62_7331100_aulas_Quimica+Geral+ESTRUTURA+ATOMICA+DA+MATERIA

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ESTRUTURA ATÔMICA DA MATÉRIA 
Engenharia Civil
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 Por que estudar a estrutura atômica?
“O comportamento físico-químico da matéria depende da forma pela qual os átomos formam ligações e reagem entre si.”
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 O atomismo de Leucipo de Mileto
- Filósofo grego da primeira metade do século V a.C.
- Uma matéria pode ser dividida até chegar a um limite, uma pequena partícula indivisível chamada átomo.
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O átomo indivisível de John Dalton
- Químico, meteorologista e físico inglês (1766- 1844).
- Em 1803 propôs que a matéria era feita de partículas fundamentais (átomos).
- Átomos são maciços, permanentes e indivisíveis e não podem ser criados nem destruídos.
- Todos os átomos de um certo elemento são idênticos em todas as suas propriedades – inclusive a massa - e átomos de elementos diferentes têm propriedades diferentes.
 
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- Uma alteração química consiste em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos.
- Os compostos são constituídos de átomos de elementos diferentes em proporções fixas.
- Modelo da “Bola de Bilhar”.
- Acabou com a procura do método de transmutação de metais comuns em ouro.
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O átomo de J. J. Thomson
- Engenheiro inglês (1856 – 1940).
- Propôs que um átomo era formado por uma parte positiva grande e pesada – constituindo a maior parte da massa do átomo - mais uma parte negativa, menor e mais leve.
Suas experiências com o tubo de raios catódicos permitiram concluir irrefutavelmente a existência dos elétrons. 
Os corpos são eletricamente neutros, constituídos de elétrons e prótons.
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- Modelo do Pudim de Passas.
- O número de elétrons no átomo deve anular a carga positiva da massa. 
- Se um átomo perde elétron, fica positivo, pois teria mais carga positiva em relação ao número de elétrons, formando um íon. 
- A massa dos elétrons é muito menor que a do átomo, logo a massa de um íon é praticamente a mesma de um átomo neutro.
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O átomo de Ernest Rutherford
Físico e químico neozelandês (1871 – 1937).
Considerado o pai da física nuclear.
Criou o conceito de “meia vida”de um elemento radioativo.
Provou que a radioatividade causa a transmutação de um elemento químico em outro.
Em 1919 realiza a primeira reação nuclear em laboratório, transformando azoto em oxigênio.
- Suas experiências apontaram para métodos de obtenção de energia nuclear.
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Conhecido como Modelo Atômico Planetário.
Núcleo positivo, pequeno em relação ao todo, mas com grande massa.
Ao redor do núcleo, elétrons em órbitas helicoidais, em grande velocidade (para não serem atraídos e caírem sobre o núcleo).
A eletrosfera seria dez mil vezes maior que o núcleo e entre eles haveria um espaço vazio. 
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 O átomo moderno
- Descendente direto do átomo de Rutherford.
Um pequeno núcleo positivo, com 
praticamente toda a massa do átomo.
Uma região extranuclear, composta de elétrons.
- A carga positiva do núcleo é expressa em unidades da magnitude da carga do elétron e é chamada de número atômico (Z).
 Ex: Lítio
 Núcleo do Li: +4,8 x 10-19 C
 Elétrons: - 1,6 x 10-19 C
 Quantos elétrons tem o Lítio? 3, porque 3 x - 1,6 x 10-19 C = - 4,8 x 10-19 C, neutralizando a carga positiva do núcleo.
 Qual a magnitude? 3, logo o número atômico (Z) do Lítio é 3.
 * C (Carga Elementar)
 
 
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- O núcleo seria constituído de dois tipos de partículas: os prótons (carga +1) e os nêutrons (sem carga).
- O número de prótons é igual ao Z. 
- O número de prótons é igual ao número de elétrons, o átomo não tem carga elétrica.
- O número de massa (A) é a soma de prótons e nêutrons do núcleo.
Partícula Massa Carga
 Relativa Relativa
Próton 1 +1
Nêutron 1 0
Elétron 0 -1
 A = Z + N
 
