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ESTRUTURA ATÔMICA Prof. Luiz Fernando Brum Malta Química Geral Instituto de Química/UFRJ Modelo atômico de Dalton (1803) Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos; -Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem destruídos. - Os elementos são caracterizados por seus átomos > >Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos >Átomos de diferentes elementos tem diferentes propriedades; Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa. Tubo de raios catódicos (1850) A baixas pressões de gás, verifica-se que um raio deixa o catodo e viaja para o anodo Incandescência observada nos pontos A, B e C e no gás residual do tubo Tubo de raios catódicos J.J.Thompson (1887) Partículas em raio catódico são carregadas negativamente; São independentes do material do catodo e sempre tem as mesmas propriedades; Logo estão presentes em toda a matéria; Cálculo da razão carga/massa do elétron: -1,76 x 108C/g Experimento de Millikan (1908) Irradiação do ar ao redor das gotículas de óleo; Captura dos elétrons pelas gotículas de óleo; Aplica-se uma diferença de potencial de forma a “frear” o movimento do óleo; Determinação da carga nas gotículas-> Múltiplos de 1,6 x 10-19 C; Logo cada elétron carregava 1,6 x 10-19 C; Pela sua razão carga/massa, calcula-se que a massa do elétron é 9,1 x 10-31 kg. Observações e Conclusões Tubo de Raio Canal (1886) Raio canal -> Composto por partículas carregadas positivamente; Tais partículas não são todas iguais, pois possuem diferentes cargas -> Múltiplos de 1,6 x 10-19 C; CONCLUSÃO: Em tubos de raio catódico e de raio canal, os elétrons deixam o catodo em direção ao anodo e colidem com as moléculas de gás no tubo, o que as deixa com carga positiva; Logo moléculas e átomos consistem de partículas positivas e elétrons com carga negativa. Observações e Conclusões Modelo atômico de Thomson (1898) Experimento de Rutherford, Geiger e Marsden(1911) Desvios pequenos -> O átomo de Thomson explica; Distribuição difusa de massa -> Partícula alfa não é influenciada por baixas concentrações de cargas positivas/negativas; Desvios grandes -> Partículas alfa que passam próximas ao núcleo são fortemente repelidas pela carga nuclear. Modelo atômico de Rutherford (1911) Um núcleo minúsculo compreendendo toda a carga positiva e toda a massa do átomo; Região extranuclear, onde estão distribuídos os elétrons. 1914 – Rutherford Descreve partícula nuclear com massa maior mas com carga igual em módulo ao do elétron -> Próton 1932 – J. Chadwick Partícula com a mesma massa que o próton mas sem carga -> Nêutron Dilema do átomo estável O elétron está parado: A atração elétron-núcleo faria o elétron colidir com o núcleo; O elétron está em movimento nas órbitas de Rutherford: Movimento acelerado leva a mudança de órbita do elétron devido a emissão de luz; Trajetória em espiral também leva a colisão do elétron com o núcleo. Propriedades das ondas Comprimento de onda (Wavelength, ) é a distância entre pontos idênticos de ondas sucessivas; Amplitude é a distância vertical entre a linha do meio da onda ao pico. Frequência () é o número de ondas que passa em um ponto particular em 1 segundo (Hz = 1 ciclo/s). A velocidade (u) da onda = x Maxwell (1873) propôs que a luz visível consiste de ondas eletromagnéticas Radiação eletromagnética é a emissão e transmissão de energia sob a forma de ondas eletromagnéticas Velocidade da luz (c) no vácuo=3,00 x 108 m/s Toda radiação eletromagnética x c Componente do campo elétrico Componente do campo magnético Espectro eletromagnético Espectro de linhas Espectro de linhas Final do século XIX → Equação de Rydberg (1/)=ZR(1/n1 2-1/n2 2); n2>n1 R-> Constante de Rydberg = 0,010974 nm-1 Z-> Número atômico Espectro de linhas Série de Lyman (Ultravioleta) n1=1 e n2=2,3,4,5.... Série de Balmer (Visível) n1=2 e n2=3,4,5,6.... Série de Paschen (Infravermelho) n1=3 e n2=4,5,6,7.... Espectro de linhas Emissão de luz por objetos quentes Sólidos aquecidos -> emitem radiação Exemplo: luz branca de lâmpadas de tungstênio Distribuição de comprimento de onda de uma radiação depende da temperatura; Emissão de luz por objetos quentes Sólidos aquecidos -> emitem radiação Exemplo: luz branca de lâmpadas de tungstênio Distribuição de comprimento de onda de uma radiação depende da temperatura; Planck → Supôs que a luz é absorvida e emitida sob a forma de pulsos discretos de luz → Quantum E=h Efeito