Buscar

Aula 1,2 Átomo

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 3, do total de 35 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 6, do total de 35 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 9, do total de 35 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Prévia do material em texto

Química Geral:
Estrutura Atômica
Professora: Drª Beatriz Costa e Silva Menezes
São José do Rio Preto, 2018
Universidade Estadual Paulista 
Campus de São José do Rio Preto
IBILCE
Física Biológica
Microestrutura da matéria
Hoje em dia estamos familiarizados com o conceito de átomo e estamos cientes de que átomos são partículas submicroscópicas de que toda a matéria é composta.
1980: versões do microscópio eletrônico de alta resolução foram desenvolvidos com suficiente poder de resolução para mostrar a posição de átomos em certos sólidos.
XVII e XVIII caracterizaram-se pela aquisição de um grande número de informações obtidas experimentalmente.
Século XIX  diferenças fundamentais entre elementos, compostos e misturas
- Filósofos gregos  “Será que a matéria pode ser infinitamente dividida m parcelas cada vez menor, ou há um ponto em que para de se dividir?”
- Platão e Aristóteles  “Matéria é infinitamente divisível” (até início do séc. XIX)
- Demócritos e Leucipo (400 a.C.)  “Matéria é formada por pequenas partículas denominadas átomos (indivisível)” (comunidade científica não aceitava)
Grande número de fatos químicos que geraram perguntas sem explicações; 
Leis da conservação das massas  não explicavam satisfatoriamente por que massas eram conservadas e por que certos tipos de matéria pareciam ter a mesma composição.
Microestrutura da matéria
Átomo de Dalton
- John Dalton acreditava nas leis da conservação da massa e da composição definida
Em 1808, propôs uma teoria que explicava generalizações químicas;
Conceito grego da existência dos átomos
Sustentando com evidências experimentais  Teoria atômica de Dalton
Teoria atômica de Dalton
Toda matéria é composta de partículas fundamentais  átomos
Átomos são permanentes e indivisíveis 
Átomos de um mesmo elemento são idênticos. Átomos de diferentes elementos tem propriedades e massa diferentes;
Transformações química  combinação, separação ou rearranjo de átomos. Não há criação nem destruição de átomos;
Compostos químicos são formados de átomos de 2 ou mais elementos em uma razão fixa (números inteiros).
Átomos de H
Átomos de O
Átomos de Br
Átomo de Dalton
Lei da conservação da massa  cada átomo tem sua própria característica e são rearranjados.
Lei da composição definida  cada componente contem proporções fixas e cada elementos possui a mesma massa.
Átomo de Thomson
- Em 1887, o físico inglês J. J. Thomson realizou experimentos com os Tubos de Crookes
- Mostrou que as partículas em raio catódico são carregadas negativamente 
Minúsculos flashes
Baixas pressões  cátodo para o ânodo
“Raio de luz”  raios catódicos
Raios catódicos  carregados negativamente (elétrons)
Raio em linha reta  sombra definida
Campo elétrico ou magnético  curvatura dos raios
qe-/me- = 1,76x108 C g-1
Átomo de Thomson
Em 1908, físico americano Robert Millikan  magnitude da carga negativa do elétron (- 1,6 x 10-19 C e 9,1 x 10-28 g)
1886, o físico alemão E. Goldstein usou os tubos de Crookes  raio canal em direção ao ânodo (carregado positivamente e muito maiores do que as negativas,+ 1,6 x 10-19 C) 
Átomo de Thomson
- Em 1898, Thomson sugeriu que os átomos consistiam em uma parte carregada positivamente e alguns elétrons estavam incrustados.
- Fácil remoção dos elétrons.
Este modelo foi aceito por vários anos, porém depois do início do século XX, experimentos realizados pelos físicos Rutherford, Marsden e Geiger substituíram o modelo 
Átomo de Rutherford
1896  elementos radioativos (Becquerel, Marie Curie e Pierre Currie)
1910  Rutherford investigou partículas  atravessando uma folha de ouro. 	
	Partículas   carga positiva e massa maior que 
	Partículas   carga negativa
	Partículas   não portadora de carga
Thomson: partículas não atravessariam
A maioria das partículas  passaram;
Pequena parcela desviada;
Pequena parcela refletida.
