Aula 2 - O modelo atômico moderno e números quânticos

Prévia do material em texto

Química Tecnológica – ARA0056 
O modelo atômico moderno e números quânticos
Prof. Fábio Oliveira, M.Sc.
2021
Tema 2 - Teoria atômica e tabela periódica
Podemos explicar quase todos os fenômenos
químicos pelas propriedades dos átomos?
Átomos, evolução do modelo 
atômico e o modelo atômico 
moderno
Introdução
O homem na sua busca eterna pelo
conhecimento se deparou, em dado momento
da história, com o questionamento sobre como
e de que eram feitas as coisas e como estas
interagiam entre si.
As primeiras ideias...
Leucipo e Demócrito (séc. V a.C.) foram os primeiros a
propor que a matéria era composta de pequenas partículas
indestrutíveis. Já Platão e Aristóteles afirmavam que a matéria
não possuía partes pequenas e sim que era composta de
várias porções de fogo, ar, terra e água.
Pela falta de experimentos que pudessem comprovar a tese
de Leucipo, a afirmação de Aristóteles prevaleceu por quase
2000 anos.
As primeiras ideias...
No século XVI a ciência moderna começou a emergir.
Uma maior ênfase na observação levou Nicolau
Copérnico (1473–1543) a publicar Sobre as Revoluções
das Esferas Celestes, em 1543. A publicação desse livro
— que propunha que o Sol, e não a Terra, estava no
centro do universo — marca o início do que atualmente
chamamos de revolução científica.
As primeiras ideias...
Os 200 anos seguintes — e o trabalho de cientistas como
Francis Bacon (1561–1626), Johannes Kepler (1571–
1630), Galileu Galilei (1564–1642), Robert Boyle (1627–
1691) e Isaac Newton (1642–1727) – trouxe rápido
avanço à medida que a abordagem científica se tornava a
maneira estabelecida para aprender a respeito do
universo físico.
As primeiras ideias...
No início dos anos 1800, certas observações levaram o
químico inglês John Dalton (1766–1844) a oferecer evidências
convincentes que apoiavam as antigas ideias atômicas de
Leucipo e Demócrito.
“Estas observações levaram tacitamente à conclusão que parece
ser adotada universalmente, de que todos os corpos de tamanho
razoável… são constituídos de um vasto número de partículas
extremamente pequenas, ou de átomos de matéria…”
John Dalton (1766-1844)
Leis → Teoria atômica moderna
Três importantes leis levaram ao desenvolvimento e
aceitação da teoria atômica. São elas:
- Lei da conservação da massa (1760 - Lavoisier);
- Lei das proporções definidas (1803 - Proust);
- Lei das proporções múltiplas (1803 - Dalton).
A lei da conservação da massa
“Em uma reação química, a matéria nunca é criada ou
destruída.”
A lei das proporções definidas
“Todas as amostras de um dado composto,
independentemente da sua fonte ou de como elas foram
preparadas, têm as mesmas proporções dos seus elementos
constituintes.”
Por exemplo, a decomposição de 18,0 g de água resulta em
16,0 g de oxigênio e 2,0 g de hidrogênio, ou uma proporção
em massa de oxigênio em relação ao hidrogênio de:
Proporção em massa = 16,0g/2,0g = 8,0 ou 8:1
A lei das proporções múltiplas
“Quando dois elementos (chamemos de A e B) formam dois
compostos diferentes, as massas de elemento B que se
combinam com 1 g do elemento A podem ser expressas na
forma de uma proporção entre números inteiros pequenos.”
A lei das proporções múltiplas
Exercício resolvido
O nitrogênio forma diversos compostos com o oxigênio, inclusive o dióxido de nitrogênio e o
monóxido de dinitrogênio. O dióxido de nitrogênio contém 2,28 g de oxigênio para cada 1,00
g de nitrogênio, enquanto o monóxido de dinitrogênio contém 0,570 g de oxigênio para cada
1,00 g de nitrogênio. Mostre que estes resultados são consistentes com a lei das proporções
múltiplas.
John Dalton e a teoria atômica
Em 1808, John Dalton explicava as leis que acabamos de ver, com
a sua teoria atômica:
1. Cada elemento é constituído de minúsculas partículas indestrutíveis chamadas
de átomos.
2. Todos os átomos de um dado elemento têm a mesma massa e as mesmas outras
propriedades que os distinguem dos átomos de outros elementos.
3. Os átomos se combinam em proporções de números inteiros simples formando
compostos.
4. Os átomos de um elemento não podem se transformar em átomos de outros
elementos. Em uma reação química, os átomos apenas variam a maneira pela
qual são ligados com outros átomos.
A descoberta do elétron
Ao final dos anos 1800, um físico inglês chamado J. J. Thomson
(1856–1940), realizou experimentos para testar as propriedades dos
raios catódicos. Thomson construiu um tubo de vidro parcialmente
evacuado chamado de tubo de raios catódicos. Thomson, então,
aplicou uma alta voltagem elétrica entre dois eletrodos, cada um deles
localizado em uma das extremidades do tubo. Ele viu que um feixe de
partículas, chamadas de raios catódicos, se deslocava a partir do
eletrodo de carga negativa (que é chamado de catodo) para o de carga
positiva (chamado de anodo).
