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Teoria atômica da matéria QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição Química Geral I Profª. Livia Carneiro Como surgiu a noção de que os átomos são as menores partes da matéria? Como foi o desenvolvimento da teoria atômica? • Os filósofos gregos foram os primeiros a postular que a matéria é constituída de partículas indivisíveis (~450 a.C.) • Mais tarde Platão e Aristóteles formularam hipóteses de que não poderia haver partículas indivisíveis (~ 384 a.C) Teoria atômica da matéria • John Dalton (1766-1844): (átomo como esfera pura, como bolas de bilhar) – Cada elemento é composto de átomos. – Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos. – Nas reações químicas, os átomos não são alterados. - Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam. • Lei de Dalton das proporções múltiplas: Quando dois elementos formam diferentes compostos, a proporção da massa dos elementos em um composto está relacionada à proporção da massa do outro através de um número inteiro pequeno. Teoria atômica da matéria • Faraday (1834) – primeira evidência da natureza elétrica da matéria; a passagem de uma corrente elétrica através de soluções aquosas podia provocar transformações químicas. • Tubos de raios catódicos: Posteriormente... cientistas começaram a fazer experiências com tubos de descarga de gás, nos quais uma corrente elétrica provocada por uma voltagem elevada passava através de um gás confinado sob baixa pressão dentro de um tubo de vidro. Teoria atômica da matéria • Tubos de raios catódicos: Recipiente com um eletrodo em cada extremidade Uma voltagem alta é aplicada através dos eletrodos Uma alta voltagem produzia radiação dentro do tubo, essa radiação tornou-se conhecida como raios catódicos Experiência de Thomson: 1ª evidência experimental da estrutura interna dos átomos foi a descoberta da primeira partícula subatômica, o elétron. • Thomson (1897) – construiu um tubo especial de descarga de gás para fazer medidas quantitativas das propriedades dos raios catódicos. Teoria atômica da matéria Raios catódicos e elétrons • Considere os raios catódicos saindo do eletrodo positivo através de um pequeno orifício. – Se eles interagirem com um campo magnético perpendicular a um campo elétrico aplicado, os raios catódicos podem sofrer diferentes desvios. – A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos campos magnético e elétrico aplicados. Por sua vez, a quantidade do desvio também depende da proporção carga-massa do elétron. * Conseguiu mostrar a existência de cargas elétricas negativas em um átomo. Raios catódicos e elétrons • A voltagem faz com que partículas negativas se desloquem do eletrodo negativo para o eletrodo positivo. • A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de um campo magnético. • Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa de um elétron é 1,76 x 108 C/g. Teoria atômica da matéria Experiência de Millikan: Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar sua massa • Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 C. • Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikan calculou a massa do elétron: 9,10 x 10- 28 g. • Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é 9,10939 x 10-28 g. Teoria atômica da matéria Considere o seguinte experimento: • Gotas de óleo são borrifadas sobre uma chapa carregada positivamente contendo um pequeno orifício. • À medida que as gotas de óleo passam através do orifício, elas são carregadas negativamente. • A gravidade força as gotas para baixo. O campo elétrico aplicado força as gotas para cima. • Quando uma gota está perfeitamente equilibrada, seu peso é igual à força de atração eletrostática entre a gota e a chapa positiva. Teoria atômica da matéria Estudos de Rutherford sobre a radioatividade… Considere o seguinte experimento: • Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe de radiação seja emitido pelo orifício. • A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e é detectada. • Três pontos são observados no detector: – um ponto no sentido da chapa positiva, Raios b – um ponto que não é afetado pelo campo elétrico, Raios