 ZXA Ex: 6C12 / 17Cl35
 
 
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 Isótopos
Isótopos são dois ou mais átomos que possuem o mesmo número atômico (Z) e diferentes números de massa (A).
Os Isótopos pertencem sempre ao mesmo elemento químico.
Ex:3Li6 (7,42%)
 3Li7 (92,58%) 
 8O16 (99,76%)
 8O17 (0,04%)
 8O18 (0,20%)
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Isóbaros
 São dois ou mais átomos que possuem o mesmo número de massa (A) e diferentes números atômicos (Z). 
 Ex: 6C14 / 7N14 26Fe57 / 27Co57
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Isótonos
 São dois ou mais átomos que possuem o mesmo número de nêutrons (N) e diferentes números atômicos (Z) e de massa (A).
 Ex: 6C13 / 7N14 17Cl37 / 20N40 
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Íons
Quando um átomo eletricamente neutro perde ou ganha elétrons.
Ao perder, ele fica eletricamente positivo (Cátion).
Ao ganhar, ele fica eletricamente negativo (Ânion).
Os íons podem ser:
Monovalentes (uma carga) Ex: Cl- , Na+ e K+
Divalentes (duas cargas) Ex:O2- ,Ca2+ 
Trivalentes (três cargas) Ex: Al3+
Tetravalentes (quatro cargas) 
 Ex: Pb4+
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Elétrons nos átomos
Após o “modelo planetário” de Rutherford, a ciência pergunta: “Pra que servem os elétrons?”
O próprio Rutherford reconhece imperfeições em seu modelo.
O elétron está em movimento ou estacionário?
Se estacionário, ele seria atraído pelo núcleo e o átomo seria aniquilado, o “O UNIVERSO SERIA ANIQUILADO”.
Se em movimento rápido ao redor do núcleo – em órbita elíptica ou circular, ou mais complexa – este movimento deve ser próximo do núcleo, para que a força centrífuga impeça o elétron de ser jogado sobre o núcleo.
Modelo INCONSISTENTE COM A FÍSICA CLÁSSICA → 
“a qualquer momento que uma partícula carregada sofre uma aceleração, ela deve emitir energia radiante.”
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 Elétrons nos átomos
Não se observa esta irradiação de energia.
Se a irradiação ocorresse: o elétron perderia energia → sua velocidade diminuiria → o raio de sua órbita ao redor do núcleo diminuiria → efeito centrífugo diminuiria → ele cairia sobre o núcleo → o átomo se aniquilaria.
 “O UNIVERSO SERIA ANIQUILADO OUTRA VEZ!!!!“
 MODELO PLANETÁRIO DEVE SER REJEITADO
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 PREVÊ O COLAPSO IMEDIATO DO UNIVERSO
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 DILEMA
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 Energia Radiante ou Eletromagnética
- Mostra um movimento ondulatório.
- Percorre 3,00 x 108 m/s ou 297600 Km/s no vácuo.
- A energia radiante é transmitida por uma onda eletromagnética.
- É a combinação de um campo elétrico e de um campo magnético, ambos oscilando e se movendo pelo espaço.
- Isto significa que uma partícula eletricamente carregada balança, oscila com a passagem de uma onda eletromagnética.
- As ondas eletromagnéticas têm características ondulatórias semelhantes às ondas que se movem na água.
- Todas as ondas têm um comprimento de onda – distância entre sucessivos pontos correspondentes - representado por lambda λ.
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 Energia Radiante ou Eletromagnética
- A amplitude da onda é representada por A.
- A frequência de uma onda é representada pela letra grega nu, , e é o número de ciclos que passam por um ponto em um segundo.
- A velocidade de uma onda, C, é dada por sua frequência multiplicada pelo seu comprimento de onda.
 c= 
- Frequência e comprimento da onda são inversamente proporcionais.
- A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação da radiação com a matéria.
- A radiação visível tem comprimentos de onda entre 400 nm (violeta) e 750 nm (vermelho).
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 Energia Radiante ou Eletromagnética
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 Espectro visível
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 Energia Radiante ou Eletromagnética
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 Energia Radiante ou Eletromagnética
- 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 radiação solar é formada por uma série de ondas eletromagnéticas com λ variando de 700 nm a 400 metros.
Uma mistura de ondas (luz branca) pode ser separada por um prisma ótico, que desvia o raio de luz mas também luz de diferentes comprimentos de onda.
Forma-se
um espectro chamado “Espectro Contínuo”.
- Ex: Luz solar, lâmpada incandescente.
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Espectro Contínuo da Luz Visível
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Espectro de Linhas ou Atômico
- Obtenção de um espectro a partir de uma lâmpada de gás.
Observa-se apenas algumas linhas correspondendo a algumas tonalidades da luz visível.
 POR QUÊ?
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O átomo de Niels Bohr
Físico dinamarquês (1865 – 1962).
Decisiva contribuição para a compreensão da estrutura atômica e da física quântica.
Questionou princípios da “Física Clássica” de partículas e iniciou o desenvolvimento da “Física Nova” ou Mecânica Quântica.
- Em 1913 propõe um modelo mais completo que o de Rutherford que conseguia explicar o “Espectro de Linhas”.
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- Admite que uma substância ao ser aquecida e emitir luz, o faz porque seus átomos absorveram energia da fonte energética (chama ou descarga elétrica).
- Sugere que são os elétrons os responsáveis pela absorção desta energia no átomo, e depois a reemitem como luz.
- A energia de um elétron em um átomo é quantizada (tem quantidades distintas, certas e específicas).
- Max Planck e Albert Einstein demonstram que toda radiação eletromagnética se comporta como se fosse composta de pequenos “pacotes de energia” (fótons) e que esses tem energia proporcional à frequência da luz (v).
 (1) Efóton = hv onde, 
 