A descoberta do elétron
A descoberta do elétron
J. J. Thomson havia descoberto o elétron, uma partícula de
pequena massa negativamente carregada presente dentro de todos
os átomos.
Ele escreveu:
“Temos nos raios catódicos uma matéria em um novo estado, um
estado no qual a subdivisão da matéria é realizada bem mais além…
um estado no qual toda a matéria… é de um e mesmo tipo; sendo
essa matéria a substância com a qual todos os elementos químicos
são construídos”.
A descoberta do elétron
J. J. Thomson mediu a razão entre a carga e a massa das partículas de
raios catódicos defletindo-os com o uso de campos elétricos e
magnéticos. O valor medido foi de –1,76 × 108 C/g. Tal informação
implica que a partícula de raio catódico era cerca de 2000 vezes mais
leve (menos maciça) do que o hidrogênio, o átomo mais leve
conhecido.
A carga do elétron
Em 1909, o físico americano Robert Millikan (1868–1953),
realizou o experimento da gota de óleo, em que ele deduziu a
carga de um único elétron.
https://www.youtube.com/watch?v=xohI5URKRvA&t=100s
https://www.youtube.com/watch?v=xohI5URKRvA&t=100s
A carga do elétron
Medindo a intensidade do campo elétrico necessário para reter a queda livre das
gotas e determinando as massas das próprias gotas (determinadas a partir do seu raio
e massa específica), Millikan calculou a carga de cada gota. A carga medida em
qualquer gota era sempre um número inteiro múltiplo de –1,60 × 10–19 C, a carga
fundamental de um único elétron.
Com esse número na mão, e conhecendo a razão entre a massa e a carga de
Thomson para os elétrons, pode-se deduzir a massa de um elétron:
A estrutura do átomo
A descoberta de partículas de carga negativa dentro dos átomos levantou
uma nova questão. Já que os átomos são de carga neutra, eles devem conter
uma carga positiva que neutralize a carga negativa dos elétrons — mas como
as cargas positiva e negativa se distribuem?
Thomson propôs que os elétrons negativamente
carregados eram pequenas partículas presas
dentro de uma esfera positivamente carregada.
A estrutura do átomo
A descoberta da radioatividade — a emissão de pequenas
partículas energéticas a partir de certos átomos instáveis —
pelos cientistas Henri Becquerel (1852–1908) e Marie Curie
(1867–1934) ao final do século XIX permitiu aos pesquisadores
investigar experimentalmente a estrutura do átomo. Àquela
época, os cientistas haviam identificado três diferentes tipos de
radioatividade: as partículas alfa (α), as partículas beta (β) e os
raios gama (γ).
A estrutura do átomo
Em 1909, Ernest Rutherford (1871–1937), sabendo que as partículas α são
positivamente carregadas, realizou um experimento na tentativa de
confirmar o modelo de Thomson. No experimento, Rutherford direcionava as
partículas α carregadas positivamente para uma chapa ultrafina constituída
por uma folha de ouro.
A estrutura do átomo
Ele concluiu que, ao contrário do modelo do pudim de ameixa, a matéria não
deve ser tão uniforme quanto parece. Ela deve conter grandes regiões de espaço
vazio pontilhadas com pequenas regiões de matéria muito densa. Tendo por base
essa ideia,ele propôs a teoria nuclear do átomo, com três partes fundamentais:
1. A maior parte da massa do átomo e toda a sua carga positiva ficam contidas em
um pequeno caroço chamado de núcleo;
2. A maior parte do volume do átomo é espaço vazio, através do qual ficam
dispersos diminutos elétrons negativamente carregados;
3. Há tantos elétrons negativamente carregados quanto há partículas
positivamente carregadas (chamadas de prótons) dentro do núcleo, de modo que
o átomo é eletricamente neutro.
A estrutura do átomo
Partículas fundamentais, 
número e massa atômica, 
número de massa e 
semelhanças atômicas
Introdução
Todos os átomos são constituídos das mesmas partículas subatômicas:
prótons, nêutrons e elétrons.
Uma unidade mais comum para expressar essas massas é a unidade de
massa atômica (u), definida como 1/12 da massa de um átomo de carbono
que contém seis prótons e seis nêutrons. A massa de um próton ou nêutron é
aproximadamente 1 u. Os elétrons, por outro lado, têm uma massa quase
desprezível de 0,00091 × 10–27 kg ou 0,00055 u.
Introdução
A matéria geralmente é neutra em
carga (não tem nenhuma carga
global), porque prótons e elétrons
normalmente estão presentes em
números iguais. Quando a matéria
adquire desequilíbrios de cargas,
esses desequilíbrios em geral se
equalizam rapidamente, com
frequência de modo dramático.