g – um ponto no sentido da chapa negativa. Raios a Teoria atômica da matéria Radioatividade Teoria atômica da matéria Radioatividade • Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à radiação que é negativamente carregada e tem massa baixa. Essa se chama radiação (consiste de elétrons). • Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa se chama radiação . • Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente corresponde à radiação carregada positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação . O Átomo de Thomson: • Com o crescimento das evidências de que o átomo era composto de partículas ainda menores, deu-se mais atenção a como as partículas se uniriam. • No início do século XX Thomson argumentou que já que os elétrons compreendiam apenas uma pequena fração de massa de um átomos, eles provavelmente seriam responsáveis por uma fração igualmente pequena do tamanho do átomo. • Modelo da esfera positiva uniforme de matéria, na qual os elétrons estavam incrustados “Pudim de ameixas”. A descoberta da estrutura atômica O átomo com núcleo • Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consiste de entidades neutras e carregadas negativa e positivamente. • Thomson supôs que todas essas espécies carregadas eram encontradas em uma esfera. A descoberta da estrutura atômica O átomo com núcleo • Rutherford (1910) executou o seguinte experimento que contestava o modelo de Thomson: • Uma fonte de partículas foi colocada na boca de um detector circular. • As partículas foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro. • A maioria das partículas passaram diretamente através da chapa, sem desviar. • Algumas partículas foram desviadas com ângulos grandes. • Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford seria impossível. A descoberta da estrutura atômica O átomo com núcleo • A maior parte das partículas a atravessa quase sem desvios a folha de platina, enquanto algumas – as que acertam o núcleo – sofrem desvios muito grandes. • A maior parte do átomo consiste em um espaço quase vazio, esparsamente populado por seus elétrons. Os núcleos são muito menores em relação ao volume dos átomos. • Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículas , o centro ou núcleo do átomo deve ser constituído de uma carga positiva densa. A descoberta da estrutura atômica O átomo com núcleo • Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: – Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva deve estar localizada no centro, com uma carga negativa difusa em torno dele. A descoberta da estrutura atômica • Modelo de Rutherford: • O átomo consite 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. A descoberta da estrutura atômica A descoberta da estrutura atômica O átomo consite 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 átomose deve aos elétrons. A descoberta da estrutura atômica Tabela 1. Propriedades das partículas subatômicas Partícula Localização Carga relativa Massa relativa Próton Núcleo +1 1.00728 Nêutron Núcleo 0 1.00867 Elétron Extranuclear -1 0.00055 O átomo moderno •Número atômico (Z): número de prótons; •Número de massa (A): número de prótons + neutrons •Número de neutrons: A - Z •Cada átomo é identificado pelo seu símbolo com o número atômico (subscrito) e de massa atômica (sobrescrita): XAZ •EX: o átomo de oxigênio tem número atômico 8 e massa atômica 16 O168 O átomo moderno • Número atômico de um dado elemento(Z): fixo; • Número de massa (A) de um dado elemento: variado. Isótopos Tabela 2. Isótopos Isótopo Z A Número de prótons Número de nêutrons Urânio - 235 92 235 92 143 Urânio - 238 92 235 92 146 O168 O átomo moderno Átomo semelhante ao sistema Solar: em que o núcleo representaria o Sol e os elétrons seriam os planetas girando em órbitas circulares (eletrosfera) Modelo de Rutherford Falhas do Modelo: Os elétrons girando ao redor do núcleo poderiam ser atraídos pelo núcleo (positivo) e cairiam sobre ele. De acordo com a física clássica, uma partícula carregada (como um elétron) que se move em uma trajetória circular perderia energia continuamente pela emissão de radiação eletromagnética. Modelo de Rutherford No entanto o elétron girava