Aula 01- Teoria Atomica Completa

Prévia do material em texto

AULA 01 
TEORIA ATÔMICA COMPLETA 
 
- ESTRUTURA ATÔMICA; 
- MODELOS ATÔMICOS; 
- ESPECTROSCOPIA ATÔMICA; 
- PROPRIEDADES ONDULATÓRIAS DOS 
ELÉTRONS; 
- NÚMEROS QUÂNTICOS E DISTRIBUIÇÃO 
ELETRÔNICA. 
 QUÍMICA  estudo das propriedades e do 
comportamento da MATÉRIA. 
 
 
 
 O que é MATÉRIA ??? 
 
Macroscópico Microscópico 
 ESTRUTURA DA MATÉRIA 
 
 
 
 
 
 
 ESTRUTURA DA MATÉRIA 
 
 
 
 
 
 CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O que determina o estado físico da MATÉRIA!?? 
 
SÓLIDO LÍQUIDO GÁS 
 TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA 
 
 Propriedades Físicas 
Pode ser medida sem alterar a identidade e a composição 
das substâncias. 
 
Ex.: estado da matéria, solubilidade, condutividade elétrica, 
densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição, etc. 
 
 Propriedades Químicas 
Descrevem como uma substância pode se alterar ou reagir 
para formar outras. 
 
Ex.: Combustão, reação química. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA 
 
 Propriedade Física 
 Ex.: Dissolução do NaCl em água e evaporação da 
água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://www.quimica.net/emiliano/dissolucao-nacl.html
 TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA 
 
 Propriedade Química 
 Ex.: Dissolução do Vitamina C em água e 
escurecimento de folhas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 MATÉRIA  partículas microscópicas 
 
 ESTRUTURA ATÔMICA 
 
 
 
 
Prótons com carga + 
Nêutrons sem carga 
 
 
 
 
 
 
http://objetoseducacionais2.mec.gov.br/bitstream/handle/mec/8308/open/file/distribuicaoeletronica.swf
CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
 
 MOLÉCULAS 
 
 Correspondem a dois ou mais átomos unidos um ao outro; 
 Essa união é chamada de ligação química; 
 A união ocorre com diferentes forças; 
 Moléculas ocorrem com diferentes formas e padrões. 
 
 
 
 CONCEITOS FUNDAMENTAIS: 
 
 ÁTOMO X MOLÉCULAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
Por que estudar modelos atômicos? 
ESTRUTURA DOS 
ÁTOMOS 
INTERAÇÃO ENTRE 
OS ÁTOMOS 
COMPORTAMENTO 
DA MATÉRIA 
 ATIVIDADE EM CLASSE!!!! 
 
 
 
 
APRESENTAÇÃO DOS 4 MODELOS ATÔMICOS 
 1 - MODELO DE Dalton 
 2 - MODELO DE Thomson 
 3 - MODELO DE Rutherford 
 4 - MODELO DE Bohr 
 
 
Modelo de Dalton (1803 - 1808) 
 
 
 
 
 
 
 
 Átomo  partícula extremamente pequena, maciça, 
indivisível e eletricamente neutra. 
 
 A teoria de Dalton explica duas leis básicas da química 
 
 Lei de Conservação das Massas (Lei de Lavosieir) 
As massas se conservam nas transformações químicas. 
 
 
 
 Lei das Proporções Constantes (Lei de Prost) 
Uma determinada substância composta é formada por 
substâncias mais simples, unidas sempre na mesma 
proporção em massa. 
Descoberta do Elétron: Tubos de Crookes (1897) 
 
 
Thomson  raios catódicos são jatos de partículas com 
massa, carregadas negativamente. 
Razão massa/carga ELÉTRON = 1,76 x 108 C/g !!! 
 
Átomo de Thomson (1989) 
 
 “Pudim de ameixas” 
 
 
 
 
 
 
 
 Modelo de Thomson, durou pouco. 
 
 
 
 
Átomo de Rutherford (1911) 
 
 
 
 
 
 
Partículas α são positivas 
Átomo de Rutherford (1911) 
 
 Os prótons (carga +)  localizados dentro do núcleo do 
átomo, região extremamente densa e pequena. 
 
 
 
 
 
 
Nêutrons  1923 por Chadwick 
 
 verificou que o núcleo do elemento Berílio radioativo 
emite partículas sem carga elétrica e de massa 
praticamente igual à dos prótons. 
 
 
 
 
 
 
Estrutura Eletrônica dos Átomos 
 
 
 Comportamento dos elétrons nos átomos  distribuição 
eletrônica. 
 
