081356 estrutura atomica

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Faculdade de Tecnologia e Ciências Curso: Engenharia Civil e Ambiental Disciplina: Química Geral Aula 2: Estrutura Atômica Alan Garcia C. da Silva Feira de Santana BA

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estrutura atomica estudo da quimica para os iniciantes.

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Page 1: 081356 estrutura atomica

Faculdade de Tecnologia e Ciências

Curso: Engenharia Civil e Ambiental

Disciplina: Química Geral

Aula 2: Estrutura Atômica

Alan Garcia C. da Silva

Feira de Santana – BA

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Disciplina- Química Geral

ESTRUTURA ATOMICA

OS AVANÇOS HISTÓRICOS DO ATOMO:

Toda a química moderna baseia-se no fato de que a matéria se apresenta de uma maneira descontinua, formada por entidades denominadas de ÁTOMOS

Com a observação de que as massas são conservadas durante as reações químicas surgiu a idéia de que tais reações seriam uma reorganização de unidades fundamentais

Baseado nas Leis de Proust – todo composto químico contém proporções fixas, simples e constantes de seus constituintes foram propostas diferentes modelos sobre a constituição do átomo ao longo do tempo

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DALTON ( 1803) foi o precursor e enunciou:

1. toda matéria é formada por átomos;

2. Em uma reação química, os átomos são indivisíveis, isto é, não podem ser divididos em duas ou mais partes, e não podem ser criados nem destruídos;

3. Os átomos de um mesmo elemento são idênticos, ao passo que os átomos de elementos diferentes apresentam diferenças em forma, tamanho, massa etc...

4. Os átomos de um elemento não podem ser transformados em átomos de outros elementos

5. Uma reação química é a união ou separação que se combinam obedecendo a uma relação de números inteiros e pequenos

Para Dalton, portanto, a matéria é constituída de átomos indivisíveis, reais e isolados – a matéria tem caráter corpuscular

Este modelo foi aceito pelos cientistas durante 90 anos

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Observação: apesar de essa teoria ter sido um grande avançopara a Química do século XIX, ela continha alguns princípioserrôneos, dentre os quais o das fórmulas das substâncias simplese compostas

- os gases oxigênio, hidrogênio e cloro, por exemplo,seriam formados por apenas um único átomo em vez de dois;

- a fórmula da água deveria ser HO

O progresso desta área só foi consolidado através dosexperimentos dos Físicos que estudaram a relação entrematéria e eletricidade.

A base experimental da estrutura atômica

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A eletricidade: dois tipos de carga elétrica haviam sidodescobertos à época do inventor e estadista norte-americanoBenjamin Franklin(1706-1790) ele os chamou de positivos (+) enegativos (-) porque aparecem como opostos e podem neutralizaruns aos outros.

A radioatividade: Em 1896 o fisco francês Henri Becquerel (1852-1908) descobriu que um minério de urânio emitia raios capazes deescurecer uma placa fotográfica, mesmo que a placa estivessecoberta por papel preto para evitar sua exposição à luz.

Em 1898, Marie Curie e seus colaboradores isolaram o polônio e orádio, que também emitiam o mesmo tipo de raios e em 1899,madame Curie sugeriu que os átomos de determinadas substânciasemitiam esses raios incomuns que se desintegram e chamou essefenômeno de radioatividade e as substâncias que apresentam essapropriedade são ditas radioativas

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Os raios e são defletidos, mas os raios passam sem deflexãopelas placas: isso quer dizer que os raios e são partículaseletricamente carregadas, porque as cargas são atraídas ourepelidas pelas placas carregadas

Apesar da observação de a carga da partícula (+2) ser duas vezesmaior do que a da partícula (-1), as partículas são defletidasem menor extensão, o que implica o fato de que as partículasdevem ser mais pesadas do que as partículas . Os raios não têmcarga ou massa detectáveis; eles se comportam como raios de luz

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Assim a sugestão de Marie Curie de que os átomos se desintegramcontradisse as idéias apresentadas em 1803 por Jonh Dalton deque o átomo era indivisível.

Se os átomos podem ser divididos, deve existir algo ainda menor doque o átomo, ou seja, os átomos devem ser compostos de partículassubatômicas ainda menores.

Em 1855 descobriu-se os raios catódicos e 1897 J. J. Thomsonidealizou um tubo de raios catódicos a fim de medir a carga e amassa do elétron e idealizou um novo modelo do átomo

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O físico-americano Robert Andrews Millikan (1868-1953)determinou a carga de um elétron, o que permiti a outroscientistas calcular a massa.

