Aula 01 - MLP Aula 01

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	CURSO:
	Engenharias
	SEMESTRE:
	3º
	ANO/SEMESTRE
	2020.1
	DISCIPLINA 
	Química tecnológica 
	
	
	PROFESSOR (A):
	Aldenor gomes santos
Material de leitura previa – Aula 02
O texto foi desenvolvido e fundamentado a partir das seguintes referências básicas:
1. BROWN, T. L.; LEMAY Jr., H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R.; Química – A Ciência Central, Ed. Pearson Education do Brasil LTDA, São Paulo (SP), 2005. 
2. ATKINS, P.W. e JONES L.L., “Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente”, Artmed Ed. Ltda, Porto Alegre (RS), 1999.
3. KOTZ, J. C. TREICHEL, P. M. & WEAVER, G. C. Química geral e reações químicas. Volume 1. São Paulo: Cengage Learning, 2010.
4. RUSSELL, J.B.; Química Geral, Volume 1. 2a Edição São Paulo: Makron Books Editora Ltda, 1994.
Estrutura atômica e Teoria Corpuscular da Radiação Eletromagnética: Energia quantizada/Efeito fotoelétrico/Espectros de atômicos 
Objetivo 
Abordar os conceitos e princípios fundamentais da Química focalizando as estruturas atômica e molecular e suas correlações com as propriedades físicas e químicas das substâncias.
Introdução
Segundo as teorias e modelos desenvolvidos com base em evidências experimentais a estrutura atômica compreende as “estruturas eletrônica e nuclear” dos átomos. As propriedades químicas e físicas dos elementos dependem da natureza dos seus átomos, ou seja, da carga do núcleo, da distribuição dos Z elétrons ao redor do núcleo (estrutura ou configuração eletrônica) e da massa atômica (A). Sendo que a “estrutura eletrônica e a carga nuclear” dos átomos fornecem a base para compreensão das propriedades atômicas, especialmente a energia de ionização e a afinidade eletrônica. As ligações químicas que, por sua vez, determinam a estequiometria (de compostos e reações. Consequentemente, as propriedades químicas das “substâncias” resultam essencialmente da estrutura eletrônica dos seus átomos e da natureza de suas ligações.
Os núcleos mantêm suas identidades em processos físicos e químicos e exercem uma influência indireta nas propriedades físicas devido à sua massa. Por outro lado, a natureza e intensidade das forças intermoleculares são os principais responsáveis pelas propriedades físicas dos materiais, embora a massa dos átomos, aproximadamente a massa do núcleo, também exerça alguma influência. 
È interessante notar que o conhecimento da estrutura atômica é fundamental para a compreensão das propriedades químicas e físicas da matéria. No tratamento da estrutura atômica, procura-se usualmente focalizar na “estrutura eletrônica”, embora alguma relação seja feita em relação à existência e propriedades do núcleo. 
Estrutura dos Átomos 
Pode-se considerar que desenvolvimento da teoria da estrutura atômica, especialmente a estrutura interna, ocorreu essencialmente em três grandes etapas: 
(1) a descoberta da natureza da matéria e da natureza do elétron;
(2) a constatação de que o átomo consiste de um núcleo pequeno rodeado de elétrons
(3) desenvolvimento das equações mecânico-quânticas que explicam o comportamento dos elétrons nos átomos
No desenvolvimento das teorias e modelos da estrutura atômica, Dalton retomou o conceito grego da existência de átomos indivisíveis para propor uma teoria que permitisse explicar, entre outras generalizações químicas, as leis da conservação da massa e da composição definida. 
No modelo de Thomson, em experimentos realizados com tubos de crookes, constatou-se que os átomos não são indivisíveis e que são constituídos de elétrons - partículas negativamente carregadas, pois podem sofrer desvios em campos elétricos em direção à placa positiva.Thomson propôs que o átomo poderia ser uma esfera maciça carregada positivamente, na qual alguns elétrons estariam inseridos de modo a se obter um sistema eletrostaticamente mais estável com carga total nula.
Rutherford, Baseando-se nas observações sobre o espalhamento das “partículas α (He2+)” por finas folhas de metal, propôs um modelo segundo o qual o átomo seria constituído de um núcleo pequeno, contendo toda carga positiva (os prótons) e praticamente toda massa do átomo, rodeado por um grande volume no qual os elétrons estariam distribuídos. A concepção atual usada para descrever a estrutura física do átomo se baseia no modelo de Rutherford, ou seja, em um modelo do átomo nuclear.
Entretanto, Rutherford observou que somente cerca da metade da massa nuclear poderia ser justificada pelos prótons. Daí, ele sugeriu que o núcleo atômico deveria conter partículas de carga zero e massa aproximadamente igual à dos prótons. Chadwick observou, ao bombardear berílio com partículas α, que eram emitidas partículas não carregadas eletricamente e de massa ligeiramente maior que à dos prótons, caracterizando assim os nêutrons.
