Atomistica- Quimica Geral 1-Prova 2

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Atomística e mecânica quântica 
Profa. Luana Novaes
átomos
Modelos atômicos
John Dalton (1807):
Todos os átomos de um dado elemento são idênticos
Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes
Um composto é uma 
combinação específica de 
átomos de mais de um 
elemento
Modelos atômicos
A partir do século 19...
Faraday, estudando a eletrólise, lançou a ideia de que a eletricidade estivesse associada aos átomos;
Röentgen descobriu os raios X;
Becquerel descobriu a radioatividade;
Marie e Pierre Curie descobriram os elementos rádio e polônio.
ficava cada vez mais claro aos cientistas que o átomo deveria ser algo mais que uma bolinha maciça muito pequena...
Modelos atômicos
J. Thomson 
Modelos atômicos
Ernest Rutherford (1908):
Modelos atômicos
Modelos atômicos
Gilbert N. Lewis (1902):
Elétrons se arranjam em camadas
Átomos com propriedades químicas similares têm o mesmo número de elétrons na camada mais externa
Onde os elétrons estão localizados?
Eles possuem energias diferentes?
Que evidência experimental suporta esse modelo?
Radiação eletromagnética
James Clerk Maxuell: Teoria matemática descreve todas as formas de radiação em termos de campos elétricos e magnéticos oscilantes
Amplitude: altura máxima da onda
Frequência (ν): número de ondas que passam por um determinado ponto. Unidade = Hz
Nós: amplitude zero
Velocidade : c = ʎ . ν
exemplo
Qual a frequência da luz laranja, que tem comprimento de onda de 625 nm?
c = ʎ . ν
c = 2,99792458 . 108 m/s
exemplo
Qual o comprimento de onda de um sinal de telefone celular operando em 1,12 GHz? ( 1 Hz = 106 s- )
Ondas estacionárias
Uma onda estacionária é caracterizada por dois ou mais pontos em que não há nenhum movimento
Assim como as ondas em movimentos, a distância entre nós consecutivos é sempre λ/2
Somente certos comprimentos de onda são permitidos em ondas estacionárias. As únicas vibrações permitidas têm comprimentos de onda n(λ/2) onde n é um número inteiro.
Espectro eletromagnético
Radiação ionizante
Radiação não ionizante
Equação de Planck
Equação de planck
Átomos vibrando em um objeto aquecido causam a emissão de radiação eletromagnética.
Estas vibrações são quantizadas
Quantização: somente determinadas vibrações, ou seja, somente certas frequências são permitidas
E = energia (J)
H = constante de planck = 6,6260693 . 10-34 (J . s)
f = frequência (s-)
Einstein e o efeito fotoelétrico
Em 1905, Einstein explicou os resultados experimentais do efeito fotoelétrico, estendendo a hipótese, introduzida em 1900 por Planck, de quantização da energia da radiação eletromagnética- a luz é composta por quanta ou fótons. Ele propôs que quando um fóton interage com a matéria comporta-se como uma partícula e cede toda sua energia a um elétron individual.
Einstein e o efeito fotoelétrico
Elétrons são ejetados somente se a frequência da luz é alta o suficiente
Se a frequência for mais baixa, nenhum efeito será observado
Se a frequência for alta, no entanto, um aumento da intensidade da luz levará a um aumento da intensidade da corrente pois mais e mais elétrons serão ejetados ver animação
Exemplo
Os aparelhos que tocam cds utilizam lasers que emitem luz vermelha com um comprimento de onda de 685 nm. Qual é a energia de um fóton dessa luz? Qual é a energia de um mol de fótons da luz vermelha?
Curiosidade...
Por que a radiação UV provoca danos à pele? Como os protetores solares atuam na proteção da pele?
UV-A = 315 – 400 nm
UV-B = 280 – 315 nm
UV-C = (200 – 280 nm)
Espectros de linhas atômicas
Espectros 
Objetivo: Por que os átomos gasosos emitem luz de somente determinadas frequências e encontrar uma relação matemática entre as frequências observadas
Johann Balmer e Johannes Rydberg: equação para calcular o comprimento de onda das linhas vermelhas, verdes e azuis no espectro do hidrogênio
N = 3, linha vermelha. N = 4, linha verde. N = 5 e 6, linhas azuis. (série de Balmer)
O modelo de Bohr do átomo de hidrogênio
Niels Bohr: Primeira conexão entre os espectros dos átomos excitados e as idéias quânticas de Planck e Einstein
A condição de que um elétron orbitando o núcleo poderia ocupar somente determinadas órbitas ou níveis de energia, nos quais ele é estável. 