 h é Constante de Proporcionalidade ou Constante de Planck.
 
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Vimos que c = λv ou v = c/λ
Assim podemos escrever (1) como:
 
		 Efóton = hc
 λ
- Se a radiação eletromagnética tem um único e distinto comprimento de onda → a energia de seus fótons tem apenas um valor ( h e c são constantes).
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Postulados de Bohr
Os elétrons movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares, chamadas camadas de níveis.
Cada uma dessas camadas possui um valor determinado de energia.
Um elétron não pode ficar entre dois níveis.
- Um elétron pode passar de uma camada de menor energia para outra de maior energia, desde que receba energia externa (elétrica, luz, calor etc.) → ELÉTRON EXCITADO
- O retorno do elétron à sua camada inicial ocorre com liberação de energia na forma de ondas eletromagnéticas (luz visível, ultravioleta, calor etc.)
- O modelo de Bohr explica o espectro de linhas e a luz dos fogos de artifício.
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Postulados de Bohr
- Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas.
- Após muita matemática, Bohr mostrou que n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, … e nada mais).
 
- 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.
- Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através da absorção e da emissão de energia em quantum.
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- O modelo de Bohr apresenta muitas deficiências e a mais sérias delas é o aspecto planetário.
- O modelo se aplica bem ao hidrogênio, pode ser adaptado para outros átomos, mas para a maioria dos outros elementos é “um grande fracasso”.
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 Modelo de Subníveis Energéticos
Em 1927, o alemão Werner Heisenberg propõe um importante enunciado da Mecânica Quântica; “O Princípio da Incerteza”:
 “É impossível ter – simultaneamente – certeza da posição e da velocidade de um elétron”.
 - Atualmente considera-se que o elétron é mais bem caracterizado por sua energia do que por sua posição, velocidade ou trajetória.
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 Modelo de Subníveis Energéticos
- Já que não é possível se determinar uma trajetória definida e estável para os elétrons em torno do núcleo, admiti-se que existam regiões do espaço atômico onde há maior probabilidade de se encontrar um elétron. Estas regiões são denominadas ORBITAIS.
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 Modelo de Subníveis Energéticos
- O austríaco Erwin Schrödinger (1887 – 1961) propõe em 1926 uma equação que contém os termos onda e partícula.
O elétron apresentaria comportamento semelhante a onda e partícula. 
A resolução da equação leva às funções de onda (Ψ) e às suas energias. 
- A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.
O quadrado da função de onda (Ψ 2) fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
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- Próximo do núcleo, Ψ 2 é alto e diminui à medida que se distancia do centro.
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 A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
 