Caracterização do átomo
As propriedades das três partículas subatômicas fundamentais (elétrons, prótons e nêutrons) são mostradas na tabela abaixo:
Todo o elemento químico é caracterizado pelo seu número atômico (Z) que determina o número de prótons presentes no núcleo dos seus átomos e, portanto, sua carga nuclear (Z /e/). Como em um átomo neutro a carga total é zero, logo o número de elétrons deve ser igual ao número de prótons. Consequentemente, cada elemento compreende os átomos que têm uma distribuição (ou estrutura) eletrônica própria, a qual difere da configuração dos átomos de outros elementos químicos, determinando suas propriedades físicas e químicas
A Teoria Corpuscular da Radiação Eletromagnética
A investigação do átomo utiliza a radiação eletromagnética para observá-lo. 
A teoria da física clássica explicava com perfeição fenômenos ópticos tais como: REFLEXÃO, REFRAÇÃO, ESPALHAMENTO, etc. Contudo, essa teoria falha quando utilizada para explicar certas interações da radiação eletromagnética (REM) com a matéria (por exemplo, o efeito fotoelétrico e a absorção e emissão da REM por espécies atômicas e moleculares). Surgiu então a teoria corpuscular para descrever a natureza da luz, segundo a qual a REM é constituída de partículas discretas (fótons). 
“A relação entre a estrutura atômica e o comportamento químico das substâncias - se dá pela interação da luz com a matéria – de forma que as substâncias emitem e absorvem luz”
 Propriedades da radiação eletromagnética
A luz pode ser considerada como uma forma de energia radiante que é propagada como ondas transversas.
Propagação da radiação eletromagnética
Parâmetros de uma onda:
COMPRIMENTO DE ONDA (λ): corresponde a distância entre duas cristas de onda, medida em direção à progressão de onda. 
FREQÜÊNCIA (ν): representa o número de oscilações completas que uma onda faz a cada segundo. A unidade de freqüência é s-1. Uma oscilação por segundo é também chamada de 1 Hertz (Hz). 
VELOCIDADE DE PROPAGAÇÃO (V ou C): multiplicação da frequência pelo comprimento de onda (vi = νλi). A unidade é em metros por segundo.
Relação entre propriedades de um onda : C = λ.ν
A quantização de energia
No final do século XIX, muitos cientistas estudavam o fenômeno da emissão de radiação por um corpo aquecido, tentando entender a relação entre a temperatura, a intensidade e o comprimento de onda da radiação emitida por esse corpo. Planck, em 1900, tentando explicar essas emissões, formulou uma hipótese, admitido que a transmissão de energia entre os corpos ocorre através da troca de pacotes ou quanta de energia entre eles e que as radiações se constituíam de quanta (plural de quantum) de energia. Portanto, a energia é transferida de maneira descontínua, ou seja, quantizada. cuja energia é dada pela equação de Max Planck, ou seja, 
E = hν
Onde: h é a constante de Planck, h = 6,6256 x 10-34 J s (no SI) e ν é freqüência de radiação (s-1 = Hertz, Hz). 
Se a REM se propaga no vácuo, temos: 
E = h c/λ
Onde “c “é a velocidade da REM no vácuo e “λ” é o comprimento de onda.
Efeito Fotoelétrico
Desde 1887, experiências mostravam que elétrons poderiam ser ejetados de uma superfície metálica quando esta era exposta à luz, em geral, luz ultravioleta. A explicaçãopara essas observações foi dada, em 1905, por Albert Einstein. Para ele, a luz não apresenta apenas propriedades ondulatórias caracterizadas pela freqüência (ν) e pelo comprimento de onda (λ). Apresenta, também, propriedades corpusculares. Ele admitiu que a energia radiante está quantizada em pacotes de energia, que vieram a ser chamados de fótons. Esses fótons, de energia hν, ao colidirem com os elétrons do metal, transferiam toda sua energia para esses elétrons, que eram ejetados da placa metálica com uma determinada energia cinética. Tal fenômeno foi chamado de efeito fotoelétrico. As conclusões de Einstein sobre o efeito fotoelétrico foram as seguintes. 
1. Na colisão de um fóton com um elétron, toda a energia do fóton era transferida para o elétron. 
2. Os elétrons só eram ejetados da placa metálica quando a energia da radiação incidente era maior do que a energia que mantém os elétrons ligados ao átomo na placa metálica. 
3. Os elétrons eram ejetados com uma determinada energia cinética, que variava com a energia da radiação incidente. Quanto mais energética era a radiação que atingia a superfície metálica, maior a energia cinética dos elétrons ejetados. 
4. Um aumento na intensidade da radiação levava a um maior número de elétrons ejetados da superfície metálica. A intensidade da radiação estava relacionada com o número de fótons que compõe o feixe luminoso e não com sua energia.
Esquema do o efeito fotoelétrico
A energia dos fótons incidente provoca a ejeção de elétrons do metal, o excesso de energia converte-se em energia cinética dos fotoelétrons. Fotoelétrons são os elétrons ejetados da placa metálica.
