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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 integralda 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 0 e 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 * * 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 * * 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 * * 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.
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