Aula 4 Química Básica Teoria

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Professor: Carlos Cesar Jorden Almança
QUÍMICA BÁSICA
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
CENTRO DE CIÊNCIAS AGRÁRIAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E FÍSICA
1
 
Aula 4
MODELOS ATÔMICOS
 
 Por que é importante conhecer a estrutura de um átomo? 
 Um dos temas em química é a inter-relação entre a estrutura e as propriedades da matéria. 
 
 O comportamento físico e químico da matéria depende da maneira pela qual os átomos interagem e esta, por sua vez, depende da sua estrutura.
 
PRIMEIROS MODELOS ATÔMICOS
 Séculos XVII e XVIII: grande número de informações obtidas experimentalmente. O conhecimento químico cresceu em quantidade e, em alguma extensão, em qualidade. 
 
 Embora se tivesse conhecimento de que o ácido sulfúrico dissolvia zinco e ferro, e não prata e ouro, a razão para essa diferença permanecia indefinida. 
 Início do século XIX: por que massas eram conservadas durante uma transformação química e por que certos tipos de matéria pareciam ter a mesma composição.
 
O ÁTOMO DE DALTON
1. Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos.
2. Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem destruídos.
 
3. Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades.
 
4. As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo
de átomos.
5. Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.
 
DESCOBERTA DOS ELÉTRONS
 Com o aparecimento das ampolas de Crookes (tubos especiais com as quais consegue-se reduzir a pressão interna até 10-9 atm), em 1887, J. J. Thomson dedicou-se a pesquisar a natureza dos raios catódicos (feixe que sai do cátodo).
 
1) Os raios catódicos são corpusculares, pois quando interceptam um molinete de mica, este entra em rotação:
 
2) Os raios são constituídos de partículas com carga elétrica, pois são desviados por um campo elétrico e magnético e, pelo sentido do desvio, as partículas são negativas sendo denominadas de elétrons:
 
3) Pela medida do desvio dos raios catódicos sob ação de um campo magnético, ele pode determinar a relação e/m entre a carga do elétron (e) e sua massa (m).
 
 As conclusões retiradas a partir dos estudos com os raios catódicos:
 os elétrons estão presentes em qualquer substância usada como cátodo. Sob influência de alta voltagem localizada nos eletrodos do tubo, os elétrons deixam o cátodo, e alguns deles colidem com as moléculas do gás no tubo, chocando-se um ou mais elétrons adicionais, que deixam as moléculas com uma carga elétrica positiva. 
 
 Desde que as moléculas são normalmente descarregadas (neutras), essas moléculas e seus átomos consistem em partículas carregadas positivamente e elétrons carregados negativamente. A soma das cargas positivas em uma molécula normal precisa ser igual à soma das cargas negativas dos elétrons.
O ÁTOMO DE THOMSON
 A partir de 1890, ficou evidente para a maioria dos cientistas que os átomos consistem em uma parte carregada positivamente e alguns elétrons, mas isto não era totalmente claro. 
 De que os átomos são constituídos? Em 1898, J. J. Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons estão incrustados, e apontou que isto levaria a uma fácil remoção de elétrons dos átomos. 
 O próprio Thomson associou o seu modelo a um “pudim de passas”.
 
A Descoberta do Próton
 Em 1886, Goldstein obteve os raios canais, que se propagam em sentido oposto ao dos raios catódicos. 
 
 Experiências posteriores mostram que:
1) Os raios canais são constituídos por partículas positivas denominadas prótons;
2) A massa das partículas constituintes dos raios canais é aproximadamente igual à massa das moléculas do gás residual (gás contido no interior da ampola de Goldstein);
 
3) Quando o gás residual é o hidrogênio, a massa das partículas dos raios canais é a menor e aproximadamente 1836 vezes maior que a massa do elétron, e a carga dessas partículas é igual à do elétron, com sinal contrário.
 