continuamente ao redor do núcleo sem emitir energia Modelo de Rutherford O Modelo de Bohr • Em 1912 Bohr determinou algumas leis para explicar o modelo pelo qual os elétrons giram em órbita ao redor do núcleo: • Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem-definidas, que são denominadas órbitas estacionárias; • Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia; Modelo de Bohr • Quando os átomos são aquecidos ou submetidos a uma descarga elétrica, eles absorvem energia, que em seguida é emitida como radiação • A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de energia para outro. • Ao saltar de uma órbita para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade de energia bem definida, chamada de quantum (fóton, E=hn) Modelo de Bohr • Como os elétrons se arranjam em volta do núcleo? • Para investigar a estrutura interna de objetos do tamanho dos átomos é preciso observá-los indiretamente, por meio das propriedades da luz que eles emitem quando estimulados por calor ou por uma descarga elétrica. • A análise da luz emitida ou absorvida por substâncias é um área muito importante da química, conhecida como espectroscopia Modelo de Bohr Objetos quentes e quantização de energia... • Emissão de radiação por objetos aquecidos.. • No final do século XIX físicos estudavam esse fenômeno chamado de incandescência , em que um objeto é capaz de brilhar com muita intensidade a alta temperatura, tentando entender a relação entre temperatura, intensidade e comprimento de onda da radiação emitida. • Planck propôs que a energia podia ser liberada ou absorvida por átomos apenas em „pedaços‟ distintos de tamanhos mínimos. • Bohr abordou a ideia de Planck, assumindo que as leis da física eram inadequadas para descrever todos os aspectos dos átomos, adotou a ideia de que as energias eram quantizadas. • Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos pacotes de tamanhos mínimos, chamados quantum. • A relação entre energia e a frequência é onde h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J.s) E = hn • 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. Modelo de Bohr Radiação ou Onda Eletromagnética • A luz é uma forma de radiação eletromagnética, que resulta de uma oscilação (variam com o tempo) simultânea de um campo elétrico e um campo magnético. E que atravessa o vácuo a 3,00x108 m/s. • Todas as formas de radiação eletromagnética transferem energia de uma região do espaço para outra. • Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, , e uma amplitude, A. • A frequência, n, 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 = 3,00 108 m/s. Natureza ondulatória da luz Natureza ondulatória da luz • Como as propriedades da radiação eletromagnética podem nos dar informações sobre a estrutura atômica.? • Muito do entendimento atual sobre a estrutura eletrônica dos átomos veio da análise da luz emitida ou absorvida pelas substâncias. Espectros de Linha Natureza ondulatória da luz Espectro Eletromagnético • Espectro magnético da luz visível: Espectro contínuo • Espectro contínuo: distribuição contínua de luz de todas as cores; • Aparece quando a luz solar ou aquela proveniente de um sólido aquecido a alta temperatura (filamento de lâmpada elétrica), atravessa um prisma e é projetada sobre um anteparo. Quando uma corrente elétrica passa por uma amostra de hidrogênio em baixa pressão, ocorre emissão de luz. A corrente elétrica (tempestade de elétrons) quebra as moléculas de H2 e excita os átomos de hidrogênio para energias mais altas. Esses átomos excitados liberam energia na forma de radiação eletromagnética (luz). Bohr - Explicação do átomo baseado na luz emitida por alguns elementos quando aquecidos. Espectro de Linha • Outras fontes luminosas tem espectro contínuo? • Uma lâmpada de hidrogênio não possui espectro contínuo! Espectro de Linha • A descarga elétrica (feixe de elétrons), excita, ou aumenta a energia dos átomos do gás, através dos choques dos elétrons, os átomos emitem, então, energia absorvida na forma de luz (fótons) a medida que os elétrons retornam a estados de energia mais baixa Espectros de Linha de outros elementos • Quando um feixe estreito desta luz passa através de um prisma, não se observa um espectro contínuo mas linhas separadas, de cores diferentes: espectro atômico ou espectro de emissão do elemento. • Cada elemento possui seu próprio espectro atômico ou espectro de linha, porque a luz associada às emissões individuais é vista em forma de linha no anteparo. 