Química Geral - Estrutura Atômica

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John Dalton criou o modelo atômico de
Dalton em 1803, a partir da observação de
reações químicas feitas em laboratório,
esse modelo possui as características ao
lado.
Modelo de Dalton
ESTRUTURA
ATÔMICA
QUÍMICA GERAL CONTEÚDO
Modelo de Dalton
Raios Catódicos
Massa do Elétron
Massa do Proton
Modelo de Thomson
Modelo de Rutherford
Luz
Efeito Fotoelétrico
Raios Catódicos
Alguns anos após a criação do modelo
atômico de Dalton, os cientistas
começaram a analisar um fenômeno que
ocorria quando se aplicava uma grande
diferença de potencial elétrico, em um
tubo com parte do ar removido, o que fazia
com que tivesse uma radiação dentro do
tubo, e ele passava a emitir luz, esse
fenômeno foi chamado de raio catódico.
J. J. Thomson, o criador do modelo atômico
de Thomson, estudou esse fenômeno, e
observou diversas propriedades, listadas
ao lado.
Espectro de Linhas
Modelo de Bohr
Dualidade da Matéria
Princípio da Incerteza
Modelo Atual
Átomos Polieletrônicos
Efeito de Penetração
Configuração Eletrônica
Toda matéria é composta por partículas
fundamentais, chamadas átomos.
Estas partículas são permanentes e
indivisíveis, isto é, não podem ser criadas
nem destruídas.
Os elementos são caracterizados por seus
átomos, todos os átomos de um elemento
são idênticos, e possuem propriedades
diferentes dos de outros elementos.
As transformações químicas ocorrem
devido à combinação, separação ou
rearranjo de átomos.
Compostos químicos são a combinação de
dois ou mais elementos, em uma razão fixa.Átomo de Dalton
Caracter ís t icas do Modelo de Dal ton
Os raios possuem uma trajetória retilínea.
Os raios formam sombras.
Se um moinho for colocado no tudo, os
raios giram o moinho(indicando que eles
possuem massa).
Os raios ocorrem independente do material
do cátodo(parte metálica onde se aplica a
voltagem).
Quando se expunha uma lâmina metálica
aos raios, ela era aquecida e carregada.
O raio sofria efeito de campos elétricos e
magnéticos(indicando que eles eram
carregados negativamente).
Propr iedades dos Ra ios Catódicos
A partir dessas observações Thomson, em
1897, montou um experimento que levou a
publicação de um artigo onde ele concluiu
a existência dos elétrons, e calculou a sua
relação carga/massa, que é igual a
-1,76.10⁸ C/g (Coulomb por Grama).
Experimento de
Thomson
Exper imento de Mul l ikenMassa do Elétron
Após a descoberta da relação carga/massa feita por
Thomson, vários cientistas tentaram descobrir os
valores individuais de carga e de massa dos elétrons,
mas foi somente em 1909 que o cientista Robert
Mulliken elaborou um experimento que veio a ser
conhecido como Experimento de Mulliken, onde ele
usou um cilindro, duas placas carregadas com um
furo no meio, um borrifador de óleo, e uma fonte de
raio X, para determinar a massa dos elétrons.
O experimento consistia na
manipulação dos valores de carga
aplicada nas placas, até que as
gotas de óleo, carregadas devido
aos elétrons livres liberados por
causa da incidência de raios X nas
moléculas de ar, flutuassem, o que
ele foi observando com um
microscópio posicionado na lateral
do cilindro.
A partir desse experimento ele observou que para
que as gotas flutuassem, a carga nas placas
precisava ser um múltiplo de -1,6.10⁻¹⁹ C, que é a
carga de um elétron, a partir desse valor, e utilizando
a relação proposta por Thomson, ele também
descobriu que a massa do elétron é de 9,11.10⁻²⁸ g.
Massa do Protón
Com a criação de um aparelho chamado
espectrômetro de massa, que é utilizado
para separação de espécies químicas com
base na massa, através da ionização do
material por choque de elétrons(removendo
um elétron) e aceleração deste material por
um campo magnético, foi possível obter a
relação carga/massa de um próton (9,63.10⁴
C/g), realizando este processo com gás
Hidrogênio, já que o desvio do íon ao passar
pelo aparelho é dado pela relação
carga/massa (e o íon H⁺ é um próton).