A energia do elétron no átomo é quantizada
Combinando esse postulado de quantização com as leis de movimento da física clássica, Bohr mostrou que a energia potencial apresentada pelo único elétron no enésimo nível de energia ou órbita do átomo de hidrogênio é dada pela equação:
O modelo de Bohr do átomo de hidrogênio
En = - Rhc / n2
Onde:
R = cte de Rydberg = 1,097 . 107 m-1
h = cte de planck = 6,626 . 10-34 J
c = 2,998 . 108 m/s
n = número quântico principal
Exemplo
Calcular as energias dos estados fundamental e excitado do hidrogênio. Qual a diferença de energia entre esses dois estados? 
A teoria de Bohr e os espectros de átomos excitados
O átomo permanece no seu estado de energia mais baixo (estado fundamental), a menos que esse átomo seja perturbado
Energia é liberada ou absorvida, se um elétron mudar de um nível de energia para outro
Elétron mais próximo do núcleo – energia tem um grande valor negativo
Elétron mais distante do núcleo – o elétron é atraído menos fortemente pelo núcleo, e a energia é menos negativa
Energia necessária para elevar o elétron do estado fundamental (n=1) ao excitado (n=2)
ΔE = Efinal - Einicial
Quando Ef tem n= 2 e Ei tem n = 1:
ΔE = Efinal - Einicial = (- Rhc/22) – (- Rhc/12)
Sabendo que Rhc é 1,312 Kj/mol:
ΔE = Efinal - Einicial = (- Rhc/22) – (- Rhc/12) = ¾ Rhc = 984 KJ/mol
A teoria de Bohr e os espectros de átomos excitados
Para retornar ao estado fundamental: (de n=2 para n=1)
 ΔE = Efinal - Einicial = (- Rhc/12) – (- Rhc/22)
ΔE = - (-3/4)Rhc = -984 KJ/mol
A teoria de Bohr e os espectros de átomos excitados
Propriedades ondulatórias do elétron
Efeito fotoelétrico: radiação tem propriedades de partículas
A radiação também tem propriedades de onda pois ela sofre difração: dualidade.
Teria também a partícula um comportamento de onda?
Equação de De Broglie
Experimentos realizados por Davisson e Germer comprovaram que um feixe de elétrons sofre difração
Mas para objetos com massa elevada??
Segundo a equação, uma bola de beisebol de 114 g viajando a 177 Km/h tem um comprimento de onda de 1,2 . 10-34 m!! Esse valor não pode ser medido...
Exemplo
Calcule o comprimento de onda de um elétron de massa 9,109 . 10-28 g que viaja a 40% da velocidade da luz.
O Princípio da incerteza
Heisenberg: é impossível fixar a posição de um elétron em um átomo e sua energia com um grau de certeza se o elétron for descrito como uma onda
Born: se nossa escolha for conhecer a energia de um elétron em um átomo apenas com uma pequena incerteza, então devemos aceitar uma incerteza de grandeza correspondente em sua posição no espaço ao redor do núcleo do átomo
Funções de onda
Funções de onda
Funções de onda
O comportamento do elétron no átomo é mais bem definido como uma onda estacionária: somente determinadas vibrações ou ondas são permitidas – somente determinadas funções de onda são permitidas
Cada função de onda é associada com um valor permitido de energia
A energia do elétron é quantizada – somente determinados valores de energia
O quadrado da onda é a probabilidade
A teoria de Schrodinger define precisamente a energia de um elétron
Para resolver a equação de schrodinger para um elétron no espaço tridimensional, três números inteiros – os números quanticos n, l e m são parte integral da solução matemática
Números quânticos
n, o número quântico principal: 1 – ao infinito. Fator primário na determinação da energia do elétron. Quanto maior valor de n, maior a distância média entre o elétron e o núcleo. Nível eletrônico ou camada eletrônica.
l, número quântico de momento angular: subcamadas caracterizada por um valor diferente. Qualquer número entre 0e n-1. 
m, número quântico magnético: relacionado a orientação espacial dos orbitais em uma subcamada. Pode variar entre +l e – l, incluindo o zero.
