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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
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