Modelo de Thomson
O modelo atômico de Thomson, criado em
1898, baseado nos seus experimentos com
raios catódicos, nos quais ele descobriu os
elétrons, dizia que o átomo era uma esfera
de carga positiva, com as partículas
negativas(elétrons) espalhadas na sua
superfície.
Modelo de Rutherford
O cientista Ernest Rutherford queria analisar o comportamento dos átomos, então ele criou uma
experiência na qual ele utilizava uma fonte de radiação α, uma folha de ouro, e um anteparo
que fosse capaz de detectar essa radiação, para analisar como a folha de ouro afetava a
trajetória da radiação, e com isso ele observou que nem todos os raios chegaram ao anteparo,
e que a maioria deles teve sua trajetória desviada.
A partir dessas observações ele fez , em 1911,
uma atualização ao modelo de Thomson, dizendo
que os átomos possuíam núcleos, onde suas
cargas positivas estavam concentradas, e por
isso alguns feixes de radiação α eram desviados
quando passavam mais perto do núcleo, e que as
cargas negativas estavam espalhadas de maneira
difusa em torno desse núcleo.
Átomo de
Thomson
Átomo de
Rutherford
Luz
O conceito de luz é muito
importante na análise da
estrutura atômica, então o que é
luz? 
A luz que nós vemos é um tipo
de radiação eletromagnética,
que possui natureza ondulatória
e é capaz de transportar energia
pelo espaço. Como toda onda
nós podemos analisar as ondas
eletromagnéticas a partir da
Amplitude (A) do Comprimento
de Onda (λ) e da Frequência (v).
No espectro eletromagnético a luz visível corresponde às
ondas entre 400 e 750 nm de comprimento de onda, entre
a região infravermelho e a ultravioleta. O estudo da luz é
importante porque a luz já têm energia (a energia das ondas
eletromagnéticas é inversamente proporcional ao
comprimento de onda) o suficiente para fazer com que os
elétrons transitem entre camadas de valência, o que leva à
liberação de luz visível.
Catástrofe do Ul t rav io leta
Já se sabia que os sólidos emitem radiação
eletromagnética quando eram aquecido, mas
isso gerava um problema, que era chamado de
catástrofe do ultravioleta, porque utilizando as
teorias da época, o corpo humano em sua
temperatura normal emitiria uma quantidade
altíssima de radiação ultravioleta, o que era
absurdo. Foi assim até que em 1900 o cientista
Max Planck propôs que na verdade os átomos
só absorvem e liberam energia em níveis pré
determinados, que Planck chamou de
quantums, e o valor destes quantums era dado
pela fórmula E = hv, sendo h a constante de
Planck.
Efeito Fotoelétrico
Cinco anos depois da descoberta de
Planck, Albert Einstein utilizou essa
fórmula para explicar um outro
fenômeno, o efeito fotoelétrico, que é a
emissão de elétrons numa superfície
metálica, com luz incidindo sobre ela.
Ele disse que a energia de um fóton
(unidade mínima da luz) era dada pela
fórmula E = hv, proposta por Planck.
Considerando a equação c = λv,
podemos escrever a fórmula proposta
por Einstein da seguinte forma E =hc/λ.
Energ ia do E lét ron E jetado
A partir da explicação de Einstein
do efeito fotoelétrico, foi possível
determinar a energia cinética de um
elétron, quando ele era ejetado do
átomo, ela é igual a energia do
fóton (hv), menos a energia de
ligação do elétron com o núcleo,
que varia dependendo do elemento,
dada pela equação KE = hv - ɸ,
sendo KE a energia cinética do
elétron, e ɸ a energia da ligação do
elétron com o núcleo.
