Resumo Quimíca Geral - Estrutura Atômica

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ESTRUTURA ATÔMICA
Evolução dos primeiros modelos:
1º DALTON (bola de bilhar)
a) a matéria é constituída de átomos que são partículas indivisíveis e indestrutíveis
b) todos os átomos de um elemento químico são idênticos em massa e propriedades
c) as substâncias são formadas pela combinação de diferentes átomos na razão de
números pequenos
d) as reações químicas envolvem somente combinação, separação e rearranjo dos
átomos, não havendo em seu curso nem a criação, nem a destruição de átomos
2º THOMSON (pudim de passas)
a) o átomo é constituído por uma massa de carga positiva, na qual estão incrustados
os elétrons, que são partes constituintes do átomo
b) Crookes -> tubos de raios catódicos -> permitiu a identificação do elétron
c) o átomo seria constituído por esferas maciças carregadas positivamente, e os
elétrons estariam imersos nestas esferas positivas.
d) pela separação da radiação conclui-se que o átomo consiste de entidades neutras e
carregadas positiva e negativamente
e) Thomson supôs que todas essas espécies carregadas eram encontradas em uma
esfera.
O experimento de Millikan permitiu a determinação da carga do elétron. Em seu
aparelho, ilustrado na Fig. 1.8, uma fina névoa de gotículas de óleo foi aspergida sobre um
par de placas metálicas paralelas. As gotículas passavam através de um orifício na placa
superior e o ar entre as placas era irradiado por raios X por um pequeno espaço de tempo.
Os elétrons dos átomos constituintes do ar eram arrancados (ionização) pelo feixe de raios
X e uniam-se às gotas de óleo, que passavam a ter uma carga negativa. Aplicando-se uma
corrente elétrica às placas (superior positiva e inferior negativa), as gotas tinham suas
quedas retardadas. Calculou-se então a quantidade de carga na gota, sabendo-se a massa
da gota e a quantidade de carga nas placas necessárias para manter a gota suspensa.
Após inúmeros experimentos, Millikan observou que a quantidade de carga nas gotas era
sempre um múltiplo de –1,60 x 10–19 C, a carga do elétron. Uma vez medida a carga do
elétron, mediu-se a massa, 9,11 x 10–28 g, utilizando-se a relação carga- massa (e/m)
obtida por Thomson.
3º RUTHERFORD (modelo nuclear)
a) Anteriormente, pensava-se que o átomo tivesse, aproximadamente, uma densi-dade
uniforme em todo ele, com os elétrons embe-bidos em uma esfera de carga positiva
(Modelo de Thomson), formando um conjunto muito parecido com as passas em um
pudim. Com esta visão mal definida do átomo em mente, Rutherford atribuiu a um
dos seus estudantes a tarefa de medir o espalhamento de partículas alfa que se
projetassem de encontro à uma folha fina de ouro
b) ele verificou que algumas partículas alfa percorriam a trajetória exatamente oposta,
em direção à fonte, o que significava que elas haviam encontrado alguma coisa
positiva e de massa extremamente grande.
c) A única maneira pela qual Rutherford pôde explicar por quê a maior parte das
partículas alfa passavam facilmente através da folha, mas umas poucas eram
defletidas a ângulos extremamente grandes, foi concluir que o átomo possuía um
núcleo positivo, muito pequeno e extremamente denso, que continha todos os
prótons e praticamente toda a massa do átomo. Uma vez que o núcleo contém a
carga positiva no átomo, segue que os elétrons devem estar distribuídos em algum
lugar do volume restante do átomo, a chamada eletrosfera.