O valor atualmente aceito para a massa do elétron é 9,109382 x10-28 g, e a carga do elétron é –1,602176 x 10-19 C( Coloumb)

Quando nos referirmos às propriedades das partículasfundamentais, sempre expressamos a carga em relação à carga doelétron, à qual é dado o valor(–1)

Experiências adicionais mostraram que os raios catódicospossuíam as mesmas propriedades que as partículas emitidas porelementos radioativos.

Isso forneceu uma evidência adicional de que o elétron é uma partícula fundamental da matéria

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quando qualquer átomo perde um ou mais elétrons, a massa total doátomo permanece praticamente a mesma. Isso evidencia que amaior parte da massa total do átomo se deve muito mais „as cargaspositivas (prótons) do que „as negativas(elétrons)

Diante disso Thomson propôs em 1897 uma resposta para asegunda pergunta.

Tal modelo foi aceito ate 1911 quando Rutherford propos um modelo mais aprimorado

Sugeriu que a massa total do átomoseria devida quase que totalmenteapenas „as cargas positivas. Estasestariam espalhadas, uniformemente,por toda uma esfera, formando umamassa compacta e uniforme. Nasuperfície dessa massa estariamaderidos os elétrons, espaçados demodo uniforme.

Modelo pudim coberto com passas

Pudim – massa de Cargas positivas

Passas - seriaos elétrons

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A experiência de Rutherford: um novo modelo para o átomo

Por volta de 1910 Ernest Rutherford e seus colaboradores, HansGeiger (1882-1945) e Ernst Marsden (1889 -1970) resolveutestar o modelo de Thomson e observaram o que ocorreu quandoas partículas atravessaram a folha de ouro.

A maior parte passou direto, mas algumas partículas foramdefletidas em grandes ângulos, e outras quase que de volta àfonte!

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Verificaram neste experimento usando as particulas alfa ( íons de He2+ ),as quais, juntamente com outras partículas de alta energia são emitidospor elementos radioativos. Concluindo que:

1. A maioria das partículas alfa atravessavam através de uma finafolha de ouro sem sofrer nenhum desvio. Esse fato indica que essaspartículas não encontram nenhum obstáculo pela frente e seguem seupercurso em linha reta. .( resultado que confirmaria os experimentos deThomson ) Daí se conclui que existem enormes espaços vazios dentro doátomo, pois só assim a maioria das partículas α conseguia atravessar alâmina sem se desviar;

2. Algumas partículas α não conseguem atravessar a lamina, porémsofrendo um desvio muito forte em seu caminho. Esse fato mostra queessas partículas encontravam algum obstáculo, porém não muito grande,quando atravessavam os átomos da lâmina;

3. Pouquíssimas partículas α não conseguem atravessar a lâmina e voltampara o mesmo lado de onde são lançadas. Esse fato evidencia que taisobstáculo irremovível ao colidirem em algum ponto dos átomos da lâmina;

4. Ocasionalmente estas partículas densas, com velocidade elevada,eram desviadas e, algumas vezes, refletidas para trás, quase que em linhareta

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Para acomodar suas observações Rutherford propôs um novomodelo para o átomo, no qual a carga positiva e a maior parte damassa se concentrassem em um volume muito pequeno. Rutherfordchamou esse minúsculo caroço de núcleo; os elétrons ocupam oresto do espaço do átomo e foi chamada de eletrosfera.

Rutherford conclui que os elétrons estariam tão afastadosquanto possível do núcleo ou seja, a pelo menos 10 000 unidade dedistancias

(A) modelo de Thomson (B) modelo de Rutherford

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Entretanto, esses elétrons estariam parados ou em movimentos???

Se os elétrons estivessem parados, seriam atraídos pela cargapositiva do núcleo até caírem sobre ele, isso significaria que oátomo seria instável e se destruiria naturalmente.

Como essa destruição nunca foi observada, Rutherford conclui queos elétrons estariam em continuo movimento girando ao redor donúcleo de modo semelhante a planetas que orbitassemcircularmente ao redor do sol :modelo planetário

+

Movimento circular uniforme

Um elétron girando

era mantido em

órbita pela atração

eletrostática do

núcleo carregado

positivamente.