A experiência de Rutherford
 Em 1911, Ernest Rutherford, cientista nascido na Nova Zelândia, realizou um experimento, para comprovar o modelo proposto atômico por Thomson, que consistiu em bombardear uma fina folha de ouro (0,0001 cm) com partículas positivas e pesadas, denominadas partículas alfa (α), emitidas por um elemento radioativo chamado polônio.
 
 Durante a realização da experiência, Rutherford observou que:
a) a maioria das partículas α atravessaram a folha de ouro sem sofrer desvios e sem alterar a superfície da folha de ouro.
b)   algumas partículas α sofreram desvios ao atravessar a folha de ouro.
 
c) muito poucas partículas α não atravessaram a folha de ouro e voltaram.
 
O modelo atômico de Rutherford
 Em função dos resultados obtidos, Rutherford concluiu que:
1- como a maioria das partículas α atravessaram a folha de ouro sem sofrer desvios, pode-se concluir que o átomo é descontínuo, ou seja, predominam grandes espaços vazios denominados eletrosfera onde estariam localizados os elétrons.
 
2- como algumas partículas α sofreram desvios ao atravessar a folha de ouro, pode-se concluir que o átomo é constituído por uma pequena região maciça, denominada de núcleo, onde estaria concentrada a massa do átomo.
 
3- como muito poucas partículas α, carregadas positivamente, não atravessaram a folha de ouro, sabendo-se que cargas de mesmo sinal se repelem, pode-se concluir que o núcleo do átomo é positivo.
 
4- a contagem do número de partículas que atravessam e que sofreram desvio permite fazer uma estimativa de que o raio de átomo de ouro (núcleo + elestrofera) é da ordem de 10 mil a 100 mil vezes maior do que o seu próprio núcleo. 
 
 Por efeito de comparação, podemos imaginar se o núcleo atômico como sendo uma formiga, o átomo teria dimensões comparáveis á extensão do maracanã.
Modelo atômico semelhante ao sistema solar: elétrons em orbitas circulares na eletrosfera
 
 O experimento da folha de ouro, permitiu a criação de um modelo atômico semelhante ao Sistema Solar, onde o átomo seria constituído de duas regiões distintas:
 I)    Um núcleo, pequeno e positivo, que contém praticamente toda a massa do átomo.
 
II)  Uma região negativa, praticamente sem massa, que envolve o núcleo, apresentando carga negativa, denominado eletrosfera.
Ilustração do modelo atômico planetário de rutherford.
 
A CONTRIBUIÇÃO DE MAX PLANCK E EINSTEIN
 Em 1900, Max Planck, físico alemão, descobriu que átomos ou moléculas absorviam ou emitiam energia apenas em quantidades discretas, ou seja, em parcelas pequenas e muito bem definidas. 
 
 Definiu o conceito de QUANTUM como sendo a quantidade de energia que pode ser emitida ou absorvida na forma de radiação eletromagnética. Acabara de conceber a idéia de energia DESCONTÍNUA, ou quantizada.
 Albert Einstein, em 1905, chamou os quanta de Planck de photons (fótons) e estabeleceu, ainda, que energia tem massa.
 
NOTA: A importância de se ter uma noção de energia quantizada é utilizada para compreendermos o próximo avanço no estudo do átomo: o Modelo Atômico de Böhr. Lembrar, então, que a energia é descontínua (idéia de pacotinhos de energia ).
 
Modelo atômico de Niels Böhr
 Em 1913, Niels Böhr, por meio de pesquisas e análise das teorias da época, como a do efeito Zeeman, do efeito fotoelétrico, das séries espectrais dos elementos químicos e, principalmente, a teoria de Planck, Böhr percebeu que deveria haver alguma relação entre as energias dos elétrons em suas órbitas atômicas e as correspondentes frequências, conforme sugeria a teoria da radiação de Max Planck.
 
 Por que a luz comum forma o arco-íris ao passar por uma nuvem? Por que certos átomos quando aquecidos, emitem luz de uma só cor, como acontece com as “lâmpadas de sódio” (luz amarela) existentes em nossas estradas?
Niels Henrik David Bohr
 
 Böhr propôs a seguinte explicação para estes fenômenos:
 “Os elétrons giram ao redor do núcleo em
um número limitado de órbitas bem definidas, que são denominadas de órbitas estacionárias, com determinados níveis de energia. 
 