Espectro de Linhas
A partir destes estudos seria possível analisar
a distribuição dos elétrons no átomo, com a
análise do espectro de linhas, nome dado ao
espectro que é produzido ao se passar a luz
de uma lâmpada de vapor de baixa pressão
por uma fenda, que foi equacionado por
Johannes Rydberg para o átomo de
hidrogênio. Mas como quando isso foi
proposto pela primeira vez ainda se trabalhava
com o modelo atômico de Rutherford, não era
possível analisar a distribuição dos elétrons,
ainda.
A partir da análise do espectro de
linhas, Niels Bohr elaborou um novo
modelo atômico, no qual os elétrons
orbitam o núcleo em distâncias, ou
órbitas bem definidas, como num
modelo planetário, o que explicaria
porque nos espectros de linhas só
algumasfaixas de luz são liberadas,
ao fazer com que os elétrons
transitem entre estados energéticos.
O modelo de Bohr possuía as
características ao lado.
Modelo de Bohr
Os elétrons viajam em órbitas circulares, com
distância fixa do núcleo.
Quando os elétrons estão se movendo pela
órbita, eles não perdem energia.(Estados
Estacionários)
A energia dos elétrons é proporcional à distância
que a órbita está do núcleo.
Os elétrons emitem radiação quando passam de
uma órbita com mais energia, para uma órbita com
menos, isto é, de uma órbita mais distante para
uma mais próxima do núcleo. A frequência da
radiação emitida é dada pela fórmula v=ΔE/h
A radiação emitida é de um fóton.
A distância entre as órbitas era proporcional à
energia do fóton emitido, o que determinava a cor
da radiação luminosa.
A energia das órbitas era quantizada, isto é, só
poderia assumir valores específicos, que são
múltiplos de nh/2π, onde n é um número natural.
A energia de cada elétron é dada pela fórmula E =
-A(1/n²), onde A é uma constante criada por Bohr,
e n é a órbita onde o átomo se encontra.
Caracter ís t icas do Modelo de Bohr
Átomo de 
Bohr
Em 1924 o cientista Louis de Broglie fez um postulado
que veio a ser fundamental para a mecânica quântica,
e por extensão para a química, que é que a matéria
tem natureza ondulatória. Já se sabia antes que a luz,
que é uma onda, poderia se comportar como uma
partícula, então ele propôs que seria possível que as
partículas também se comportassem como onda. Ele
usou a fórmula de Planck para energia dos
quantums(E = hc/λ) e a teoria da relatividade de
Einstein(E=mc²) para propor a fórmula λ = h/mc, que
relaciona uma propriedade de onda, o comprimento
de onda ( λ ), com uma propriedade de partícula, o
momento (mc).
Caráter Dual da Matéria
Até 1927 os postulados de De Broglie
eram apenas teóricos, já que ele nunca
provou experimentalmente nenhum
caso no qual uma partícula se
comporta como onda, essa prova só
veio em 1927, quando os cientistas
Clinton Joseph Davisson e Lester
Germer comprovaram
experimentalmente que os elétrons
apresentavam uma propriedade que é
exclusiva das ondas, a difração. Essa
prova foi muito significativa, pois ela
mostrou que os elétrons se comportam
como onda e como partícula.
Dif ração do E lét ron
Ainda em 1927, um cientista chamado Werner Heisenberg criou o princípio da incerteza, um
postulado muito importante para a mecânica quântica, ele diz que para uma dada partícula, na
escala atômicas, não é possível determinar simultaneamente a sua posição, e o seu
momento(mv ou mc). Ele formulou a seguinte equação baseado nesse princípio, se Δx é a
incerteza da posição e Δmv é a incerteza do momento então Δx⋅Δmv ≥ h/4π, portanto quanto
mais perto você chega do valor da posição, mais longe você chega do valor do momento, sendo
impossível calcular os dois ao mesmo tempo.
Princípio da Incerteza
Em 1926 o cientista Erwin Schrödinger criou
uma equação para cálculo da energia de um
dado elétron, que consta ao lado
Modelo Atual
Essa equação, que só pode ser resolvida de
forma exata para o átomo de hidrogênio, nos
traz com suas soluções às funções de
onda(ψ), cujo quadrado (ψ²) define a região de
probabilidade, onde se pode encontrar um
elétron, ou, os chamados orbitais (não
confundir com as órbitas de Bohr). A equação
também nos traz três dos quatro números
quânticos.