Átomo não é maciço;
Átomo de Rutherford
Átomo consiste em um pequeno núcleo rodeado por um grande volume na qual os elétrons estão distribuídos
O núcleo carrega toda a parte positiva e a maior parte da massa do átomo 
Modelo de Thomson não explicava experimentos de Rutherford  modelo substituído
1932: Partícula de mesma massa do próton no núcleo e sem carga  nêutron
Átomo sem carga
Radiação dispersada em um prisma  espectro contínuo
Gás emite luz na presença de voltagem elevada  emite radiação de determinada cor (espectro de linhas);
Espectros contínuo e de linhas
O físico alemão Max Plank (1900)  admitiu que a energia só podia ser emitida pelos átomos em “pacotes” de energia com valor mínimo (quantum);
Efeito fotoelétrico  quando um feixe de luz atingia uma superfície metálica limpa provocava a emissão de elétrons pela superfície;
Este efeito não podia ser explicado pela teoria ondulatória da luz
Albert Einstein (1905)  radiações eletromagnéticas são compostas de minúsculos pacotes de energia ou partículas de luz (fótons).
Plank e Einstein
E = h
h = 6,63x10-34 Js
 = frequência da radiação
Cada fóton possui uma determinada energia;
Os elétrons estão presentes no metal por forças atrativas e para removê-los é necessário uma luz com frequência elevada 
Átomo de Rutherford  “sistema solar microscópico”;
Em 1913, Bohr refletiu sobre o movimento dos elétrons nos átomos;
Bohr: Elétrons descreviam órbitas circulares em torno do núcleo;
Física clássica: partículas eletricamente carregadas perdem energia e terminam em espiral no núcleo;
Átomo de Bohr
Plank: Elétrons podem ter somente certas quantidades específicas de energia  quantizada;
Átomo tem um conjunto de energia quantizada  níveis de energia
Cada nível de energia tem um número máximo de elétrons
Cada nível de energia quantizado  órbita
Órbitas com raios grandes  níveis de energia altos
Elétron permanece na mesma órbita não emite energia;
 Elétrons não entram em colapso porque não podem ter 
menor energia que o estado fundamental
Obteve energia quantizada de cada nível 
no átomo de hidrogênio.
Átomo de Bohr
K, L, M, N, O, P, Q
Átomo de Bohr
E: energia dos elétrons no átomo de H
n: número quântico principal
n = 1, 2, 3, 4...
RH= 2,18x10-18 J
RH: constante de Rydberg
n=1  menos valor de E (estado fundamental)
Átomo de Bohr
Estado fundamental
Estado excitado
E: variação de energia entre os estados iniciais (ni) e final (nf)
Átomo de Bohr
UV
Vis
IF
Teoria de Bohr explicava
Teoria de Bohr não explicava
Número atômico e número de massa
Número atômico (Z) : número de prótons no núcleo
Número de massa (A): número total de núcleons (prótons mais nêutrons)
	Número de nêutrons = A - Z 
ISÓTOPOS
Mesmo número atômico (mesmo elemento) mas com diferentes número de massa
Dualidade partícula e onda
Modelo planetário de Rutherford e Born  elétrons são partículas;
Bohr  Energia do elétron de H era quantizada;
Físicos  Por que os elétrons limitam-se a orbitar, em torno do núcleo, a determinadas distâncias fixas? 
1924: de Broglie propôs o caráter de dualidade do elétron:
	”Se as ondas de luz (propriedades ondulatórias) podem se comportar como um feixe de partículas (fótons), TALVEZ, partículas como os elétrons podem ter propriedades ondulatórias”
Dualidade partícula e onda
Exercício: Calcule o comprimento de onda da “partícula” nos seguintes casos:
O serviço mais rápido no tênis é de 68 m/s, sendo a bolinha de massa 6,0x10-2 kg;
Elétron (9,1094x10-31 kg) que se move à velocidade de 63m/s.
Dado: 1 J = 1 kg m2/ s2
Princípio da Incerteza de Heisenberg
- A dupla natureza da matéria limita a precisão da localização e do momento de qualquer corpo;
“É intrinsecamente impossível conhecer simultaneamente o momento exato de um elétron e sua localização exata no espaço”
- Não é apropriado pensar que os elétrons se movem em órbitas circulares definidas em torno do núcleo.
Teoria nova e mais geral, sem precisar a localização e momentodo elétron.
Mecânica quântica
Mecânica quântica de um átomo  o comportamento de um elétron específico em um átomo pode ser descrito pela expressão matemática denominada equação de onda (Schrödinger).
A solução de uma equação de onda é denominada função de onda, ou orbital, e é descrita pela letra grega psi,
	Incorpora tanto o comportamento corpuscular quanto ondulatório.