A equação que expressa o efeito fotoelétrico é a seguinte: 
Nessa fórmula, Ei é a energia da radiação que incide sobre a placa metálica. Eo é a energia necessária para ejetar o elétron da superfície metálica, definida como função trabalho ou energia crítica e é um parâmetro característico de cada metal. Ec é a energia cinética adquirida pelo elétron ejetado. Só ocorrerá emissão de elétrons se Ei > Eo, pois neste caso o fóton terá energia suficiente para arrancar o elétron do metal.
Espectros atômicos: Espectros contínuo e descontínuo 
A luz branca é constituída de uma mistura de radiações de todos os comprimentos de onda no espectro visível. Assim, um feixe de luz branca ao atravessar um prisma se decompõe em seus vários componentes, obtendo-se em um anteparo um “espectro contínuo”, cuja cor vai variando paulatinamente desde o violeta até o vermelho (cores do arco-íris).
Produção de um espectro contínuo
Por outro lado, se em lugar do feixe de luz branca for utilizado um feixe de luz emitida quando o gás hidrogênio é excitado em um tubo de descarga, o espectro produzido no anteparo consistirá em um conjunto de linhas separadas, caracterizando um espectro do tipo “descontínuo ou de linhas”. Como se pode observar na figura, a luz visível emitida pelo hidrogênio não contém radiação de todos os comprimentos de onda como a luz solar ou luz branca, mas somente alguns poucos comprimentos de onda.
Espectro atômico (ou de linhas) do hidrogênio
Os postulados de bohr 
Depois que Rutherford descobriu a natureza nuclear do átomo, os cientistas pensavam no átomo como um sistema solar microscópico no qual os elétrons descreviam uma órbita ao redor do núcleo. Para explicar o espectro de linhas do hidrogênio, Bohr começou supondo que os elétrons moviam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo. Entretanto, de acordo com a física clássica, uma partícula carregada (como um elétron) que se move em uma trajetória circular perderia energia continuamente pela emissão de radiação eletromagnética. À medida que o elétron perde energia, ele deve mover-se em forma de espiral em direção ao núcleo. Bohr abordou esse problema quase da mesma forma que Planck tinha abordado o problema da natureza da radiação emitida por objetos quentes. Assumindo que as leis predominantes da física eram inadequadas para descrever todos os aspectos dos átomos. Além disso, ele adotou a idéia de Planck de que as energias eram quantizadas. 
Bohr baseou seu modelo em três postulados: 
1. Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas, são permitidas para os elétrons em um átomo. 
2. Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um estado de energia permitido. Um elétron em estado de energia permitido não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral em direção ao núcleo. 
3. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de energia permitido para outro. Essa energia é emitida ou absorvida como fóton, E = hv.
Os estados de energia do átomo de hidrogênio 
Em um átomo, um elétron só pode ter certos valores de energia, que são chamados de níveis de energia. Bohr calculou as energias correspondentes a cada órbita permitida. Essas energias encaixavam-se na seguinte fórmula: 
onde RH é uma constante (expressa em unidades de energia) valendo -2,179x10-18 J. Os valores possíveis de energia dos elétrons são obtidos na fórmula com diferentes valores de n (inteiros). 
O número inteiro n, que pode assumir valores de 1 a infinito, é chamado número quântico. O estado de energia mais baixa (n= 1) é chamado estado fundamental do átomo. Quando o elétron está em uma órbita de energia mais alta (menos negativa), diz-se que o átomo está em estado excitado. A Figura abaixo mostra a energia do elétron em um átomo de hidrogênio para vários valores de n.
Séries espectrais do átomo de hidrogênio
As transições entre os níveis de energia de um elétron, num átomo, só podem alterar a sua energia passando de um nível de energia ao outro. Esta passagem é chamada de transição. 
No seu terceiro postulado, Bohr supôs que o elétron poderia pular de um estado de energia permitido para outro, absorvendo ou emitindo fótons cuja energia radiante corresponda exatamente à diferença entre os dois estados. Um elétron deve absorver energia para que ele mude para um estado de mais alta energia (um estado com um valor mais alto de n). De maneira contrária, a energia radiante é emitida quando o elétron pula para um estado de energia mais baixa (um estado com menor valor de n). Assim, se o elétron pula de um estado inicial, com energia Ei para um estado final, com energia Ef , a variação de energia é dada pela seguinte relação: 
ΔE= Ef - Ei = Efóton= hn
Portanto, o modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio afirma que apenas frequências específicas de luz que satisfazem a equação acima, podem ser absorvidas ou emitidas pelo átomo. O modelo de Bohr oferece uma explicação para o espectro de linhas do átomo de hidrogênio; ele não pode explicar o espectro de outros átomos, a não ser de uma maneira muito incipiente. Esse modelo é apenas um importante passo em direção ao desenvolvimento de um modelo mais abrangente.
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