Química Teória Atômica e Teoria quântica pdf

Prévia do material em texto

 Por que precisamos conhecer este assunto? 
1- Quase todas as propriedades químicas podem 
ser explicadas em termos das propriedades dos 
átomos. 
 
2- Ponto central no desenvolvimento e 
entendimento da química. 
1 
3- Explica a estrutura da Tabela Periódica, o 
grande princípio organizacional da química e vai 
4- Bases para o entendimento de como os 
elementos se combinam para formar os 
compostos. 
5- Mecânica quântica, é essencial para entender 
como elétrons se comportam. 
 
2 
 As Teorias Atômicas até o Século XVIII 
 Antigos Pensadores gregos: 
 
 Um corpo qualquer é constituído por um 
agregado de pequeninas partículas 
indivisíveis- os átomos. 
 
3 
 Pensava nos átomos como corpúsculos 
indestrutíveis, duros, com tamanhos e peso 
extremamente pequenos, de cujas uniões 
nasceriam as coisas, os seres, os mundos... 
 Que para cada espécie de matéria existiria 
um tipo de átomo. 
 
 
4 
 
 As especulações de Demócrito brotaram 
unicamente de sua intuição e, obviamente 
não tinham suporte na observação e, muito 
menos, na experimentação. 
 
5 
a) Toda e qualquer porção de matéria é constituída 
por pequeníssimos corpúsculos indivisíveis e 
indestrutíveis- os átomos- que mantêm sua 
individualidade em todas as transformações 
químicas. 
 
b) Os átomos de um mesmo elemento químico são 
idênticos entre si e têm, em particular, a mesma 
massa, quando unidos constituem os átomos de 
uma substância simples 
 
6 
c) Os átomos de elementos distintos diferem 
uns dos outros, pela sua massa e demais 
propriedades, tais como a forma e as 
dimensões; unidos, constituem os átomos de 
substâncias compostas. 
D) A união de átomos de elementos diferentes, 
para a formação de átomos compostos, se dá 
em relação numéricas simples. 
 
7 
 Divergências com a teoria de Dalton: 
◦ Átomos não são indivisíveis. 
◦ Nem todos os átomos de um mesmo elemento são 
idênticos. 
 
8 
 A molécula é a menor porção de uma 
substância que tem existência independente 
e que não pode ser fracionada sem perder as 
propriedades químicas essências dessa 
substância 
 
 O átomo é a menor partícula de um elemento 
químico que participa da molécula de uma 
substância simples ou composta. 
 
9 
 1834- Michael Faraday: 
 Transformação química podia ser causada 
pela passagem de eletricidade através de 
soluções aquosas de compostos químicos. 
 1894- Stoney propõe a existência de 
partículas de eletricidade chamadas 
elétrons. 
 
10 
 Foi constatado que, quando uma alta 
voltagem era aplicada através dos eletrodos 
e o ar era parcialmente removido do tubo, 
podia observar uma corrente elétrica- uma 
descarga elétrica- e o ar residual dentro do 
tubo iluminava-se. 
11 
12 
1. Normalmente caminham em linha reta 
2. Delineiam sombras 
3. Pode girar um pequeno moinho colocado em seu 
caminho, sugerindo que eles são formados por partículas 
4. Aquecem um folha metálica colocada entre os eletrodos 
5. Podem ser curvados por um campo elétrico ou 
magnético, numa direção tal que se deduz serem as 
partículas eletricamente carregadas e que a carga é 
negativa. 
 São sempre os mesmos, independente de natureza do 
material que compõe os eletrodos ou da espécie residual 
do interior do tubo 
 
13 
 Informação quantitativa do elétron. 
 Estabelece a razão entre a carga e a massa do 
elétron. 
 A quantidade deflexão que a partícula sofre é 
diretamente proporcional à sua carga e 
inversamente proporcional à massa da partícula. 
 Razão carga/massa = - 1,76 x 108 
coulombs/grama. 
 
14 
15 
 Determinou a carga no elétron, sugerindo 
que a carga de um elétron era – 1,60 x 10-19 
coulombs. 
 
 A partir da razão carga massa foi obtida a 
massa do elétron como 9,11 X 10-28 g . 
16 
17 
 Durante um descarga elétrica, os elétrons 
emitidos do catodo colidem com os átomos 
nêutrons do gás arrancando-lhes elétrons. 
 
 Os átomos pela perda de elétrons tornam-se 
íons carregados positivamente . 
 
 Estes íons positivos são atraídos em direção 
ao cátodo. 
18 
19 
20 
21 
 Conclui que o átomo possuí a um núcleo 
positivo, muito pequeno e extremamente 
denso, que continha todos os prótons e 
praticamente toda a massa do átomo. 
 
 Diâmetro do núcleo- 10-13 cm 
 Diâmetro do átomo- 10-8 cm 
22 
23 
 
 Adimitia que os elétrons descreveriam órbitas 
circulares ao redor do núcleo, com 
velocidades adequadas. 
 
