Estrutura Química

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Profª Débora de Andrade Santana
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Matéria – do latim “aquilo que uma coisa é feita”.
Matéria é energia condensada
 (E = mc2)
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 Tudo que ocupa lugar no espaço e possui massa.
 Tudo que não ocupa lugar no espaço, não possui massa e é capaz de realizar trabalho.
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 É uma porção da matéria.
 É uma porção da matéria transformada em em algo útil.
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ÁTOMOS – ELEMENTO QUÍMICO
SUBSTÂNCIA QUÍMICA
PURAS
			 Simples 		Composta
MISTURAS
	
Homogênea		Heterogênea
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Por volta do século V e IV a. C., os filósofos buscavam respostas para suas dúvidas querendo saber sobre a origem do universo e de si próprios.
Combinação
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Leucipo de Mileto ( 440 a.C.) & Demócrito 
Defenderam a idéia de que a matéria era descontínua e composta por pequeníssimas partículas indivisíveis.
Modelo baseado na intuição
A = negação; 
TOMOS = parte
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Toda a matéria é constituída por átomos e vazios (Não compacta)
Átomo - partícula pequeníssima, invisível e indivisível.
Estão em constante movimento.
Universo - constituído por um número infinito de átomos indivisíveis e eternos.
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Lavoisier e Proust
Fim do século XVIII
Experiências relacionando entre si as massas das substâncias participantes das reações.
1ª Lei: Lei da conservação das massas 
LAVOISIER
 C + O2 → CO2
12g + 32g → 44g
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2ª Lei: Lei das proporções constantes
PROUST
“Toda substância apresenta uma proporção em massa constante em sua composição”
C + O2 → CO2
12g + 32g → 44g
 6g + 16g → 22g
 18g + 48g → 66g
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Postulados:
Toda matéria é composta por átomos; 
Átomo é a menor partícula da matéria;
O átomo é uma esfera minúscula, maciça, indestrutível, indivisível e imutável; 
os átomos não se transformam uns nos outros; 
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os átomos não podem ser criados nem destruídos; 
os elementos químicos são formados por átomos simples; toda reação química consiste na união ou separação de átomos; 
átomos de elementos químicos diferentes são diferentes entre si;
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os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos entre si, em tamanho, forma, massa e demais propriedades; 
átomos compostos são formados a partir de elementos diferentes, em uma relação numérica simples.
substâncias compostas são formadas por átomos compostos (as atuais moléculas); 
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O filósofo grego Tales de Mileto (640 – 546 a.C.) fez algumas experiências com âmbar (resina vegetal fossilizada) e descobriu que esse material adquire uma carga elétrica quando é atritado com tecidos, como seda ou lã.
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No final do século XVIII Benjamin Franklin observou que existem duas espécies de cargas elétricas, chamadas por ele, arbitrariamente, de positiva e negativa.
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Cargas elétricas de sinais opostos se atraem e cargas elétricas de mesmo sinal se repelem.
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 No século XIX
Stoney (1874) – admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos.
Em 1891 a unidade de carga elétrica negativa foi chamada de elétron.
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Uma das experiências mais importantes nesses sentido foi projetada pelo físico inglês Sir William Crookes, envolvendo descargas elétricas em ampolas de vidro contendo gás a baixa pressão.
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Ampolas de Crookes 
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Os raios catódicos, quando incidem sobre um anteparo, produzem uma sombra na parede oposta do tubo, permitindo concluir que se propagam em linha reta. 
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Os raios catódicos são desviados por um campo de carga elétrica positiva, permitindo concluir que são dotados de carga elétrica negativa.
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Os raios catódicos movimentam um molinete ou catavento de mica, permitindo concluir que são dotados de massa.
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	Joseph John Thomson, passou a chamar os raios catódicos de elétrons.
	Thomson determinou, o valor da relação e/m entre a carga do elétron e sua massa.
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O átomo é uma esfera com distribuição homogênea de carga positiva e elétrons incrustados.
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Obs: 	Foi o primeiro a lançar a natureza elétrica da matéria em um modelo atômico;
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 Em 1886, o físico Eugen Goldstein descobriu um novo tipo de raios positivos, os quais dependem do gás utilizado. As menores partículas que compunham, denomina-se próton.
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 Em 1895, o físico Wilhelm Konrad Röentgen descobriu o raio X. Este raio origina-se na área da ampola de Crookes onde os raios catódicos colidiam com a parede de vidro.
 Mais tarde, com ajuda do casal de cientistas Pierre e Marie Curie, Becquerel descobriu a radioatividade.
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 Rutherford e sua equipe de colaboradores utilizaram o polônio para bombardearem uma lâmina de ouro finíssima (10-4 mm).
Estrutura Atômica – 
Pelo modelo atômico de Thomson, esperava-se que praticamente todas as partículas radioativas atravessassem o átomo sem sofrer desvio.
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A maioria das partículas alfa atravessam a lamina de ouro sem sofrer desvios;
Poucas partículas alfa sofrem desvios ao atravessar a lamina de ouro.