 Quando um elétron absorve uma determinada quantidade de energia do exterior (luz, calor ou eletricidade) ele salta para uma órbita (nível) mais energética (estado excitado).
 
 
 Ao retornar para a órbita original, o elétron perde energia na forma de ondas eletromagnéticas (luz de cor bem definida).
Retorno do elétron
 Esses saltos se repetem milhões de vezes por segundo, produzindo assim uma onda eletromagnética, que nada mais é do que uma sucessão de ondas emitidas.
 
POSTULADOS DE BÖHR
 
 A energia radiada não é emitida ou absorvida de maneira contínua, somente quando um elétron passa de uma órbita estacionária para outra diferente (salto quântico).
 
 Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares e bem definidas (fixas) que são as órbitas estacionárias. Mais tarde, seriam as chamadas "camadas eletrônicas" (K,L,M,N,O,P e Q).
 
 O equilíbrio dinâmico dos sistemas nos estados estacionários se dá pelas leis da mecânica clássica, o que não é verificado quando um elétron passa para um diferente estado estacionário. 
 
 Ao passar de um estado estacionário para outro, um elétron absorve uma radiação bem definida, que é o quantum, dado pela relação E = h.v , onde v é a frequência e h é a constante de Planck.
 
Simplificando, observamos que:
 quando um elétron RECEBE energia, ele salta para uma órbita MAIS EXTERNA. A quantidade de energia absorvida é bem definida ( quantum ) e equivale à diferença energética entre as camadas.
 
 quando um elétron volta para o seu estado estacionário (órbita mais interna), ele LIBERA ou IRRADIA energia sob a forma de raio X, ultravioleta ou luz, que seria o fóton. Essa energia também é muito bem definida ( quantum ).
 
 Cuidado com os conceitos de ELÉTRON ESTACIONÁRIO (girando em sua órbita normal, em seu estado estacionário) e ELÉTRON ATIVADO ou EXCITADO (aquele que saltou para um nível mais externo pela absorção de energia).
 
 
APLICAÇÕES DO MODELO DE BOHR
Teste da chama Fogos de artifício 
Luminosos e lâmpadas (neônio, e lâmpadas de Na e Hg.
Fluorescência e fosforescência 
 
ELETROSFERA
 
 As idéias estabelecidas por Böhr contribuíram para estabelecer que no moderno modelo atômico, os elétrons devem se distribuir na eletrosfera do átomo em determinados níveis de energia (n), sendo conhecidos atualmente 7 níveis de energia (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) ou, ainda, 7 camadas eletrônicas (K, L, M, N, O, P, Q).
 
 Em cada camada ou nível de energia existe um número máximo de elétrons determinado experimentalmente.
 A seguir temos os níveis (camadas) e o número máximo de elétrons permitidos para os atuais elementos:
 
Camada
Nível de energia (n)
Número máximo de elétrons
K
1
2
L
2
8
M
3
18
N
4
32
O
5
32
P
6
18
Q
7
8
 
Descoberta do nêutron
 Em 1932, o físico inglês James Chadwick constatou que os núcleos dos átomos, assim como as próprias partículas alfa, continham em sua estrutura, além dos prótons que lhes conferiam carga positiva, outras partículas, de carga elétrica neutra e massa aproximadamente igual à do próton, que evitam a repulsão dos prótons, denominadas de nêutrons.
 
James Chadwick
 
O MODELO DE SOMMERFELD
 O físico alemão Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld em 1916 apresentou um novo modelo atômico baseado na mecânica quântica, sobre o qual afirmava que os elétrons descreviam órbitas circulares e ELÍPTICAS ao redor do núcleo. 
 