Número Quântico Principal(n) - Define a
energia(100% para sistemas
hidrogenóides*) e o tamanho do orbital.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6...
Número Quântico Secundário(l) - Define
a energia para sistemas não
hidrogenóides*, além da forma do
orbital.
l = 0(s), 1(p), 2(d), 3(f), 4(g) ...
Número Quântico Magnético(ml) -
Define a orientação espacial do orbital.
ml = ⼟l
Número Quântico Magnético de
Spin(ms) - Define o momento
magnético do movimento do elétron.
Este número não é definido a partir da
equação de Schrödinger.
ms = ⼟ ½
Todas essas informações e postulados
compõem o modelo atômico atual, que
mantém algumas características dos modelos
anteriores, e mais algumas que derivam da
mecânica quântica, no modelo atual os
átomos são compostos por núcleos positivos
compostos de prótons e nêutrons, e de
elétrons localizados em orbitais(regiões de
probabilidade) ao redor do núcleo.
Equação de Schrödinger
Números Quânt icos
Sistemas H idrogenóides
Um sistema hidrogenóide é
um sistema com somente um
elétron, e nestes sistemas
não existe variação de
energia entre os subníveis,
portanto a energia do orbital
depende somente do
número quântico principal,
que determina os níveis.
Orbi ta is por Subnível
Átomo
Atual
Efeito de Penetração
Cada orbital tem um valor de energia específico e
quantizado, que pode ser calculado a partir da soma do
seu número quântico principal(n) com o número
quântico secundário(l), nos sistemas hidrogenóides, não
existe variação de energia entre os subníveis, então os
orbitais s e p por exemplo possuem a mesma energia,
quando isso ocorre nós dizemos que esses orbitais são
degenerados.
Levando em conta essas relações de energia entre os
orbitais nós podemos utilizar o diagrama de Aufbau para
realizar a distribuição eletrônica de um átomo
Átomos Polieletrônicos Diagrama de AUFBAU
O efeito de penetração dos orbitais
determina quão próximo,
probabilisticamente, um elétron está
do núcleo do átomo, dependendo
do seu orbital. A penetração segue a
seguinte relação s>p>d>f, então
quanto menor for o número quântico
secundário(l), maior é o efeito de
penetração, presumindo que os
elétrons possuam o mesmo número
quântico principal(n). 
É possível fazer essa análise comparativa do efeito de
penetração de cada orbital, ao comparar suas
autofunções radiais, que são o produto da sua região de
probabilidade(ѱ²) pela distribuição volumétrica do
átomo.
Ao analisar as curvas da energia dos orbitais pela
quantidade de elétrons, vemos que os gráficos dos
orbitais s e p são curvas suaves, mas o dos orbitais d
e f possuem algumas variações bruscas, o que
explica algumas “anomalias” na configuração
eletrônica.
Excluindo as anomalias, a configuração eletrônica
normal é a maneira na qual os elétron se organizam
nos orbitais e níveis de energia, sempre nos menores
estados de energia possíveis, isso pode ser feito,
quando estamos pensando de modo geral, utilizando
o diagrama de AUFBAU, e quando estamos
analisando a distribuição dos elétrons dentro dos
orbitais devemos sempre obedecer a Regra de Hund:
“Para orbitais degenerados, a menor energia será
obtida quando o número de e⁻ com o mesmo spin for
maximizado”, isto é os arranjos de menor energia são
obtidos, quando se colocam os e⁻ de mesmo spin em
orbitais separados, para depois emparelha-los.
Configuração Eletrônica Ordem de Preenchimento
dos Orb i ta is
Ao analisar os diagramas de transição de Rich-Suter, nós também podemos observar uma
outra propriedade da distribuição eletrônica, quando encontramos utilizando as regras acima,
um átomo na forma ns² nd⁴, ele na verdade é da forma ns¹ nd⁵, pois os orbitais semi
preenchidos são menos energéticos nessas conformações, isso também é válido na situação
ns² nd⁹ →ns¹ nd¹⁰.
Diagrama de R ich -Suter