Poucas partículas alfa não atravessam a lamina de ouro; 
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A maioria das partículas passam pela lamina de ouro sem sofre desvios: a maior parte da lamina de ouro é formada por espaços vazios( eletrosfera); 
Algumas partículas não conseguem atravessar a lamina de ouro: encontram barreiras dentro da lamina, ou seja, na lamina de ouro deve existir pequenas massas( núcleo). 
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Algumas partículas sofrem desvios ao passar pela lamina de ouro: são repelidas, ou seja, a lamina de ouro apresenta regiões com a mesma carga elétrica que as partículas alfa ( núcleo positivo);
No átomo há grandes espaços vazios;
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O átomo com um núcleo extremamente pequeno e denso, onde estaria concentrada praticamente toda a massa do átomo, e uma eletrosfera onde estariam girando os elétrons.
Hoje sabe-se que o tamanho do átomo é cerca de 10.000 a 100.000 vezes maior que o tamanho do núcleo.
Estrutura Atômica – 
Sistema planetário
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Prótons juntos no núcleo tendem a se repelir;
Segundo a mecânica clássica, partículas em movimento carregadas eletricamente perdem energia na forma de radiação.
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Rutherford admitiu a presença de partículas semelhantes aos prótons no núcleo.
Chadwick (1932) descobriu os nêutrons
Os nêutrons serviriam para diminuir a repulsão entre os prótons (maior estabilidade no núcleo)
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Bohr expôs algumas idéias que modificaram e explicaram as falhas do modelo planetário do átomo. 
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 Baseado na mecânica quântica, Niels Böhr apresentou uma correção ao modelo de Rutherford através dos seguintes postulados:
Em um átomo são permitidas somente algumas órbitas circulares ao elétron, sendo que em cada uma dessas órbitas o elétron apresenta energia constante.
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2.Um elétron não pode assumir qualquer valor de energia, mas somente determinados valores que correspondem às órbitas permitidas, tendo, assim, determinados níveis de energia ou camadas energéticas.
Um elétron, quando localizado numa dessas órbitas, não perde nem ganha energia espontaneamente.
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4. Um elétron pode absorver energia de uma fonte externa somente em unidades discretas chamadas de quanta.
5. Quando um elétron absorve um quantum de energia, ele salta para uma órbita mais energética, ligeiramente mais afastada do núcleo.
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onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, … e nada mais)
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	A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa.
	A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e corresponde à energia zero.
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Quando o elétron retorna à órbita menos energética, ele perde, na forma de onda eletromagnética, uma quantidade de energia que corresponde à diferença de energia existente entre as órbitas envolvidas no movimento do elétron.
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Quando ni > nf, a energia é emitida.
Quando nf > ni, a energia é absorvida
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Número Atômico (Z): quantidades de prótons.
Z = p = e
Número de Massa (A): a soma das partículas que constitui o átomo. 
A = Z + n + e
A = Z + n
REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO
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ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.
ISÓBAROS: mesmo número de
massa.
ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
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ISOELETRONICOS: mesmo número de elétrons.
ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam elétrons 
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Com o avanço da espectroscopia, foi possível observar que as raias consideradas anteriormente constituídas por uma única linha eram, na realidade, um conjunto de linhas distintas muito próximas umas das outras.
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Para explicar esta multiplicidade das raias espectrais verificadas experimentalmente, em 1915 o físico alemão Arnold Sommerfeld propôs o seguinte modelo: “Cada nível de energia n está dividido em n subníveis, correspondentes a uma órbita circular e a n-1 órbitas elípticas”
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Compreende a colaboração de vários cientistas:
Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.
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Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia, sendo portanto, uma partícula-onda.
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Schrodinger baseado nos nesses 2 princípios relaciona através de equações matemáticas a onde é máxima a probabilidade de encontrar o elétron (Orbital).
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Definem a energia e a posição mais provável de um elétron na eletrosfera. São eles:
Número quântico Principal.
Número Quântico Secundário.
Número Quântico Magnético.
Número Quântico Spin.
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Define o nível de energia ou camada:
K L M N O P Q
n = 1 2 3 4 5 6 7 
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Número máximo de elétrons por camada
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Define o subnível de energia: l = n –1, apenas quatro foram observados:
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Define a orientação espacial, região mais provável de se encontrar um elétron (orbital), m varia de – l a + l.
s = 1 orbital
p = 3 orbitais
d = 5 orbitais
f = 7 orbitais
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Define o sentido da rotação do elétron 
sentido horário s = - ½ anti-horário s = + ½ 
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Regras e pricípios gerais para distribuição dos elétrons no átomo:
Energia total do elétron: E = n + l.
O elétron tende a ocupar as posições de menor energia.
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3. Princípio da Exclusão de Pauling – o átomo não pode conter elétrons com números quânticos iguais.
4. Regra de Hund – em um subnível os orbitais são preenchidos parcialmente com elétrons do mesmo spin depois completados com elétrons de spins contrários.
Estrutura Atômica – 
Estrutura Atômica – 
Estude em casa!
Não deixe acumular dúvidas!
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