Ganhando ou

perdendo energia o

elétron provavelmente

teria um movimento

em espiral

Esse modelo, porém, entrava em contradição com a Física Clássica:“toda partícula que tivesse carga elétrica e estivesse emmovimento perdia energia “

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No caso do elétron, que é uma partícula elétrica e esta emmovimento, então essa esperada diminuição de energia faria suavelocidade diminuir também, até fazê-lo parar. Novamente não eraisso o que se via ocorrer

Como explicar essa contradição??????????

A descoberta do próton do elétron e do nêutron alterou oscientistas para procurar relações entre a estrutura atômica e ocomportamento químico.

Em 1902, Gilbert N. Lewis (1875-1946) sugeriu que os elétronsnos átomos poderiam estar arranjados em camadas começandopróximas do núcleo e crescendo para fora. Lewis explicou asimilaridade de propriedades químicas para elementos em umdeterminado grupo, supondo que todos os elementos dele tem omesmo número dos elétrons na camada mais externa.

O modelo de Lewis do átomo suscita um número de questões. Ondeos elétrons estão localizados? Eles possuem energias diferentes?Que evidência experimental suporta esse modelo?

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Espectros de emissão:

Quando os átomos de um determinado elemento se aquecem a umacerta temperatura, emitem luz (Radiação Eletromagnética).

Essas luzes têm determinados comprimentos de onda (λ) ,característicos de cada elemento.

Cada comprimento de onda corresponde a uma cor do “arco-íris” ecada cor, à emissão de uma energia.

O físico Max Planck calculou a energia de cada unidade de luz(fóton).

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Em comprimentos de onda mais longos do que a luz visível,encontramos primeiro a radiação infravermelha (IV) o tipo que édetectado como o calor;

Ainda mais longo é o comprimento de onda da radiação utilizadaem fornos de microondas e nas transmissões de televisão e rádio

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Bohr chegou a esse conceito a partir da observação da luzemitida por elementos químicos em temperaturas elevadas

Ele observou que:

- quando um elemento químico é aquecido a altas temperaturas,os elétrons de seus átomos recebem energia e são forçados a seafastarem do núcleo;

- ao se afastarem do núcleo, esses elétrons não fazem numagradação continua, isto é, suas órbitas não vão se alargando poucoa pouco, de modo a poderem assumir quaisquer diâmetros.

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- Em vez disso os elétrons saltam diretamente para órbitais comdiâmetros bem determinados, às quais Bohr deu o nome de níveisde energias. Apenas nessas órbitas com esses diâmetros bemdeterminados é que os elétrons podem permanecer

Assim o modelo planetário é descartado e a primeira tentativa importante para desenvolver um modelo clássico do átomo foi

feita por Niels Bohr.

Em 1913, Niels Bohr mostrou que as leis da Física Clássica nãoeram válidas para sistemas microscópicos, tais como os átomos eseus constituintes

•O primeiro princípio diz que um elétron tem energia constante em uma órbita particular (estado estacionário), por isso não cai no núcleo;

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•O segundo admite apenas certas órbitas possíveis para o elétronao redor do núcleo;

•O terceiro princípio diz que variações de energia (ganho ouperda) correspondem a saltos de uma órbita interna a uma maisexterna ou vice-versa. A perda de energia se dá pela emissão deluz

A explicação da estabilidade do átomo por fim foi dada por Niels Bohr(1885-1962), através das chamadas órbitas estacionárias:

Os elétrons num átomo ganham ou perdem energia somente emnúmeros inteiros de quanta. Quando um elétron ganha ou perdeenergia ,desse modo ele deve passar de um nível de energia paraoutro, digamos de E1 para E2 de acordo com a equação

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Bohr conseguiu usar seu modelo do átomo para calcular os comprimentosde onda das linhas no espectro de hidrogênio.

Ele havia juntado o invisível(interior do átomo) ao visível(as linhasobservados no espectro de hidrogênio). Além disso, ele introduziu oconceito da quantização da energia na descrição da estrutura atômica,conceito que permanece parte importante da ciência moderna.

Havia uma falha na teoria de Bohr, que explicava somente o espectro deátomos de H e de outros sistemas que tem apenas um elétron (como oHe1+)

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Bohr atribui a cada uma dessas órbitas circulares um valor nonde n é um número inteiro maior ou igual a 1, isto é n = 1,2,3,4,5,etc.

O valor n = 1 indica a órbita mais próxima do núcleo, na qual oelétron possui menor energia e os n seguintes indicam a seqüênciadas órbitas concêntricas com diâmetro crescente e energiadecrescente.