d) o átomo é esférico, mas a carga positiva está localizada no centro, com uma carga
negativa difusa em torno dele
e) o átomo é constituído de prótons, nêutrons e elétrons
Radiação Eletromagnética
A chave que permitiu a dedução da estrutura eletrônica dos elementos foi uma análise da
luz que os átomos emitem quando são energizados aquecendo-os em uma chama ou
passando-se uma descarga elétrica através deles. Antes de discutirmos isso, aprenderemos
o que é a luz. A luz, em todas as suas formas (raios X, luz visível, radiação ultravioleta,
infravermelho, ondas de rádio, televisão), é chamada radiação eletromagnética. Ela viaja
através do espaço a uma velocidade constante c de aproximadamente 3,0 x 108 m.s–1, a
chamada velocidade da luz (c). Essas ondas são caracterizadas pela sua intensidade ou
amplitude, pelo seu comprimento de onda (λ), que é a distância entre os picos consecutivos
(ou vales) na onda, e pela sua frequência (n), que é o número de picos que passam por um
dado ponto por segundo (Fig. 1.14).O comprimento de onda e a frequência relacionam-se
entre si pela equação a seguir: c=lambda x v
Se a luz solar, ou a luz de uma lâmpada incandescente, for colimada, passando por uma
fenda, em um feixe estreito e, posteriormente, atravessar um prisma, ao chocar-se com um
anteparo, observa-se um arco-íris (Fig. 1.16). Este espectro é chamado espectro contínuo.
Todavia, se a fonte de luz é um tubo de descarga contendo um gás, tal como hidrogênio, o
espectro projetado no anteparo consiste em um número de linhas bem definidas. O
espectro é chamado de espectro de massa atômica ou espectro de linhas. Obviamente, a
luz visível emitida pelo hidrogênio não contém radiação de todos os comprimentos de onda,
como a luz solar, mas apenas alguns comprimentos de onda. Os espectros de linhas
produzidos pelos elementos químicos são todos similares, ainda que distintos (Fig. 1.17).
Os comprimentos de onda das linhas são característicos de um elemento particular e
podem ser usados para identificar os elementos.
Nesta fórmula, λ é o comprimento de onda e n é um número inteiro que pode ter os valores
3, 4, 5, 6..... ∞. Pela escolha de um determinado valor de n, o comprimento de onda de uma
linha do espectro pode ser calculado. Assim, quando n = 3, temos o valor de λ = 656,5 nm,
correspondente à linha vermelha no espectro de linhas do hidrogênio. Da mesma forma,
quando n = 4, 5 e 6, calculamos λ como sendo 486,3 nm (anil), 432,4 nm (azul) e 410,3 nm
(violeta), respectivamente. Estes valores, como se pode observar em perspectiva na Fig.
1.18, são iguais aos comprimentos de onda das linhas na porção visível do espectro de
linhas do hidrogênio. Todas as linhas relacionadas constituem o que chamamos de Série de
Balmer.
O espectroscopista Johann Rydberg (1854-1919) descobriu que todos os comprimentos de
onda emitidos em todas as regiões podem ser descritos por uma única expressão
matemática, a chamada Equação de Rydberg, mostrada a seguir:
O modelo de Bohr:
O tratamento de Bohr para a estrutura do átomo consistiu simplesmente em postular que,
como os átomos não sofrem colapso e a luz emitida por um átomo possui somente certas
frequências (significando que só ocorrem certas trocas específicas de energia), o elétron em
um átomo pode possuir apenas certas quantidades restritas de energia. Este princípio é
frequentemente expresso da seguinte forma: a energia do elétron é quantizada. Isto
significa que o elétron só pode ter certas quantidades discretas de energia e, nunca, valores
intermediários. Expressamos isto dizendo que o elétron está restrito a níveis de energia
específicos no átomo. O modelo teórico de Bohr imaginava que o elétron se movia ao redor
do núcleo em órbitas de tamanho e energia fixos. A partir deste modelo, ele derivou
matematicamente uma equação para a energia do elétron e que tinha a forma:
De acordo com Bohr, quando um átomo absorve energia, como, por exemplo, em uma
descarga elétrica, o elétron aumenta de energia, passando de um nível (órbita) para outro e,
quando o elétron retorna para um nível de energia mais baixa, emite um fóton, cuja energia
é igual a diferença entre os dois níveis