aula 04 qgt_2012

10/12/2012

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Evolução dos modelos atômicos

Universidade Federal da Paraíba Centro de Ciências Exatas e da Natureza

Departamento de Química Disciplina: Química Geral

Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira/Alimentos Professora: Liliana Lira Pontes

Semestre 2012.2

Constituição Elementar da Matéria

→Gregos - 4 elementos que originavam todas as outras coisas.

ÁTOMO

Sucessivas Divisões

Matéria/corpo

Demócrito Leucipo

Filósofos gregos

John Dalton

1807

Modelo Atômico

Evolução da Teoria Atômica

Experimentação

Reações Químicas

1. Todos os átomos de um dado elemento químico são idênticos

2. Os átomos de diferentes elementos tem massas diferentes

3. Um composto é uma combinação específica de átomos de mais de um elemento

4. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos mas trocam de parceiros para produzir novas substâncias

Lei da conservação das massas

“ nenhum ganho ou perda de massa detectável ocorre nas reações químicas. A massa é conservada”

Lei das proporções definidas

“ em um dado composto químico, os elementos estão sempre combinados na mesma proporção de massa”

Experimentação

Reações Químicas

Hipóteses

“Toda matéria é feita de várias combinações de formas simples de matéria chamadas elementos químicos. Um elemento é uma substância que consiste de uma única espécie de átomo”

Átomo

(Modelo da bola de bilhar)


Em 1989 a IBM assombrou o mundo ao escrever a palavra I-B-M usando 25 átomos de xenônio com um microscópio eletrônico de tunelamento

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“Toda matéria é composta de várias combinações de formas simples de matéria chamadas elementos químicos. Um elemento é uma substância que consiste de uma única espécie de átomo”

Átomo

(Modelo da bola de bilhar)

Imagem de STM (7 nm x 7 nm) de uma cadeia em ziguezague simples de átomos de arsênio (vermelho) sobre uma superfície de arseneto de gálio (azul).


1897 Descoberta dos Elétrons

Átomos não são indivisíveis

Joseph John Thomson (1871-1937)

Tubo de raios catódicos


ELÉTRONS

Possuem massa Caminham em linha reta São formados por partículas negativas

Conclusão de Thomson a respeito dos raios catódicos:

Carga de um elétron:

1,602 x 10-19 C

Outra partícula atômica (Prótons)

? ? ?

Novos Questionamentos

“”átomos tem carga zero”


De que maneira os prótons e elétrons estariam dispostos no átomo?

Até que ponto seria correto o modelo de Thomson?

Modelo atômico de Thomson “Pudim de passas”

“bolha positivamente carregada de material gelatinoso, com elétrons suspensos nela”


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Em 1911

Ernest Rutherford (1871-1937)

Experimento de Rutherford


1908

Conclusões de Rutherford

Século XX – avanço tecnológico- espectrômetros de massa

“Nem todos os átomos de um elemento tem a mesma massa”

Núcleo do átomo deveria conter partículas, além dos prótons, e que possuem carga zero

O átomo teria um núcleo positivo;

Os elétrons girariam em volta do núcleo (eletrosfera);

O núcleo é muito pequeno em relação ao tamanho do átomo;

núcleo

elétrons elétrons

Nêutrons

Sistema Planetário

Um átomo neutro sempre possuirá igual quantidade de prótons e elétrons;

A quantidade de prótons de um átomo constitui seu número atômico (Z);

A quantidade total de prótons e nêutrons de um átomo corresponde ao seu número de massa (A);

Cada elemento químico possui um número atômico característico.

(Partículas subatômicas)


Um elemento químico é um conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z), ou seja, mesmo número de prótons.

Representação do átomo do elemento Químico (X)

X A

A = Z + N

N = número de nêutrons

A = número de massa Z


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Isótopos

Átomos com o mesmo número atômico (Z), mas diferentes números de nêutrons (N)

20Ne (90,92%)

21Ne (0,26%)

22Ne (8,82%)

Nem todos os átomos de um elemento tem a mesma massa

Z=10


X A

Z

Modelo de Rutherford aceito...

O que fazem os elétrons?

O dilema do átomo estável!

Rutherford

Imperfeições

1- o elétron está parado

2-o elétron está em movimento


Contradição no modelo de Rutherford

Elétron em movimento circular

Aceleração – física clássica

Partícula carregada (elétron)iria emitir energia

até cair no núcleo

Sistema atômico entraria em colapso

Mas isso não ocorre!


Bohr – Elucidação da estrutura atômica encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias;

Energia Radiante....eletromagnética

Novo modelo atômico

Niels Bohr (à direita) e Einstein

Evolução da Teoria Atômica -

Primeira tentativa de descrever o novo modelo...

