1. quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. espectro de linha e o modelo de bohr 3. comportamento...

1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton

2. Espectro de linha e o modelo de Bohr

3. Comportamento ondulatório da matéria

4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas

5. Os orbitais atômicos

6. Configuração eletrônica

7. Tabela periódica

Propriedades químicas;

Teoria quântica:

Energia eletrônica;

Energia quantizada:

Estado fundamental;

Estado eletrônico excitado;








Objetos quentes e quantização de energia (quantum):Para explicar a relação entre temperatura, a intensidade luminosa e os comprimentos de onda da radiação emitida por um corpo negro, em 1900 um físico alemão chamado Max Planck propôs que a energia absorvida ou liberada só poderia ocorrer em “pacotes” definidos de tamanhos mínimos, que receberam o nome de QUANTUM.








A energia quantizada é dada pela fórmula:

E = n.h.f

onde n é o nº quântico e h a constante de Planck.

ΔE = Esup – Einf = hc/λ= h.f

h – 6,626 . 10-34 J.s / partícula

c – 2,998 . 108 m/s (velocidade da luz no vácuo)

λ – comprimento de onda em metros

f – freqüência em Hz

Dessa mesma equação vem:

ΔE = 1.196,105/λ ( kJ . Nm/mol)








A luz emitida sobre uma superfície metálica limpa leva a emitir elétrons: o chamado efeito fotoelétrico.

O fóton é um pacote minúsculo de energia que se comporta como uma partícula.








Espectro de linhas:

radiação monocromática;

espectro contínuo;

espectro de linhas;








O modelo de Bohr para o hidrogênio:

Bohr postulou que o átomo de hidrogênio consistia em um próton central em torno do qual o elétron se movia numa órbita circular. Baseando-se na lei de Coulomb de atração eletrostática e nas leis de movimento de Newton, ele impôs uma condição sobre uma propriedade do elétron, denominada momento angular.

m.v.r = n.h/2π

onde: m é a massa do elétron, v é a sua velocidade e r é o raio da órbita em torno do núcleo.

A energia em cada órbita era dada por:

E = -2,18 . 10-18 . n -2 J / partícula








Limitações do modelo de Bohr:

O modelo de Bohr não pôde explicar o espectro de outros átomos. No cálculo dos comprimentos de onda e das energias do hidrogênio, tinha um erro de apenas 0,1%, enquanto para o mais próximo elemento (He) os erros já pulavam para 5%.








Louis de Broglie sugeriu que o elétron, em seu movimento ao redor do núcleo tinha associado a ele um comprimento de onda particular, dado pela equação:

λ = h/m.v ( m = massa ) ( v = velocidade )

Comprovada experimentalmente, para que a onda seja estável, ela deve traçar o mesmo caminho em voltas sucessivas pela órbita.








Werner Heisenberg relacionou matematicamente a incerteza da posição Δx e o momento exato Δmv para uma quantidade envolvendo a constante de Planck:

Δx . Δmv > h/4π

Um cálculo rápido ilustra as implicações dramáticas do princípio da incerteza. O elétron tem massa aproximada de 9,11 . 10-31 g e se move numa velocidade de aproximadamente 5 . 106 m/s em um átomo de hidrogênio...








Vamos supor que conhecemos a velocidade com uma incerteza de 1% (isto é, uma incerteza de (0,01)(5 . 106) = 5 . 104 m/s ) e que essa é a única fonte importante de incerteza no momento para que Δx = Δmv. Calculando a incerteza da posição temos:

Δx > h/4πmΔv => 6,63 . 10-34 / 4π . 9,11 . 10-31 . 5 . 104

Δx > 1 . 10-9 m

Uma vez que o diâmetro de um átomo de hidrogênio é apenas 2 . 10-10 m, a incerteza é muito maior do que o tamanho do átomo. Portanto, essencialmente, não temos idéia de onde o elétron está localizado no átomo.








Erwin Schrödinger desenvolveu uma complexa equação para calcular a amplitude da onda em vários pontos do espaço. O quadrado da amplitude é proporcional à probabilidade de encontrar uma partícula nesse ponto. Por essa razão, ψ2 é chamada de densidade de probabilidade.

Para os elétrons, é chamada de densidade eletrônica, a partir da qual são criados os diagramas de nuvens eletrônicas.








Orbital;

Mecânica quântica usa quatro números para descrever um orbital:

n – número quântico principal (nível):

1, 2, 3....

l – número quântico azimutal (subnível):

0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f)...

ml – número quântico magnético (orbital):

...-2, -1, 0, 1, 2...

ms – número quântico magnético de spin:

1/2 ou - 1/2








Princípio da exclusão de Pauli:

Afirma que elétrons de um mesmo átomo não podem ter o conjunto dos quatro números quânticos iguais (n, l, ml, ms).

Num dado orbital onde n, l e ml são fixos, a diferença está no ms, já que só podem ter dois elétrons em cada orbital, cada um girando em um sentido.

Elétron desemparelhado;

Elétrons emparelhados; (um girando em cada sentido)








A distribuição dos elétrons pelo átomo é denominada configuração eletrônica.

Os elétron tendem a ficar na mais estável configuração eletrônica, ou seja, no orbital de menor energia, só que como isso não é possível para todos os elétrons, uma vez que não se pode ter mais de 2 elétrons por orbital, dizemos então que os orbitais são preenchido em ordem crescente de energia.

Ex:

o Li tem três elétrons, como no orbital 1s só cabem dois elétrons, o terceiro vai para o próximo orbital de mais baixa energia, o 2s.








Regra de Hund:

a energia mais baixa é obtida quando os elétrons estão em spins paralelos, ou seja:

Configuração 1 ( 1s2 2s2 2p3 )

Configuração 2 ( 1s2 2s2 2p3 )

o N tem 7 elétrons e segundo o princípio de Hund a sua configuração eletrônica correta é a configuração 2.

Configuração do F ( 1s2 2s2 2p5 )








Configurações condensadas:

aquela em que se coloca o símbolo do gás nobre de menor número atômico mais próximo, que por formar um octeto tem uma configuração mais estável, e em seguida se coloca a parte final da configuração;

essa parte final são os elétrons de valência; e o último elétron preenchido é o elétron diferenciador.

Ex: Li – [He] 2s1 ( [1s2] 2s1 )

K – [Ar] 4s1 ( [1s2 2s2 2p6 3s2 3p6] 4s1 )








A tabela periódica está estruturada de forma que os elementos com o mesmo padrão de configuração eletrônica de níveis mais externos (de valência) estejam distribuídos em colunas:

1A – ns1 5A – ns2 np3

2A – ns2 6A – ns2 np4

3A – ns2 np1 7A – ns2 np5

4A – ns2 np2 8A – ns2 np6

onde n é o número do nível do orbital, que corresponde ao número da linha em que o elemento se localiza;

os elementos de transição terminam em d e f.








Brown, LeMay e Bursten. “Química: a ciência central” – 9ª edição.

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