1ª Explicação matemática do Espectro de Linha • A primeira pessoa a identificar uma tendência nas linhas da região visível do espectro foi Johann Balmer • Em 1885 Balmer descobriu uma equação empírica com a qual podiam ser calculados os comprimentos de onda das linhas na porção do espectro visível para o hidrogênio; • Espectro atômico do hidrogênio: elemento com átomos mais simples, espectro mais simples, com menor número de linhas; • A equação foi colocada em uma forma generalizada, chamada equação de Rydberg, que permitia calcular os comprimentos de onda de todas as linhas espectrais do hidrogênio não somente no espectro visível, através de uma equação empírica extremamente simples. • Equação de Rydberg: 1 𝜆 = 𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 Onde = n são números inteiros que podem variar de 1 ao Se n1= 1, n2=2, 3, 5,...., RH = 109,678 cm -1 1. A única restrição é que n2 deve ser sempre maior que n1. Isto assegura que o valor calculado do comprimento de onda seja sempre positivo. 2. A constante de RH é uma constante empírica, o que significa que seu valor foi ajustado de modo que a equação forneça valores de l que concordem com os determinados experimentalmente. 1ª Explicação matemática do Espectro de Linha Modelo Atômico de Bohr e os Espectros de Linha • Bohr também propôs uma equação matemática para prever os comprimentos de onda do espectro de linha do hidrogênio - Equação baseada no seu modelo atômico! Modelo Atômico de Bohr: • O fundamento de toda a teoria sobre a estrutura eletrônica dos átomos, proposta por Bohr, está baseada na existência de espectros de linha, os quais indicam níveisquantizados de energia no átomo. Modelo Atômico de Bohr para o Átomo de Hidrogênio • Seu modelo considerava que o elétron em movimento ao redor do núcleo era algo semelhante a um planeta em sua órbita em torno do Sol. • Bohr postulou que o elétron só podia se mover em torno do núcleo ao longo de certas órbitas; • Quando os elétrons passam de uma órbita para outra 1 quantum de energia era absorvido ou emitido; • Isto levou Bohr a deduzir uma expressão para os níveis de energia do elétron no átomo. Modelo Atômico de Bohr para o Átomo de Hidrogênio • Bohr deduziu uma expressão para os níveis de energia do elétron no átomo. Nesta expressão aparecem várias constantes físicas como m é a massa do elétron, e sua carga, n o número quântico principal e h, a constante de Planck. • A expressão de Bohr para energia: 𝐸 = − 2𝜋2𝑚𝑒4 𝑛2ℎ2 𝑏 = 2𝜋2𝑚𝑒4 ℎ2 𝐸 = − 𝑏 𝑛2 Cada órbita é identificada pelo seu valor de n, representando o valor das constantes por uma única letra Modelo Atômico de Bohr para o Átomo de Hidrogênio • É possível utilizar esta expressão para calcular a energia do elétron em qualquer órbita específica • O nível de energia mais baixo de um átomo é também, em geral, o mais estável, sendo por isto chamado estado fundamental. • Quanto mais alto o valor de energia, menos estável é a órbita, e assim o elétron retorna à órbita de energia mais baixa. • Como a energia do elétron em uma dada órbita é fixa, um salto de uma certa órbita para outra, de n=2 para n=1, por ex., sempre libera a mesma quantidade de energia, e a freqüência da radiação emitida em virtude deste salto é sempre a mesma. 