. (Ufsc) Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm de espessura) com partículas "alfa", emitidas pelo Polônio (Po) contido no interior de um bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas por ele emitidas. Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco. Observando as cintilações na tela revestida de sulfeto de zinco, Rutherford verificou que muitas partículas atravessavam a lâmina de ouro sem sofrerem desvio (x), e que poucas partículas sofriam desvio (y). Assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). (01) Partículas possuem carga elétrica negativa. (02) Partículas sofrem desvio ao colidirem com elétrons nas eletrosferas dos átomos de Au. (04) O sulfeto de zinco é um sal. (08) Partículas sofrem desvio ao colidirem com o núcleo dos átomos de Au. (16) O tamanho do átomo é cerca de 10000 a 100000 vezes maior que o seu núcleo. (32) O Polônio de Z = 84 apresenta 4 elétrons no último nível de energia. 7. (Unb) O entendimento da estrutura dos átomos não é importante apenas para satisfazer à curiosidade dos cientistas; possibilita a produção de novas tecnologias. Um exemplo disso é a descoberta dos raios catódicos, feita pelo físico William Crookes, enquanto estudava as propriedades da eletricidade. Tal descoberta, além de ter contribuído para um melhor entendimento a respeito da constituição da matéria, deu origem aos tubos de imagem dos televisores e dos monitores dos computadores. Alguns grandes cientistas que contribuíram para o entendimento da estrutura do átomo foram: Dalton (1766-1844), Rutherford (1871- 1937), Bohr (1885-1962) e Linus Pauling (1901-1994). Com relação à estrutura da matéria, julgue os itens seguintes. (0) Ao passar entre duas placas eletricamente carregadas, uma positivamente e outra negativamente, as partículas alfa desviam-se para o lado da placa negativa. (1) O átomo é a menor partícula que constitui a matéria. (2) Cada tipo de elemento químico é caracterizado por um determinado número de massa. (3) O modelo atômico que representa exatamente o comportamento do elétron é o modelo de Rutherford- Bohr. 8. (Unb) Uma das perguntas que estudantes de Química do ensino médio fazem com frequência é: "Qual o modelo de átomo que devo estudar?" Uma boa resposta poderia ser. "Depende para que os átomos modelados vão ser usados depois..." Construímos modelos na busca de facilitar nossas interações com os entes modelados. É por meio de 37 www.cursoanualdequimica.com – e-mail: cursodequimica@gmail.com modelos, nas mais diferentes situações, que podemos fazer inferências e previsões de propriedades. Prováveis modelos de átomos In: Química Nova na Escola, n° 3, maio 1996 (com adaptações). Julgue os itens a seguir, a respeito de modelos atômicos. (1) O modelo atômico que explica a dilatação de uma barra metálica revela que ela ocorre porque há aumento do volume dos átomos. (2) Segundo modelo atômico atualmente aceito, o número atômico de um elemento químico representa o número de prótons que seus átomos possuem. (3) O fato de os átomos dos elementos químicos de uma mesma família
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