 O átomo lembraria uma miniatura do sistema 
solar. 
24 
 Rutherford havia observado que apenas cerca 
da metade da massa nuclear podia ser 
justificada pelos prótons. 
 
 Sugeriu que partículas de carga zero e de 
massas aproximadamente igual à do próton 
também estavam presentes no núcleos. 
 
 Chadwick- 1932 Confirma a existência dos 
nêutrons. 
25 
Massa Carga 
g u coulombs Unidade 
de carga 
elétrica 
Prótons 1,67 X 10-24 1,007276 + 1,602 X 10-24 1 
Nêutron 1,67 X 10-24 1,008665 0 0 
Elétrons 9,11 X 10-28 0,0005486 - 1,602 X 10-24 -1 
26 
 Modelo de Rotherford arquitetado nas leis da 
Física Clássica apresentou contradições com 
a teoria de Maxwell relativa à origem das 
radiações eletromagnéticas. 
 
 Toda carga elétrica dotada de aceleração é 
centro emissor de energia radiante. 
 
 A diminuição da energia do elétron resultaria 
na diminuição do raio da órbita até o colapso 
do próprio átomo. 
27 
 Efeito fotoelétrico: Planck 
 
 Experimento: ejeção de elétrons de um metal 
quando a superfície é exposta à luz 
 
 Propôs que a troca de energia entre a matéria 
e a radiação ocorre em quanta, ou pacotes de 
energia. 
 
28 
29 
 Observações experimentais: 
 Nenhum elétron é ejetado até que a radiação 
tenha frequência acima de um valor 
característico do metal 
 Elétrons são ejetados imediatamente, por 
mais baixa que seja a intensidade da 
radiação. 
 A energia cinética dos elétrons ejetados varia 
linearmente com frequência da radiação 
incidente. 
30 
 Em 1905 Einstein chegou a conclusão de que o efeito 
fotoelétrico poderia ser explicado se a luz fosse 
constituída por partículas discretas, ou fóton, de 
energia ℎ𝜈 
 Ele propôs que a energia de fóton de frequência 𝜈 e 
energia ℎ𝜈 seria transferida para um elétron quando 
este colidisse com a superfície do metal 
 Uma certa quantidade dessa energia seria utilizada 
para superar as forças atrativas entre o elétron e o 
metal . 
 E o restante da energia deveria aparecer na forma de 
energia do elétron ejetado. 
 A intensidade deve estar associada com o números 
de fótons. 
 
31 
32 
 No átomo, somente é permitido ao elétron estar em 
certos estados estacionários, sendo que cada deles 
possui um energia fixa e definida. 
 Quando um átomo estiver em um destes estados, ele 
não pode emitir luz. No entanto quando o átomo 
passar de um estado de alta energia para um estado 
de menor energia há emissão de um quantum de 
radiação, cuja energia ℎ𝜈 é igual à diferença de 
energia entre os dois estados 
 Se o átomo estiver em qualquer um dos estados 
estacionários, o elétron se movimenta descrevendo 
uma órbita circular em volta do núcleo. 
 Os estados eletrônicos permitidos são aqueles nos 
quais o momento angular do elétron é quantizado em 
múltiplos de ℎ/2𝜋 
33 
 Imaginava que o elétron movia-se ao redor 
do núcleo em órbitas de tamanho e energia 
fixos. 
34 
 Os estudos de Bohrpermitem caracterizar o 
estado do elétron no átomo por meio do 
número quântico n. 
 
 Não é possível caracterizar o elétron em 
átomos com mais de um elétron externo. 
 
 As leis da mecânica prevêem a trajetória do 
elétron como elíptica. 
35 
 1926 Schrödinger obteve um conjunto de 
funções matemáticas que descrevem as 
formas e as energias de ondas eletrônicas. 
Cada uma dessas diferentes possíveis ondas 
é chamada de orbital. As funções de onda 
que descrevem os orbitais são caracterizadas 
pelos valores dos três números quânticos. 
 
36 
 Cada orbital em um átomo possui uma 
energia característica e é visto como uma 
descrição da região em torno do núcleo onde 
se espera poder encontrar o elétron. 
 
 Os vários níveis de energia no átomo são 
compostos de um ou mais orbitais, nos 
átomos que contêm mais de um elétron, a 
distribuição destes em torno do núcleo é 
determinada pelo número e pela espécie de 
níveis de energia que estão ocupados. 
37 
38 
Nome Símbolo Valores Significado Indica 
Principal n 1,2,...... Especifica a 
camada, especifica 
a energia 
Tamanho 
Azimutal l 0,1,2,..,n-
1 
Especifica a 
subcamada 
s,p,d,f,g.... 
 