 Estrutura eletrônica do átomo  número de elétrons, 
distribuição eletrônica ao redor do núcleo e a suas 
energias!! 
 
 Análise da luz EMITIDA e ABSORVIDA pelas 
substâncias. 
 
 
 
 
 
 
 
Estrutura Eletrônica dos Átomos 
 
 
 
 
 
 
 
 Radiação Eletromagnética (RE) 
 
 Transporta energia pelo espaço 
 
 
 
 
Radiação Eletromagnética (RE) 
 
 Tem propriedades de ondas e de partículas. 
 
Onda: comprimento de onda (l) e da freqüência (n). 
 
 
 
 
l 
Comprimento de onda (l): distância entre dois máximo (nm) 
Freqüência (n): número de l completo, ou ciclos que passa por um 
dado ponto a cada segundo (hertz (Hz) ou cm-1) 
 
 
 
RE Move-se no vácuo a uma velocidade 
constante (3,0 x 108 m/s)  velocidade da luz (c) 
 
 
Quanto maior n menor l 
 
 
 
 
 
 
 
 
c = l n n = c / l logo 
l 
 
Radiação Eletromagnética (RE) 
 
 Tem propriedades de ondas e de partículas. 
 
 Partículas  FÓTONS 
 
 
Max Planck  QUANTUM  menor quantidade de 
energia que pode ser EMITIDA ou ABSORVIDA 
como RE. 
 
 
 
 
 
Equantum = h . n 
h (constante de Plank) = 6,63x10-34 J/s 
 
 Einstein (1905) Efeito fotoelétrico 
 
 Cada fóton deveria ter uma energia proporcional à 
freqüência da luz. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Efóton (Eluz) depende de sua v  Altas frequências de 
Raio X 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Modelo de Bohr (1913) 
 
 Postulados: 
Os elétrons estariam em órbitas ao redor do núcleo com 
certos raios, correspondendo a certas energias definidas 
(Energia Quantizada). 
 
 Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para 
o elétron, e ele não emite energia ao percorrê-las. 
 
A energia só é emitida ou absorvida 
por um elétron, quando ele muda de 
estado de energia permitido para outro. 
 
Essa energia é absorvida ou emitida 
como um fóton: E = h. 
 
 
Modelo de Bohr (1913) 
 
 Teste de chama 
 
 
Modelo de Bohr (1913) 
 
 Limitações do modelo de Bohr: 
 
 Explica apenas os espectros para sistemas com 
apenas 1 elétron (H e He+). 
 
 Descreve o caminho dos elétrons ao redor do 
núcleo como um caminho de raio fixo, o qual não 
corresponde ao modelo aceito pelo átomo. 
 
A idéia de trajetória circulares de Bohr não pode 
ser comprovada. 
 
 
 
 Modelo de Schrödinger (1926) 
 Modelo usado atualmente. 
 
 
 Equações de Schrödinger  funções de ondas (Ψ). 
 
 
 
 Ψ2 está relacionada com a probabilidade de se 
encontrar o elétron em uma determinada região do 
espaço, quando ele está em estado de energia 
permitido. 
 
 
 
 
 
Modelo de Schrödinger (1926) 
 
 A região do espaço em que há maior probabilidade de se 
encontrar o elétron de determinada energia é chamado 
 ORBITAL ATÔMICO. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Modelo de Schrödinger (1927) 
 Cada orbital tem energia e forma características. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Para resolver a equação de Schrödinger para um 
elétron no espaço tridimensional, são necessários 
 4 números quânticos (n, l, m1, ms), os quais 
são parte integral da resolução matemática. 
 
 
 1 - Número Quântico Principal, n 
 
 Camada ou nível eletrônico principal em que o elétron se 
encontra. 
 n =1,2,3,4,...,∞. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 2 - Número Quântico Secundário ou Azimutal (ℓ) 
 
 Subcamada ou subnível. 
 Este número quântico define o formato do orbital (s, p, d, f) 
 ℓ = 0, 1, 2,3, (n-1). 
 
 
 
 
 
 
 
Valor 
de ℓ 
 
Subcamada 
/Subnível / 
Orbital 
Nº máximo 
de elétrons 
 
0 s 2 
1 p 6 
2 d 10 
3 f 14 
 3 - Número Quântico Magnético (m1). 
 Representa à orientação espacial dos orbitais em uma 
subcamada ou subnível. 
 Pode assumir os valores m1 = - ℓ a + ℓ. 
 
 
 
 
 
 
 
Valor de ℓ 
 
Subcamada /Subnível 
/ Orbital 
m1 
Nº de orbitais 
(2ℓ + 1) 
 
0 s 1 
1 p 3 
2 d 5 
3 f 7 
 
 3 - Número Quântico Magnético de Spin (mS). 
 
