Átomos

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ÁTOMOS
Universidade Federal de Itajubá
Curso: Engenharia Ambiental/Hídrica
Disciplina: Química I (QUI001)
Professor: Sandro José de Andrade
Setembro/2012
Evolução do modelo atômico
Os filósofos gregos perguntavam-se o que aconteceria se eles dividissem a matéria em pedaços cada vez menores.
Haveria um ponto no qual teriam de parar porque os pedaços não teriam mais as mesmas propriedades do conjunto?
Ou eles poderiam continuar indefinidamente? 
Evolução do modelo atômico
Evolução do modelo atômico
Sabemos hoje que existe um ponto em que temos de parar.
A matéria é feita de partículas inimaginavelmente pequenas.
A menor partícula possível de um elemento é chamada de átomo.
Evolução do modelo atômico
Leucipo
Demócrito
Evolução do modelo atômico
Mais tarde, Platão e Aristóteles formularam a hipótese de que não poderia haver partículas indivisíveis. A visão “atômica” da matéria enfraqueceu-se por vários séculos, durante os quais a filosofia aristotélica dominou a cultura ocidental.
Evolução do modelo atômico
O primeiro argumento convincente em favor dos átomos foi apresentado, em 1807, pelo professor e químico inglês John Dalton.
Evolução do modelo atômico
Dalton mediu muitas vezes a razão entre as massas dos elementos que se combinavam para formar as substâncias a que chamamos de “compostos” e verificou que as razões entre as massas mostravam uma tendência:
Água: 8 g de oxigênio para cada 1 g de hidrogênio
Peróxido de hidrogênio: 16 g de oxigênio para cada 1 g de hidrogênio
Evolução do modelo atômico
Dados desse tipo levaram Dalton a desenvolver sua hipótese atômica:
Todos os átomos de um dado elemento são idênticos;
Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes;
Um composto tem uma combinação específica de átomos de mais de um elemento;
Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias.
Evolução do modelo atômico
Dalton concebia os átomos como se fossem esferas perfeitas, como as bolas de bilhar.
Evolução do modelo atômico
A primeira evidência experimental da estrutura interna dos átomos foi a descoberta, em 1897, da primeira partícula subatômica, o elétron.
O físico britânico J. J. Thomson estava investigando os raios catódicos, isto é, os raios emitidos quando uma grande diferença de potencial é aplicada entre dois eletrodos em um tubo de vidro sob vácuo.
Evolução do modelo atômico
Thomsom mostrou que os raios catódicos eram feixes de partículas com cargas negativas.
Elas provêm dos átomos do eletrodo que tem carga negativa (Catodo).
Thomsom descobriu que as partículas carregadas eram sempre as mesmas, independente do metal usado com catodo.
Evolução do modelo atômico
Concluiu que era parte constitutiva de todos os átomos.
Essas partículas foram chamadas de elétrons (e-).
Thomsom conseguiu medir o valor de e/me (carga/massa)  1,76 x 108 C/g
Evolução do modelo atômico
Embora os elétrons tenham carga negativa, os átomos como um todo tem carga zero.
Portanto, os cientistas do começo do século XX sabiam que cada átomo deve conter um número suficiente de cargas positivas para cancelar a carga negativa.
Mas onde estava a carga positiva?
Evolução do modelo atômico
Thomson sugeriu um modelo de átomo como uma bolha de material gelatinoso com carga positiva e elétrons suspensos nela, como passas em um pudim.
Evolução do modelo atômico
Filme: Experimento de Thomson
Evolução do modelo atômico
Thomsom conseguiu medir o valor de e/me (carga/massa)  1,76 x 108 C/g
1909 – Robert Millikan (Universidade de Chicago)
Carga = 1,60 x 10-19 C
Massa = 9,10 x 10-28 g
Evolução do modelo atômico
Evolução do modelo atômico
Filme: Experimento de Millikan
Evolução do modelo atômico
Este modelo, entretanto, foi derrubado em 1908 por outra observação experimental.
Ernest Rutherford sabia que alguns elementos emitiam feixes de partículas com carga positiva, que ele chamou de partículas .
Evolução do modelo atômico
Hans Geiger
Ernest Marden
Evolução do modelo atômico
Evolução do modelo atômico
Filme: Experimento de Rutherford
Evolução do modelo atômico
Evolução do modelo atômico
Evolução do modelo atômico
Evolução do modelo atômico
J. Chadwick
Evolução do modelo atômico
O átomo consiste de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e nêutrons).
Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo.
Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo número de prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números diferentes de nêutrons.
Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons. 
Evolução do modelo atômico
Estrutura eletrônica dos átomos
Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, , e uma amplitude, A.
A frequência, , de uma onda é o número de ciclos que passam por um ponto em um segundo.
A velocidade de uma onda, v, é dada por sua frequência multiplicada pelo seu comprimento de onda.
Para a luz, velocidade = c.
Estrutura eletrônica dos átomos
Estrutura eletrônica dos átomos
A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação da radiação com a matéria.