fotoelétrico Há independência do valor do potencial frenador V0 em relação a intensidade da luz incidente; Um fóton transfere energia (h) para um único elétron; Ek=½(mv 2)max = eV0 = h- -> Energia necessária para remover o elétron da superfície do eletrodo O modelo atômico de Bohr Um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades específicas de energia Estado fundamental → Todos os elétrons estão nos níveis de energia mais baixos que lhes são disponíveis; Estado excitado → O átomo absorve energia de uma chama/descarga elétrica e alguns elétrons são elevados a níveis de maior energia; Princípio da Incerteza de Heisenberg “É impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o momento de uma pequena partícula, tal como o elétron.” Determinação da posição do elétron Olho humano: Resolve objetos na faixa de 0,1 a 0,2 mm; Objetos menores devem ser visualizados com um microscópio; Resolução de um microscópio (R) -> Relacionada ao tamanho do menor objeto que pode ser visualizado; R ~ 0,6 Se o comprimento de onda for diminuído, aumenta-se o momento do fóton; Assim, o fóton transfere mais momento para o elétron aumentando a incerteza do momento do elétron; Se o comprimento de onda for aumentado, diminui-se o momento do fóton e a incerteza do momento do elétron; Entretanto aumenta-se a incerteza da posição do elétron. Princípio da Incerteza de Heisenberg ps> h/4 Ondas estacionárias Mecânica Quântica 1926 – Erwin Schrödinger Equação de Schrödinger HE Coordenadas cartesianas e polares A resolução desta equação para o átomo de hidrogênio fornece um conjunto de funções de onda Descrevem as formas e energias das ondas de elétrons Orbitais (r, ) = R(r) Funções radiais para o átomo de hidrogênio Orbital 1s -> R(r) = 2(Z/a 0 )3/2e-Z*r/a0 Orbital 2s -> R(r) = (2/(2*21/2))(Z/a 0 )3/2(2-(Z*r/a 0 ))e-Z*r/2a0 Orbital 2p -> R(r) = (2/(2*61/2))(Z/a 0 )3/2(Z*r/a 0 )e-Z*r/2a0 sendo Z o número atômico e a 0 o raio da primeira orbita de Bohr Função densidade de probabilidade ( Probabilidade de se encontrar o elétron em determinada região ao redor do núcleo Orbital 1s fn(n, l, ml,ms) n é o número quântico principal n = 1, 2, 3, 4, …. Distância de elétron ao núcleo Níveis de energia Energia do elétron En=-R/n 2 Funções angulares para o átomo de hidrogênio Orbital s -> =(1/(4))1/2 Orbital p z -> =(3/(4))1/2cos Orbital d z 2 -> =(5/(16))1/2(3*cos2 = fn(n, l, ml, ms) l é número quântico de momento angular Para determinado valor de n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1 n = 1, l = 0 n = 2, l = 0 ou 1 n = 3, l = 0, 1, ou 2 l = 0 s orbital l = 1 p orbital l = 2 d orbital l = 3 f orbital Forma do volume de espaço que o elétron ocupa Momento angular orbital L=(l(l+1))1/2h/2 Orbital s l=0 Orbital p l=1 Orbital d l=2 = fn(n, l, ml, ms) ml é o número quântico magnético Para determinado valor de l ml = -l, …., 0, …. +l se l = 1 (p orbital), ml = -1, 0, ou 1 se l = 2 (d orbital), ml = -2, -1, 0, 1, ou 2 Orientação do orbital no espaço Componente do momento angular em direção específica ML=mlh/2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = -2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = 2 Experimento Stern-Gerlach = fn(n, l, ml, ms) ms é o número quântico de spin ms = +½ ou -½ ms =+½ ms = -½ Evidenciado pelo desdobramento das linhas dos espectros de emissão dos átomos de hidrogênio sob influência de um campo magnético externo Momento angular de spin s=(ms(ms+1)) 1/2h/2 Paramagnetico Elétrons desemparelhados Diamagnetico Todos os elétrons emparelhados Distribuição eletrônica Regra de Hund: A configuração eletrônica mais estável para orbitais de uma mesma subcamada é aquela em que existe o maior número possível de elétrons com spins paralelos (não emparelhados). Princípio da exclusão de Pauli: Dois elétrons não podem ter os mesmos quatro números quânticos em qualquer átomo Princípio de Aufbau (Preenchimento): Preenchimento elétron a elétron se dá iniciando-se pelos níveis e subníveis de menor energia (isto é mais próximos do núcleo). Energia dos orbitais no átomo multi-eletrônico Distribuição eletrônica Princípio de Aufbau Ca(Z=20) [Ar] 4s2 Sc(Z=21) [Ar] 4s23d1 Ti(Z=22) [Ar] 4s23d2 V(Z=23) [Ar] 4s23d3 Cr(Z=24) [Ar] 4s13d5 Mn(Z=25) [Ar] 4s23d5 Fe(Z=26) [Ar] 4s23d6 Co(Z=27) [Ar] 4s23d7 Ni(Z=28) [Ar] 4s23d8 Cu(Z=29) [Ar] 4s13d10 Zn(Z=30) [Ar] 4s23d10 Cátions metálicos Ca2+ [Ar] Zn2+ [Ar] 3d10 Fe2+ [Ar] 3d6 Fe3+ [Ar) 3d5
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