O número atômico
O número mais importante para a identidade de um átomo é o número de
prótons em seu núcleo. O número de prótons define o elemento. Por exemplo,
um átomo com 2 prótons em seu núcleo é um átomo de hélio, um átomo com
6 prótons em seu núcleo é um átomo de carbono e um átomo com 92 prótons
em seu núcleo é um átomo de urânio. O número de prótons no núcleo de um
átomo é seu número atômico que é representado pelo símbolo Z.
A massa atômica
O número de massa, A, corresponde à soma do número de prótons e
nêutrons no átomo. A massa de um átomo está portanto concentrada no seu
núcleo.
Isótopos
Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo número de
prótons; contudo, eles não têm necessariamente o mesmo numero de
nêutrons. Por exemplo, todos os átomos de neônio contêm 10
prótons, mas eles podem conter 10, 11 ou 12 nêutrons. Todos os três
tipos de átomos de neônio existem, e cada um tem uma massa
ligeiramente diferente. Átomos com o mesmo número de prótons,
mas diferentes números de nêutrons, são chamados de isótopos.
Números quânticos e 
orbitais atômicos
Introdução
De acordo com a mecânica quântica, os vários
níveis de energia no átomo são compostos de
um ou mais orbitais. Cada orbital possui uma
energia característica e é visto como uma
descrição da região em torno do núcleo onde se
espera poder encontrar o elétron.
Introdução
Nos átomos que contêm mais de um elétron, a
distribuição destes em torno do núcleo é determinada
pelo número e pela espécie de níveis de energia que
estão ocupados e são caracterizadas pelos valores de
quatro números quânticos: número quântico principal
(n), número quântico secundário (l), número quântico
magnético (m) e número quântico de spin (s).
Número quântico principal (n)
Esse número determina a energia do orbital em
sistemas monoeletrônicos, como no hidrogênio, e é
o determinante principal da energia em sistemas
multieletrônicos. Pode ser qualquer número inteiro
positivo. Os elétrons que apresentam o mesmo
número n são ditos pertencentes a uma mesma
camada.
Número quântico principal (n)
Quanto maior o valor de n, maior será a distância média
do elétron ao núcleo e maior a energia média dos níveis
pertencentes à camada. Teoricamente, um átomo pode ter
infinitos níveis de energia, porém apenas 7 são conhecidos.
As camadas são designadas por letras maiúsculas:
Número quântico secundário 
ou azimutal (l)
Esse número determina a forma de um orbital e, até
certo ponto, a sua energia. Para qualquer camada, l
pode ter os valores de 0, 1, 2, 3... até um máximo igual
a n – 1 para aquela camada.
As subcamadas são designadas por letras minúsculas:
s, p, d, f...
Número quântico secundário 
ou azimutal (l)
Número quântico magnético (m)
Esse número determina a orientação no espaço de
um orbital dentro de uma subcamada, em relação aos
outros orbitais. O número quântico magnético recebeu
esse nome pelo fato de que pode ser usado para
explicar o aparecimento de linhas adicionais no
espectro atômico, produzido quando os átomos,
submetidos a um campo magnético, emitem luz.
Número quântico magnético (m)
Ele tem valores inteiros que variam de – l a + l. Quando l =
0, existe apenas um valor de m, m = 0, portanto uma
subcamada s consiste apenas de um orbital, denominado
orbital s. Uma subcamada p (l = 1) contém três orbitais que
correspondem a m igual a –1, 0 e +1. De maneira similar,
verifica-se que uma subcamada d (l = 2) é composta de
cinco orbitais, e uma subcamada f (l = 3) é composta de
sete orbitais.
Número quântico magnético (m)
Número quântico de spin (s)
Esse número quântico está relacionado com o movimento
circular do elétron em torno de um eixo que passa pelo seu
centro. O movimento circular de carga elétrica faz com que
o elétron atue como um pequeno eletroímã e produza um
campo magnético. Os valores assumidos para esse número
quântico são apenas dois, +1/2 e −1/2, uma vez que o
elétron pode girar somente em duas direções.
Princípio de exclusão de Pauli
A cada elétron, em um átomo, poderá ser associado um
conjunto de valores para seus quatro números quânticos n, l,
m e s. E que estes determinarão o orbital no qual o elétron
será encontrado e a direção na qual está girando. No entanto,
existe uma restrição quanto aos valores que esses números
quânticos podem assumir, denominada Princípio de Exclusão
de Pauli.
Princípio de exclusão de Pauli
De forma resumida este Princípio estabelece que dois
elétrons em um mesmo átomo não podem ter o mesmo
conjunto de números quânticos, ou seja, em qualquer orbital
pode ser colocado o máximo de dois elétrons. Nas
subcamadas s, p, d e f o número máximo de elétrons:
Princípio de exclusão de Pauli
Exercício
Qual é o conjunto dos quatro números quânticos que
caracteriza o elétron mais energético do 9F?
Configuração eletrônica 
dos elementos
A química dos elementos envolve também a
formação dos íons.
Exercícios propostos
Forneça os números quânticos de:
a) Z=54.
b) Z=38.
c) Z=87.
d) Z=61.