 
 
 Pode assumir os valores 
 +½ (↑) ou -½ (↓) 
 
 
 
 
 
 
 Princípio de Exclusão de Pauli 
 
 
 Um orbital pode receber o MÁXIMO de 2 elétrons, 
e eles devem ter spins opostos. 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
 1) Qual onúmero máximo de orbitais que o subnível d 
comporta? 
 
 2) Qual o número máximo de elétrons que podem existir no 
subnível f ? 
 
 3) Quais são os subníveis que formam a camada eletrônica L? 
 
 4) Em relação aos números quânticos. 
 a) Quando n=2 e n=4 quais são os possíveis valores de ℓ para 
cada um? 
 b) Quando ℓ=1 e ℓ=3 quais os possíveis valores de m1 para cada 
um? 
 c) Para o orbital 3d quais são os possíveis números quânticos n, 
ℓ e m1. 
 
Modelo de Schrödinger  4 números quânticos 
 
Número Quântico Principal, n 
Número Quântico Secundário ou Azimutal (ℓ) 
Número Quântico Magnético (m1)  (2ℓ + 1) 
Número Quântico Magnético de Spin (mS) 
REVISÃO 
 
 Distribuição Eletrônica 
 
Distribuição dos elétrons entre os vários orbitais de um 
átomo. 
 
A configuração eletrônica mais 
estável, ou estado fundamental 
de um átomo é aquela na qual os 
elétrons estão nos estados 
MAIS BAIXOS de energia. 
 
 
Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de 
energia, com exatos dois elétrons por orbital. 
 
 
 
 
 
 
 
http://objetoseducacionais2.mec.gov.br/bitstream/handle/mec/8308/open/file/distribuicaoeletronica.swf
 Distribuição Eletrônica Completa 
 

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Atividade 01 
Fazer a distribuição eletrônica do Ni (Z=28). 
Elemento Total de 
elétrons 
Configuração de quadrículas Configuração 
 eletrônica 
Atividade 02 
 
Fazer a distribuição eletrônica do Ni (Z=27). 
 
Quais os valores quânticos principal (n), secundário (l), magnético (m1) 
e magnético de spin (ms) para o último elétron do Ni (Z=27). 
 
 
 
 
 
Atividade 03 
 
Fazer a distribuição eletrônica do Ce (Z=58). 
 
a) Quais os valores quânticos principal (n), secundário (l), magnético 
(m1) e magnético de spin (ms) para o último elétron do Ce 
 
b) Quais são os elétrons mais externos? 
 
c) Quais são os elétrons mais energéticos? 
 
 
 
 
 
 
 
 
o Configurações Eletrônicas Condensadas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gases Nobres 
2He 
10Ne 
18Ar 
36Kr 
54Xe 
86Rn 
 Configurações Eletrônicas Condensadas 
 
Na: [Ne] 3s1 
 
 Neônio  subnível 2p completo (10Ne) 
 
 
 
 Sódio  marca o início de um novo período (11Na) 
 
 
 
 Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 
 Ne: 1s2 2s2 2p6 
 Na: [Ne] 3s1 
 [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Configurações Eletrônicas Condensadas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Praticar!!!! Ba (Z=56): 
 Exercícios 
 1) Apresente a distribuição eletrônica e o diagrama em 
quadrículas para o O (Z=8). 
Quantos elétrons desemparelhados o O possui? 
 
 2) Escreva a configuração eletrônica de P (Z=15). 
Quantos elétrons desemparelhados o átomo de P possui? 
 
 3) A última camada de um átomo possui a configuração eletrônica 
3s2 3p4. Qual o número atômico? 
 
 4) Utilizando o diagrama de Pauling e considerando o elemento 
químico tungstênio (W), Z= 74, responda : 
a) Qual a distribuição eletrônica? 
b) Quais os elétrons mais externos? 
c) Quais os elétrons mais energéticos? 
 
 Exercícios 
 5) O último elétron de um átomo neutro apresenta 
o seguinte conjunto de números quânticos n=4; l=1; 
M=0; s= +1/2. Calcule o número atômico desse átomo. 
 
6) A ordem crescente de energia dos subníveis eletrônicos pode ser 
determinada pela soma do nº quântico principal (n) ao nº quântico 
secundário ou azimutal (l). Se a soma for a mesma, terá maior 
energia o mais afastado do núcleo (> n). 
Colocar em ordem crescente de energia os subníveis eletrônicos: 
 4d 4f 5p 6s