Assim n = 2 representa a senda órbita com diâmetro maior que aprimeira e energia menor que ela.

Outra forma equivalente de representar estas órbitas é designa-lás por letras maiúsculas de K ate Q correspondendo a n =1 ate 7.

1 2 3 4 5 6 7K L M N O P Q2 8 18 32 32 18 2

Tais orbitais também recebem o nome de camadas eletrônicas ouníveis de energia

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O modelo de Bohr é fundamentado na teoria dos “QUANTA” deMax Planck. (Passagem de uma partícula de um nível energéticopara outro através de um “PACOTE DE ENERGIA” ).

Segundo a Teoria de Planck, a energia não é contínua.A freqüência só depende do λ . Portanto, se um átomosuperaquecido emite luzes de determinadas cores, isto significaque ele só emite determinadas energias.

Conclusão de Bohr:1. que a elucidação da estrutura atômica seria encontrada na natureza daluz emitida pelas substâncias a temperaturas altas ou sob influência deuma descarga elétrica;

2. Acreditava que esta luz era produzida quando elétrons nos átomossofriam algumas das características da luz e outras formas de energiaradiante;

3. Mostrou que os raios r de órbitas permitidas ou de níveis de energiapara um elétron num átomo de hidrogênio , estão relacionados com aconstante de Planck h, com a massa do elétron , m, e com sua carga, e:

r = n2h2

4 me2

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Propriedades Ondulatórias do elétron e a Lei de Broglie:Se a luz podia ser considerada como tendo propriedades de onda ede partícula, a matéria se comportaria de modo semelhante???

Em 1924, Louis Victor de Broglie(182-1987) estendeu aos elétronso caráter dualístico da LUZ, como comprovado experimentalmentepor Albert Einstein com Efeito Fotoelétrico.

Introduziu a idéia de que o elétron deveria ser considerado nãoapenas como uma partícula, mas também como uma vibração ouonda ao redor do núcleo do átomo

Para um elétron livre de massa mmovendo-se com uma velocidade v,deverá ter um comprimento deonda (λ) associado dado pelaequação:λ = h .

m v

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Qual a vantagem dessa idéia:

Assumindo a concepção de que os elétrons podem se comportarcomo partículas e como onda, tornou possível aplicar a essecomportamento e a Mecânica Ondulatória, que e a parte daFísica que estuda os movimentos envolvendo vibrações ou onda.Isto permitiria uma melhor explicação dos fenômenos físicos equímicos observados.

O Principio de Incerteza de Heisenberg :

Quando fazemos uma luz incidir em partículas muito pequenas,como é o caso do elétron, não conseguimos saber sua exatalocalização Por que isso ocorre??????

A razão é que a luz tem muita energia, se comparada com à doelétron por ser este tão pequeno. Essa energia então, provoca oconstante deslocamento do elétron, alterando não só sua posiçãocomo sua velocidade. Isso significa que não podemos determinarcom precisão nem a velocidade nem a localização do elétron

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Werner Heisenberg(1901-1976) formulou o seguinte principio

“Quanto mais certeza tivermos quanto a posição do elétron, tanto menor será a precisão com que podemos definir sua velocidade e

vice-versa” (Premio Nobel de física 1932)

“ É impossível determinar, exatamente, a localização e a velocidade de um elétron em um dado instante “

O austríaco Erwin Schörodinger, em 1927 conclui, através decálculos matemáticos, que não mais poderíamos falar em localizarexatamente o elétron (tal como proposto pelo modelo de Bohr)mas, ao invés disso, deveríamos pensar em termos de uma regiãoao redor do núcleo do átomo na qual seria mais provável encontraro elétron. A essa região é dado o nome de orbital

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O Modelo atômico atual (1924-1927)

Proposto por Erwin Schrödinger, de Brogliee Werner Heisenberg

Este modelo apóia-se nos seguintes princípios:

1.Teoria sobre a dualidade onda-partícula, de Louis De Broglie;

2. Princípio da incerteza, enunciado por WernerHeisenberg.

3. A mecânica quântica, desenvolvida por Schrödinger eHeisenberg, deu origem ao estudo das funções de onda e dosnúmeros quânticos, pois o átomo de Schrödinger é um modelomatemático.

Como não se pode falar em posição do elétron no átomo, aMecânica Quântica pode determinar a região de máximaprobabilidade onde possa estar o elétron - orbital