Orbital atômico é uma região do espaço onde é grande a probabilidade de encontrar um elétron
Bohr  órbita
2 localização específica (x, y, z)  expressa a probabilidade de encontrar um elétron naquela posição específica no espaço (densidade eletrônica).
Na mecânica quântica  3 números quânticos são necessários para descrever a distribuição dos elétrons (orbitais) no átomo de hidrogênio;
4º número quântico: descreve o comportamento de um elétron específico;
Derivam da equação de Schrödinger:
Número quântico principal (n): 
	Determina a energia de um orbital e está relacionado com a distância entre o o elétron e o núcleo.
	n = 1, 2, 3, 4, 5... (K, L, M, N, O, P, Q)
Número quântico de momento angular (l):
	Refere-se ao formato dos orbitais, dependem de n.
	l = 0 a (n-1)  n =1  l = 0; n = 2  l = 0 e 1; n = 3  l = 0, 1 e 2
Números quânticos
Número quântico magnético (ml): 
	Descreve a orientação do orbital no espaço.
	 ml = (2l + 1)  - l, (-l + 1), 0, (+l +1), + l
	l = 0  ml = 0
	l = 1  ml = -1, 0 , +1
	l = 2  ml = -2, -1, 0 , +1, +2
Número quântico de spin eletrônico (ms): 
	Descreve a rotação do elétron.
	ms =  1/2
Números quânticos
Principal (n): está relacionado ao tamanho e energia do orbital (camadas);
Momento angular do orbital (l): especifica um orbital (subcamadas);
Magnético (ml): orientação, distingui entre si os orbitais de uma subcamada
Magnético de spin (ms): direção do spin 
Números quânticos
Orbitais atômicos
Localização de um elétron em um átomo é descrita por uma função de onda
Designados pelo números quânticos n, l e ml
Função de distribuição radial  probabilidade de encontrar um elétron segundo um determinado eixo, independente da direção;
QUAIS SERIAM AS FORMAS DOS ORBITAIS?
Orbitais atômicos
Superfícies limite orbitais s
Orbitais s n = 1, 2, 3, ..... l = 0, ml = 0
Orbitais atômicos
Orbitais p n = 2, 3, 4 ..... l = 1, ml = -1, 0, +1
				px, py, pz
Superfícies limite orbitais p
(90% da densidade eletrônica) 
Orbitais atômicos
Orbitais d n = 3, 4, 5 ..... l = 2, ml = -2, -1, 0, +1, +2
Orbital entre os eixos
Orbital em cima dos eixos
Energia dos orbitais
Conhecemos o formato e os tamanhos dos orbitais atômicos. 
E suas energias relativas?
Como os níveis de energia influenciam na distribuição dos elétrons?
Orbitais atômicos
Os elétrons de átomos de muitos elétrons ocupam orbitais semelhantes ao do H;
Energia destes orbitais não são iguais;
Núcleo de átomos com muitos elétrons tem um número maior de cargas e atrai os elétrons fortemente, diminuindo sua energia
Elétrons também se repelem, aumentando a energia
Energias relativas das camadas, subcamadas e orbitais de átomos de muito elétrons
Efeitos de penetração e blindagem: energia dos orbitais 
s < p < d < f
Configuração eletrônica
1925: Wolfgang Pauli  descobriu o princípio que rege a ocupação dos orbitais nos átomos polieletrônicos (Princípio de exclusão de Pauli)
“Dois elétrons no átomos não podem ter iguais os quatro números quânticos n, l, ml e ms”
 Como só existe 2 números ms (+1/2 e -1/2)  “um orbital pode ser ocupado, no máximo, por 2 elétrons e em spin opostos”.
He: n = 1, l = 0, ml = 0 e ms = +1/2 e -1/2
(1, 0, 0, +1/2) e (1, 0, 0, -1/2)
Be: n = 2, l = 0, ml = 0 e ms = +1/2 e -1/2
(1, 0, 0, +1/2) e (1, 0, 0, -1/2)
(2, 0, 0, +1/2) e (2, 0, 0, -1/2)
Configuração eletrônica
Diagrama de Pauling: ordem de preenchimento das subcamadas atômicas em um átomo poliatômico
Li (Z=3), B (Z=5), C (Z=6)
Regra de HUND: “O arranjo mais estável dos elétrons em subcamadas é aquele que contém o maior número de spins paralelos”
N (Z=7), O (Z=8), F (Z=9), Ne (Z=10)
Configuração eletrônica

Outros materiais