A radiação eletromagnética se movimenta através do vácuo com uma velocidade de 3,00  108 m/s.
As ondas eletromagnéticas têm características ondulatórias semelhantes às ondas que se movem na água.
Por exemplo: a radiação visível tem comprimentos de onda entre 400 nm (violeta) e 750 nm (vermelho).
Estrutura eletrônica dos átomos
Estrutura eletrônica dos átomos
Filme: Espectro eletromagnético
Energia quantizada e fótons
Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum.
A relação entre a energia e a frequência é
 onde h é a constante de Planck (6,626  10-34 J s).
Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa versus a subida em uma escada:
Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto na escada há uma alteração gradual e quantizada na altura.
Energia quantizada e fótons
O efeito fotoelétrico e fótons
O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - “quantização”.
Se a luz brilha na superfície de um metal, há um ponto no qual os elétrons são expelidos do metal.
Os elétons somente serão expelidos se a frequência mínima é alcançada.
Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido.
Acima da frequência mínima, o número de elétrons expelidos depende da intensidade da luz.
Energia quantizada e fótons
O efeito fotoelétrico e os fótons
Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons.
A energia de um fóton:
Energia quantizada e fótons
Energia quantizada e fótons
Filme: Efeito fotoelétrico
Exercícios
Duas ondas eletromagnéticas são apresentadas abaixo:
Qual onda tem maior frequência?
Se uma onda representa a luz visível e a outra a radiação infravermelha, qual é uma e qual é outra?
Exercícios
A luz amarela emitida por uma lâmpada de vapor de sódio usada para iluminação pública tem um comprimento de onda de 589 nm. Qual é a frequência dessa radiação?
Exercícios
Calcule a energia de um fóton amarelo cujo comprimento de onda é 589 nm.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Espectros de linhas
A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada de monocromática.
A radiação que se varre uma matriz completa de diferentes comprimentos de onda é chamada de contínua.
A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo de cores.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Espectros de linhas
Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do hidrogênio se encaixam em uma simples equação.
Mais tarde, Rydberg generalizou a equação de Balmer para:																					
	onde RH é a constante de Rydberg (1,096776  107 m-1), n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1).
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Transição eletrônica:3  2
Transição eletrônica: 4  2
Transição eletrônica: 5  2
Transição eletrônica: 6  2
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Séries de Balmer (visível):
	n1 = 2 
	n2 = 3,4,5,6,...,
Séries de Lyman (ultravioleta):
	n1 = 1 
	n2 = 2,3,4,5,6,...,
Séries de Paschen (infravermelho):
	n1 = 3 
	n2 = 4,5,6,...,
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol.
Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve perder energia.
Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford.
Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de energia no átomo.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Limitações do modelo de Bohr
Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio.
Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas.
O comportamento ondulatório da matéria
Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.
E = mc2 (Energia de uma partícula de massa m)
E = h (Energia de uma onda de frequência )
mc2 = h
m = h/c2
Como c = ,  = c/ 
O comportamento ondulatório da matéria
O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto  é uma propriedade ondulatória.
De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos.
O comportamento ondulatório da matéria
O princípio da incerteza
O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente.
Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente.
Se x é a incerteza da posição e mv é a incerteza do momento, então:
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula.
A resolução da equação leva às funções de onda. 
A função de onda fornece o contorno do
 orbital eletrônico.
O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron,
 isto é, dá a densidade eletrônica para
 o átomo.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda.
Chamamos as funções de onda de orbitais.
A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
2. O número quântico azimutal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 
3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau.
Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para um sistema de um só elétron.
À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Representação dos orbitais
Orbitais s
Todos os orbitais s são esféricos.
À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero.
Em um nó, 2 = 0 
Para um orbital s, o número de nós é n-1.
Representação dos orbitais
Representação dos orbitais
Orbitais p
Existem três orbitais p, px, py, e pz. 
Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema cartesiano. 
As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1.
Os orbitais têm a forma de halteres. 
À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
Representação dos orbitais
Representação dos orbitais
Orbitais d e f
Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z.
Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z.
Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
Representação dos orbitais
Representação dos orbitais
Átomos polieletrônicos
Orbitais e suas energias
Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.
Para n  2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons interagem entre si.
Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas com muitos elétrons.
Átomos polieletrônicos
Átomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio 
da exclusão de Pauli
O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas minimamente espaçado.
Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê.
Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os átomos foram então detectados.
Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.
Átomos polieletrônicos
Átomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio
 da exclusão de Pauli
Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número quântico de rotação =  ½.
O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.
Configurações eletrônicas
Regra de Hund
As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento estão localizados.
Três regras:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia.
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli).
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).
Configurações eletrônicas
Exemplo:
Sódio (11 elétrons)
1s2 2s2 2p6 3s1
Configurações eletrônicas
Configurações eletrônica condensadas
O neônio tem o subnível 2p completo.
O sódio marca o início de um novo período.
Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como 
Na: [Ne] 3s1
[Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].