 Considerou, ainda, que a energia liberada como fóton era pelo fato de as camadas eletrônicas possuírem certas subdivisões, os subníveis energéticos - s, p, d, f. Para ele, uma órbita era circular (s) e as demais, elípticas.
 
 
DE BROGLIE E SCHRÖDINGER
 O físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961) foi o primeiro a introduzir o conceito de ORBITAL como sendo uma região de máxima probabilidade de encontrarmos um elétron, baseado nas teorias de Einstein, Planck e De Broglie.
 
DE BROGLIE E SCHRÖDINGER
 O orbital  s  possui forma esférica:
 e os orbitais  p  possuem forma de halteres:
 
 O francês Louis de Broglie (1892-1987) foi o primeiro cientista a falar sobre mecânica ondulatória e admitir o comportamento dual do elétron, ora partícula, ora onda, em um movimento contínuo, o que o caracteriza como partícula-onda. 
 
 Modernamente, aceita-se esse modelo. O elétron apresenta caráter duo por apresentar massa (partícula) e movimento ondulatório na eletrosfera (onda).
 
O PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEINSENBERG
 Segundo o Princípio da Incerteza do alemão Heisenberg (1901-1976), não se pode conhecer com precisão absoluta a posição ou o momento (e, portanto, a velocidade) de uma partícula. 
 
 Isto acontece porque para medir qualquer um desses valores acabamos os alterando, e isto não é uma questão de medição, mas sim de física quântica e da natureza das partículas. 
 
 No seu nível mais fundamental, o princípio da incerteza é uma consequência da dualidade partícula-onda e do princípio de De Broglie. Se uma partícula encontra-se em uma região com erro ∆x, então seu comprimento de onda natural deve ser menor que ∆x, o que requer um momento elevado, variando entre -h/Δx e h/Δx. Aí está a incerteza! O raciocínio é análogo para a indeterminação do momento.
 
O PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI
 O princípio de exclusão de Pauli é um princípio da mecânica quântica formulado por Wolfgang Pauli em 1925. 
 
 Ele afirma que dois férmions idênticos não podem ocupar o mesmo estado quântico simultaneamente. Uma forma mais rigorosa de enunciar este princípio é dizer que a função de onda total de um sistema composto por dois férmions idênticos deve ser anti-simétrica. 
 
 Para elétrons de um mesmo átomo, ele implica em que dois elétrons não podem ter os mesmos quatro números quânticos. Por exemplo, se os números quânticos n, l, e ml são iguais nos dois elétrons, estes deverão necessariamente ter os números ms diferentes, e portanto os dois elétrons têm spins opostos.
 
Grande Colisor Elétron-Pósitron: superacelerador de partículas. 
 Serve para estudar a vida íntima do átomo e a origem do Cosmo.
 A cerca de 100 metros abaixo do solo, na periferia da cidade de Genebra, na Suíça, funciona o maior complexo científico já construído no planeta. São os controladores do LEP, iniciais em inglês de Grande (Colisor) Elétron-Pósitron, um túnel em formato de anel de 27 quilômetros de circunferência e 7 metros de diâmetro.
 
 
 Trata-se da jóia da coroa de um dos mais renomados estabelecimentos de pesquisa do século, o CERN, sigla que originalmente designava em francês o Centro Europeu de Investigações Nucleares, depois rebatizado Laboratório Europeu de Física de Partículas, exemplo de bem-sucedida colaboração internacional em ciência.
 
 O LEP nasceu para ajudar a conhecer mais de perto algumas das frações ínfimas de matéria do Universo. É um paradoxo: para devassar essas partículas que não medem mais de 1 bilionésimo de milésimo de milímetro, os físicos europeus tiveram de construir uma estrutura gigantesca.
 
 A instalação pode ser comparada a um autódromo, por onde os elétrons, componentes dos átomos com carga elétrica negativa, se precipitam em desvairada corrida. 
 Em sentido contrário precipitam-se as antipartículas pósitrons - elétrons com carga positiva. 
 