𝐸 = − 𝑏 𝑛2 Modelo Atômico de Bohr para o Átomo de Hidrogênio • O grande sucesso da teoria de Bohr foi levar à dedução da fórmula de Rydberg (empírica). • Quando um átomo emite um fóton, um elétron cai de um nível inicial mais alto de energia Ei para outro nível final de energia mais baixa, Ef. Se o número quântico inicial do elétron é ni e o número quântico final é nf, então a variação de energia, considerada uma quantidade positiva, será: 𝐸 = 𝐸𝑖 − 𝐸𝑓 = −𝑏 𝑛𝑖 2 − −𝑏 𝑛𝑓 2 𝐸 = 𝑏 1 𝑛𝑓 2 − 1 𝑛𝑖 2 𝐸 = ℎ 𝜈 𝑐 = 𝜆 𝜈 Δ𝐸 = ℎ 𝑐 𝜆 = ℎ𝑐 1 𝜆 Modelo Atômico de Bohr para o Átomo de Hidrogênio Esta equação deduzida a partir da teoria de Bohr, está de acordo com a fórmula de Rydberg, que foi obtida experimentalmente somente da observação do espectro do hidrogênio. b/hc= RH = 1,096776 x 10 7 m-1 1 𝜆 = 𝑏 ℎ𝑐 1 𝑛𝑓 2 − 1 𝑛𝑖 2 • 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 (109.678 cm -1), h é a constante de Planck (6,626 10-34 J·s), n1 e n2 são números inteiros (n2 = ni ; n1 = nf). Quando n2 > n1, a energia é emitida Quando n1 > n2, a energia é absorvida 1 𝜆 = 𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 Espectro de linhas e o modelo 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 onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, … e nada mais). (2,18 x 10-18 J)/hc = RH 2 18 1 J 1018.2 n E 𝐸 = ℎ 𝜈 𝑐 = 𝜆 𝜈 Δ𝐸 = ℎ 𝑐 𝜆 = ℎ𝑐 1 𝜆 Espectro de linhas e o modelo de Bohr Níveis de energia no átomo de hidrogênio a partir do modelo de Bohr Espectro de linhas e o modelo de Bohr Série de Lyman nf = 1 (ultravioleta) Série de Balmer nf = 2 (visível/ultravioleta) Série de Paschen nf = 3 (infravermelho) As órbitas de Bohr para o átomo de hidrogênio e as diversas séries de linhas espectrais Por que foi necessário abandonar a teoria de Bohr? • A teoria de Bohr não foi capaz de explicar quantitativamente o espectro de átomos mais complexos que o hidrogênio • No entanto, avanços importantes foram conseguidos, conceitos de números quânticos e níveis discretos de energia Avanços da Teoria de Bohr • Antes de Bohr: átomo era núcleo circundado por elétrons; • Bohr propôs então que a existência de orbitais bem definidos (números quânticos) e níveis definidos de energia do elétron (energia quantizada). • Estes níveis definidos e esta energia quantizada estão relacionados com o fenômeno dos espectros de linha. Este é o princípio dos fogos de artifício: o luz verde usam-se sais de bário; ouma luz vermelha, sais de estrôncio; oluz amarela, sais de sódio, FOGOS DE ARTIFÍCIO LÂMPADAS FLUORESCENTES (A VAPOR DE MERCÚRIO) LÂMPADAS DE DESCARGA ELÉTRICA (A VAPOR DE SÓDIO) LÂMPADAS DE NEON NO LABORATÓRIO: TESTE DE CHAMA Espectroscopia na Astronomia Depois que se descobriu que cada elemento natural produz linhas espectrais próprias, astrônomos passaram a apontar seus "espectroscópios" para diversas estrelas, planetas e nebulosas e diversas propriedades dos objetos celestes se tornaram conhecidas. Atualmente a análise espectral não é feita apenas no seguimento visível da luz, mas também nos comprimentos de onda do infravermelho e ultravioleta, onde os gases e sólidos apresentam propriedades diferentes. Além disso, os espectroscópios não usam mais os prismas para decompor a luz e sim redes de difração, uma espécie de anteparo com milhares de riscos que espalham os diversos comprimentos de onda da luz. Espectro solar elaborado pelo Observatório Solar McMath-Pierce Composição do Sol determinada por Espectroscopia Aurora polar É um fenômeno óptico composto de um brilho observado nos céus noturnos nas regiões polares, em decorrência do impacto de partículas de vento solar e a poeira espacial encontrada na via láctea com a alta atmosfera da Terra, canalizadas pelo campo magnético terrestre. Em latitudes do hemisfério norte é conhecida como aurora boreal Por exemplo, luz azul do nitrogênio e luz verde do oxigênio. Cálculo do comprimento de onda associado a uma linha do espectro do hidrogênio. 1. O conjunto das linhas na parte visível do espectro do hidrogênio é denominado série de Balmer, para a qual n1 = 2 na equação de Rydberg. Calcule, com quatro algarismos significativos, o comprimento de onda, em nanômetros, da linha espectral desta série para qual n2 = 4. Exercício 1 𝜆 = 𝑅𝐻 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 1. Um átomo de hidrogênio é excitado, a partir do estado fundamental, a um estado com n=4. (a) Qual a energia absorvida pelo átomo? (b) Calcule, TODOS os comprimentos de onda, em nanômetros, dos fótons que podem ser emitidos se o átomo voltar ao estado fundamental. Se nesse processo a luz emitida for decomposta e projetada na forma de um espectro, quantas linhas veríamos e de que cores elas seriam? Δ𝐸 = (−2,18 𝑥 10−18𝐽) 1 𝑛𝑓 2 − 1 𝑛𝑖 2 Exercício
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