1 - Primeiro Número Quântico ou Principal (n). 
	. Este é o mesmo n de Bohr. 
	. Nos revela a camada em que o elétron está.
	. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 
	. Assim n = 1 é a camada K, n = 2 é a camada L…
Modelo de Subníveis Energéticos
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2.O Segundo Número Quântico ou Azimutal, (l). 
 . Especifica a subcamada e portanto a forma do orbital. 
	. Depende do valor de n. 
 . Apresenta valores de 0 até n – 1.
	. Assim l = 0 significa subcamada s (orbital esférico); l = 1 subcamada p (orbital com dois lobos); l = 2 subcamada d e l = 3 subcamada f. 
3.O Terceiro Número Quântico ou Magnético, (ml). 
 . Depende de l. 
 . Tem valores inteiros entre - l e + l. 
 . Fornecem a orientação do orbital no espaço.
	. Se l = 3, ml pode ser -3, -2, -1, 0, +1, +2 ou +3.
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Princípio de Exclusão de Pauli
- Wolfgang Pauli (1900 – 1958) diz que “não existem dois elétrons num átomo que possuem os mesmos valores para todos os números quânticos”.
"Não apenas não está certo, como nem ao menos está errado!” 
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 Modelo de Subníveis Energéticos
Quais seriam as energias dos elétrons em um átomo?
Onde se situa cada elétron?
O que os elétrons estão fazendo? 
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 Modelo de Subníveis Energéticos
CAMADAS: 
 . Conjunto de um ou mais níveis energéticos quantizados.
 . Usam-se as letras: K, L, M, N, O, P e Q.
 . Especifica-se o número n da camada, onde n pode ser 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7...
SUBCAMADAS:
 . São subdivisões energéticas de uma camada.
 . Dentro de uma dada camada, as subcamadas são denominadas em ordem crescente de energia como s, p, d, f, g, h, i ...
ORBITAIS (Funções de Onda): 
 . Numa mesma subcamada todos os elétrons têm a mesma energia.
 . É a região do espaço onde é provável que se encontre um elétron de certa energia. 
	
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 Diagrama de Pauling 
- Os elétrons procuram os subníveis menos energéticos, desde que haja lugar disponível.
Quando os elétrons se encontram nos subníveis menos energéticos o átomo está no “estado fundamental”.
 3Li →1s2 2s1
 8O →1s2 2s2 2p4
 25Mn →1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d5
 17Cl →1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 17Cl -→1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
 11Na →1s2 2s2 2p6 3s1 
 11Na+→1s2 2s2 2p6 
 
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Orbitais
- É a denominação dos estados estacionários da função de onda de um elétron:
 
 HΨ = EΨ, onde 
 Ψ é a função de onda.
- Entretanto, os orbitais não representam a posição exata do elétron no espaço. Esta não pode ser determinada devido a sua natureza ondulatória; apenas delimitam uma região do espaço na qual a probabilidade de encontrá-lo é elevada. 
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Orbital 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, Ψ2 = 0 
- Para um orbital s, o número de nós é n - 1.
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 Orbital s – Formas de Representação
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 Orbital s – Formas de Representação
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Orbital 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. 
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Orbital p – Formas de Representação
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 Orbital p – Formas de Representação
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Orbital d
- Existem cinco orbitais d. 
- 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-.
- Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
- Um dos orbitais d tem dois lóbulos e um anel.
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 Orbital d – Formas de Representação
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Orbital f
São sete, ainda mais complexos que os d, possuindo até oito lobos.
São importantes para a química dos lantanídeos e actinóides (entre os metais alcalinos terrosos e os de metais de transição).
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Lantanídeos e Actinídeos