 Nesse proposital curso de colisão, milhares e milhares de partículas e antipartículas, deslocando-se quase à velocidade da luz, acabam por se aniquilar mutuamente, liberando energia equivalente à fissão de quinhentos núcleos de átomos de urânio. 
 
 Mas esse é apenas um valor teórico: não se trata ali de experiências atômicas, ao menos no sentido comum da expressão. O que os físicos pretendem com os choques que planejaram é servir-se depois de uma salada de partículas básicas, coisa ainda menor que o elétron e que sua imagem espelhada, o pósitron.
 
 De fato, com a ajuda dos aceleradores se descobriu que tudo o que existe - rigorosamente tudo - é feito apenas de três famílias de partículas elementares indivisíveis: quarks,
léptons e bósons. 
 
 Os quarks fazem os nêutrons e prótons no núcleo dos átomos. 
 Os léptons fazem os elétrons, entre outras coisas. 
 Os bósons formam uma classe especial de partículas mensageiras, responsáveis pelas interações entre as outras famílias.
 
 Essas mensageiras ajudam grupos de quarks e outros de léptons a se combinar com as quatro forças básicas que regem o Universo, criando todos os corpos compostos. Tais forças, como se sabe, são a gravitacional, o eletromagnetismo e as interações forte (responsável pela coesão do núcleo atômico) e fraca (que rege os fenômenos da radioatividade). 
 
 Desde Einstein, na década de 30, os físicos acreditam que essas forças são manifestações de uma força única que agiu somente nos instantes que se seguiram ao Big Bang, a explosão que teria originado o Universo.
 
 
 A descoberta do elétron inaugurou a era das partículas elementares. 
 Depois de 100 anos de pesquisa, conhecemos cerca de 10 diferentes partículas elementares e temos um modelo, como Modelo Padrão, que descreve com extraordinária precisão o comportamento dessas partículas.
 
 
 Os quarks são considerados as partículas fundamentais da matéria porque constituem os prótons e os nêutrons, o núcleo do átomo. 
 Mas, fora do núcleo, existe outra família de partículas — a dos léptons. Estes são partículas constituintes da eletrosfera que participam na interação eletromagnética e na interação fraca.
 
A família dos Bósons:
 
Modelo atômico clássico
 Podemos concluir que a matéria é constituída por pequenos núcleos, altamente densos onde concentra-se a massa do átomo, carregados positivamente, constituídos de prótons (p) e nêutrons (n), cercados por regiões praticamente vazias denominadas de eletrosfera, onde encontram-se os elétrons (e), de carga negativa.
 
Modelo atômico Atual
Modelo atômico da nuvem eletrônica
 Os cientistas abandonaram a idéia de que o elétron descrevia uma trajetória definida em torno do núcleo e passaram a admitir que existem zonas onde há maior probabilidade de encontrar os elétrons, designadas por orbitais.
 
O ÁTOMO MODERNO
 O modelo atual do átomo está fundamentado no de Rutherford:
(1) um núcleo minúsculo compreendendo toda a carga positiva e praticamente toda a massa do átomo, e (2) uma região extra-nuclear (alguma coisa em volta do núcleo), que é principalmente um espaço vazio, onde estão distribuídos os elétrons. 
 
 Em resumo, podemos então descrever um átomo como apresentando um núcleo central, que é pequeníssimo, mas que contém a maior parte da massa do átomo e é circundado por uma enorme região extranuclear contendo elétrons (carga -1). 
 
 O núcleo contém prótons (carga +1) e nêutrons (carga 0). O átomo como um todo não tem carga devido ao número de prótons ser igual ao número de elétrons.
 
 A soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em comparação com a massa dos prótons e nêutrons.
 Para visualizarmos, se o núcleo tivesse o tamanho de uma bola de tênis, o átomo inteiro teria um diâmetro aproximado de 6,4 km.
 
NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE MASSA
 Um átomo individual (ou seu núcleo) é geralmente identificado especificando dois números inteiros: o número atômico Z e o número de massa A.
 