“ n descreve a camada a que o elétron pertence, l descreve a subcamada dentro daquela camada e m está relacionado à orientação do orbital dentro daquela subcamada”
Subcamadas
subcamadas
Número de orbitais na subcamada
S
1
P
3
d
5
f
7
Orbitais s
Orbitais p, d e f
Orbitais s, p, d e f
Orbitais d
Resumo dos números quânticos, suas inter-relações e a informação transmitida
Número quântico principal - n
Número quântico de momento angular (subcamada) - l
Número quântico magnético - m
Número e tipo de orbitais na subcamada
1
0 -s
0
Um orbita s
(um orbital de um tipo na camada n =1)
2
0 - s
0
Umorbital s
1 - p
+1, 0,-1
Trêsorbitais p
3
0 - s
0
Um orbital s
1 - p
+1, 0,-1
Trêsorbitais p
2 - d
+2,+1, 0,-1, -2
Cinco orbitais d
4
0 - s
0
Um orbital s
1 - p
+1, 0,-1
Três orbitais p
2 - d
+2,+1, 0,-1, -2
5 orbitais d
3 - f
+3,+2,+1, 0,-1, -2, -3
7 orbitais f
Spin eletrônico
O elétron comporta como se tivesse uma rotação
Número quântico magnético de spin eletrônico: ms 
Valores possíveis para ms : +1/2 e -1/2
Diamagnético: elétrons emparelhados
Paramagnético: elétrons desemparelhados
A descrição completa de um elétron requer quatro números quânticos: n, l, ml, ms
Princípio da exclusão de Pauli
Dois elétrons em um mesmo átomo não podem ter o mesmo conjunto de números quânticos (n, L, ml e ms )
Nenhum orbital pode conter mais que dois elétrons
subcamadas
Número de orbitais na subcamada
Número máximo de elétrons
S
1
2
P
3
6
d
5
10
f
7
14
Princípio de aufbau ou Princípio da construção
Os elétrons são atribuidos às subcamadas em ordem crescente do valor de n + l
Para duas subcamadas com o mesmo valor de n + l , os elétrons são atribuídos primeiro à subcamada com menor valor de n
Princípio de aufbau ou Princípio da construção
Fazer a distribuição spdf e Ver animação para o escândio em:
http://www.quimica3d.com/br/acesso.php
Após, fazer a distribuição em caixas.
Princípio de aufbau ou Princípio da construção
Exemplo
Distribuição eletrônica para os átomos de berílio, carbono e potássio. Dizer se são paramagnéticos ou diamagnéticas.
A estrutura eletrônica e a tabela periódica
periodicidade
Raio atômico:
Metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos
198 pm
Raio atômico : 99 pm
Raio atômico
Carga nuclear efetiva (Zef)
Contração dos lantanídeos:
Elétrons dos orbitais 4f não exercem blindagem significativa
Carga nuclear efetiva tem um aumento mais pronunciado
Energia de ionização
Energia necessária para retirar um elétron de um átomo na fase gasosa
Primeira energia de ionização: Cu(g) → Cu(g)+ + e(g)- energia requerida: (785 Kj/mol)
Segunda energia de ionização: Cu+(g) → Cu(g)2+ + e(g)- energia requerida: (1955 Kj/mol)
Por que a segunda de energia ionização tem um valor muito maior que a primeira?
Energia de ionização
Energia de ionização – exceções...
No boro, o elétron a ser removido está no orbital 2p, enquanto no berílio está no orbital 2s que é mais fortemente ligado ao núcleo
Oxigênio possui energia de ionização menor que o nitrogênio pois o elétron a ser removido ocupa um orbital 2p, que já está preenchido, causando por tanto repulsão]
O efeito do par inerte
Elementos do mesmo grupo formam íons com cargas diferentes
Exemplos: Al(III) e In(I), Sn(IV) e Pb(II)
O efeito é devido a diferença de energia entre os elétrons de valência s e p
Afinidade eletrônica
Energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo na fase gasosa
Para refletir...
As tendências periódicas discutidas aqui poderiam ser refletidas em outras propriedades, como por exemplo, ponto de ebulição, ponto de fusão etc? explique.
As propriedades periódicas possuem tendências bem definidas na tabela periódica. Entretanto, existe algumas exceções. Além do mais, alguns elementos possuem primeira energia de ionização elevada e a segunda baixa enquanto que elementos do mesmo período apresentam comportamento oposto. Explique esses fenômenos baseando-se na estrutura atômica dos átomos.
Como a configuração eletrônica de um átomo está relacionado com o seu comportamento químico? Exemplifique.
Discuta quais os principais eventos contribuíram para o entendimento do comportamento dual da radiação e do elétron e como isso contribuiu para o conhecimento da estrutura atômica.
Sugestões de estudo
Responda todas as questões do slide anterior
Responda os exemplos apresentados ao longo do slide
Livros indicados para leitura e resolução de exercícios:
Kotz, Química Geral e reações químicas.
Atkins, Princípios de Química
Leituras complementares: artigos, internet etc.