Forma 
Magnético m1 l, l-1,...,-l Especifica os 
orbitas da 
subcamada 
Direção 
Spin 
magnético 
ms + 
1
2
 , - 
1
2
 
Especifica o estado 
do espin 
Direção do 
spin 
 Dois elétrons em um átomo não podem ter 
todos os quatro números quânticos iguais. 
 
 Portanto, cada orbital comporta no máximo 
2 elétrons em direções opostas. 
 
 Número máximo de elétrons, permitidos em 
qualquer camada é igual 2n2 
39 
Subcamada Número de Orbitais Número Máximo de 
Elétrons 
s 1 2 
p 3 6 
d 5 10 
f 7 14 
40 
41 
42 
43 
 Relatamos a estrutura eletrônica de um 
átomo escrevendo a sua configuração 
eletrônica. 
 Uma lista de todos os átomos ocupados, com 
o número de elétrons que cada um contém. 
 No estado fundamental de átomos com muito 
elétrons, os elétrons ocupam orbitais 
atômicos de modo que a energia total do 
átomo seja a mínima possível. 
44 
 Na configuração eletrônica os elétrons na 
camada externa são chamados de elétrons de 
valência. Em geral, somente os elétrons de 
valência podem ser perdidos em reações 
químicas, porque os elétrons core estão 
fortemente ligados. 
45 
 Se mais de um orbital estiver disponível em 
uma subcamada, adicione elétrons com spin 
paralelos em diferentes orbitais desta 
subcamada ao invés de emparelhar dois 
elétrons em um mesmo orbital. 
46 
47 
 Em um átomo de muitos elétrons, por causa 
dos efeitos da penetração e de blindagem as 
ordem das energias dos orbitais em uma 
dada camada é tipicamente s< p<d<f 
 Por exemplo: Um elétrons 4 s pode ter 
energia muito mais baixa que um elétron 4 p 
ou 4d, ele terá sempre energia menor que um 
elétron 3d do mesmo átomo. 
48 
Exemplos: Flúor Z= 9 / Nitrogênio Z= 7 
 
Exceções: Cromo Z= 24 / Cobre Z = 29 
 
 
49 
 Todos os átomos de um dado período da 
Tabela periódica tem em comum a camada de 
valência, e o número quântico principal desta 
camada é igual ao número do período. 
 
 Todos os átomos de um grupo têm 
configurações de elétrons de valência análoga 
que diferem somente no valor de n. 
 
 A tabela é dividida em blocos s, p, d e f 
50 
 Geralmente cresce de cima para baixo em um 
grupo e decresce através do período. 
 
 Os cátions são menores que seus átomos 
geradores. 
 
 Os ânions são maiores que seus átomos 
geradores. 
51 
 
52 
 Energia de ionização: É a energia necessária 
para retirar um elétron de uma átomo na fase 
gasosa. 
 
 A energia de ionização decresce de cima para 
baixo em um grupo e cresce quando vamos 
da esquerda para a direita através de um 
período. 
 
 
53 
 Espera-se que os elementos com baixa 
energia de ionização formem cátions 
facilmente e conduzem eletricidade em suas 
formas sólidas. 
 
 Os membros do Bloco s, Bloco d, Bloco f e os 
da parte inferior à esquerda do bloco p 
podem formar sólidos metálicos, pois 
apresentam baixas energias de ionização. 
54 
55 
 É a energia liberada quando um elétron é 
adicionado a um átomo na fase gasosa. 
 
 A afinidade eletrônica é maior próximo no 
canto direito superior da tabela periódica , 
perto do oxigênio, enxofre e halogênios. 
 
 
56 
 Os elementos no bloco s são todos metais 
reativos que formam óxidos básicos. 
 
 Os elementos do bloco p tendem a ganhar 
elétrons para tornar a camada fechada, eles 
vão dos metais, passando pelos metalóides, 
até os não-metais. 
 
57 
Metais Não-metais 
Propriedades físicas Propriedades físicas 
Bons condutores de eletricidade 
Maleáveis 
Dúcteis 
Brilhantes 
Tipicamente: 
Sólido, alto ponto de fusão 
Bons condutores de calor 
Maus condutores de eletricidade 
Não-maleáveis 
Não-dúcteis 
Não-brilhantes 
Tipicamente: 
Sólido, Líquido ou gás, Baixo 
ponto de fusão, maus condutores 
de calor 
Propriedades químicas Propriedades químicas 
Reagem com ácidos 
Formam óxidos básicos 
Formam cátions 
Não reagem com ácidos 
Formam óxidos ácidos 
Formam ânions 
58 
 Todos os elementos do bloco d são metais 
com propriedades entre as dos metais do 
bloco s e as dos metais do bloco p. 
 
 Muitos elementos do bloco d formam cátions 
em mais de um estado de oxidação. 
 
 Exemplos: Ferro: Fe+2, Fe+3 
 Cobre: Cu+ Cu+2 
59