 O número atômico Z é o número de prótons no núcleo.
 O número de massa A é o número total de núcleons (prótons mais nêutrons) no núcleo.
 Portanto,o número de nêutrons no núcleo é igual a A - Z.
 
 Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico Z como um índice inferior e o número de massa A como um índice superior. Assim,
Indica um átomo do elemento X com o número atômico Z e número de massa A.
 
Por exemplo,
Refere-se a um átomo de oxigênio comum número atômico 8 e um número de massa 16.
Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo número atômico, porque todos têm o mesmo número de prótons no núcleo. 
 
 Por esta razão, o índice inferior representando o número atômico é algumas vezes omitido na identificação de um átomo individual. Por exemplo, é suficiente escrever 16O, para representar um átomo de oxigênio 16.
 
ISÓTOPOS
 Átomos de um dado elemento podem ter diferentes números de massa e, portanto, massas diferentes porque eles podem ter diferentes números de nêutrons em seu núcleo.
 
 Como mencionado, tais átomos são chamados isótopos. 
 Como exemplo, considere os três isótopos de oxigênio de ocorrência natural: 16O8, 17O8 e 18O8; cada um destes tem 8 prótons no seu núcleo. (Isto é o que faz com que seja um átomo de oxigênio.).
 
 Cada isótopo também apresenta (A - Z) nêutrons, ou 8, 9 e 10 nêutrons, respectivamente. Devido aos isótopos de um elemento apresentar diferentes números de nêutrons, eles têm diferentes massas. 
 
 
MASSAS ATÔMICAS
 As massas atômicas são normalmente expressas em unidades de massa atômica (u). 
 Uma unidade de massa atômica (1 u) é definida como sendo exatamente um doze avos da massa de um átomo de 12C6, o mais comum isótopo de carbono. 
 
 Isto equivale a especificar o valor 12 u como sendo a massa de um átomo de 12C6, e as massas de todas os outros átomos são expressas relativamente à massa deste átomo.
 
ABUNDÂNCIA ISOTÓPICA
 A maioria dos elementos é encontrada como uma mistura de isótopos. O boro, por exemplo, ocorre na natureza como uma mistura de 19,9% de átomos de 10B5 e 80,1% de átomos de 11B5. 
 As porcentagens citadas são percentagens em números, isto é, de cada 100 átomos de boro, 19,9 são 10B5 e 80,1 são 11B5 . 
 
A DETERMINAÇÃO DE MASSAS ATÔMICAS
 A massa atômica de um elemento é calculada pele média das massas dos isótopos deste elemento. A média precisa ser ponderada para levar em conta a abundância relativa dos isótopos. O método de cálculo é ilustrado no seguinte problema.
 
 Exemplo 1: O cobre ocorre na natureza como uma mistura isotópica de 69,09% de 63Cu (massa = 62,93 u por átomo) e 30,91% de 65Cu (massa = 64,95u por átomo). 
Qual é a massa atômica do cobre?
 
 Solução: Resolvemos este problema achando a massa média de algum número, por exemplo, 100, de átomos de cobre. Como 100 átomos de Cu consistem em 69,09 átomos de 63Cu e 30,91 átomos de 65Cu; a massa total destes 100 átomos de cobre é:
(69,09 átomos)(62,93 u átomo-1) + (30,91 átomos)(64.93 u átomos-1) = 6355 u
 
A massa média de um átomo de cobre é, portanto,
A massa atômica do cobre é 63,55.
 
Exemplo 2: O enxofre é encontrado na terra com uma mistura isotópica de 95,02% de 32S (massa = 31,972 u por átomo), 0,75% 33S (massa = 32,972 u por átomo), 4,21% 34S (massa = 33,968 u por átomo) e 0,02% de 36S (massa = 35,967 u por átomo). Qual é a massa atômica do enxofre? Resposta: 32,07.
“ Aplica à disciplina o teu coração, e os teus ouvidos às palavras do conhecimento. ” 
 ( Prov. 23: 12 ).
OBRIGADO! 
 
carlosjorden@yahoo.com.br
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