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Radiação Eletromagnética (REM)

Um tipo de energia transmitida através do espaço a velocidades

altíssimas.

Velocidade - representada por c e chamada de velocidade da luz

c (no vácuo)= 3,00 x 108 m s-1


Quando um feixe de luz encontra um elétron “empurra” o elétron para uma direção depois para outra, periodicamente.

REM - Parâmetros Ondulatórios

O movimento ondulatório é caracterizado pelos seguintes parâmetros:

comprimento de onda ()

freqüência ()

velocidade da onda (vi) vi= (i= meio material qualquer)

amplitude (A)

Onde c= velocidade da luz = 3,00 x 108 m s-1 λ(lambda) = comprimento de onda que depende da luz e ν é a freqüência.

ν λ = c

E = hν

h = constante de Planck=6,63 x 10-34 J s ν = freqüência (depende da luz)

Einstein prôpos, em seus estudos, que a REM consistia de partículas chamadas de fótons. Cada fóton pode ser entendido como um pacote de energia, e a energia de 1 só fóton está relacionada com a frequência da radiação pela equação:


Modelo atômico de Bohr

1913

Niels Bohr (1885-1962)

Dilema do átomo estável;

Princípios físicos para explicar o movimento dos elétrons;

Fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck;

Os elétrons emitem energia na forma de luz, mas a radiação emitida é limitada para um certo comprimento de onda.

O elétron não está livre para ter qualquer energia.

Energia quantizada!


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Move-se em órbitas circulares em torno do núcleo do átomo.

valores de energia ou camadas K, L, M, N, O, P, Q

Um elétron daria saltos quânticos de um nível de energia para o outro

K 1

L 2

M 3

N 4

O 5

P 6

Q 7

núcleo

Modelo atômico de Bohr 1913

Niels Bohr (1885-1962)


Trajetória

fixa-órbita

Modelo de Bohr

Permite calcular as energias

do H concordantes com os

valores experimentais

Virtudes Limitações

Não permite descrever as energias de átomos multieletrônicos.

Não possibilita explicar as ligações químicas.

Um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia

Modelo Atômico de Sommerfeld (1916) – átomos mais complexos que o

hidrogênio

Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível,

ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de

subníveis, que podem ser de quatro tipos: s,p,d,f.

O MODELO ATUAL BASEADO NA MECÂNICA-QUÂNTICA

Proposta por Heisenberg e Schrödinger

Por volta de 1927

Considera o conceito de quantização de Bohr, mas extrapola - porquê da quantização

Modelo matemático

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Princípio da Incerteza de Heisenberg: É impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.

Deixa clara a impossibilidade de determinar a exata trajetória do elétron a partir da energia e da velocidade.

Por este motivo, buscou-se, então, trabalhar com a provável região onde é possível encontrá-lo.

Δx > h/4πmΔv Onde h é a constante de Planck, m é a massa do elétron (9,11 x 10-28 g).

Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma partícula-onda.

Luis Broglie (comportamento dual – partícula-onda) sugeriu que o elétron, em seu movimento ao redor do núcleo, tinha associado a ele um comprimento de onda particular. Ele propôs que o comprimento de onda característico do elétron ou de qualquer outra partícula depende de sua massa (m), e de sua velocidade, (v).

λ = h/mv

EQUAÇÃO FUNDAMENTAL DA MECÂNICA QUÂNTICA – Schrödinger- incorpora o que diz Broglie

H i = Ei

onde:

H = Hamiltoniano (Energia cinética+energia potencial coulômbica)

Ei = energias permitidas

i (psi) = funções de onda dos elétrons nos átomos, ou seja,

orbitais atômicos (i2 densidade de probabilidade)

Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron.

Derivada da órbita de Bohr! Mas corresponde também à região do espaço de maior manifestação eletrônica.

Orbital

http://www.algosobre.com.br/incerteza de heisenberg.htm

http://www.algosobre.com.br/dualidade.htm

















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Modelo atômico de Schrödinger - não é possível

determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas,

a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais

provável de encontrá-lo.

Números Quânticos

Códigos matemáticos associados à energia do elétron

Caracterização do elétron

Principal = tamanho

Secundário = forma

Magnético=orientação

Spin = direção do elétron no espaço

Princípio da exclusão de Pauli: no mesmo átomo, não existem

2 elétrons com os mesmos números

quânticos

nível, o subnível e o orbital de um elétron podemos utilizar...

Indica a energia do elétron

K

n=1

núcleo

L M N

n=2 n=3 n=4

n= 1, 2, 3, ....7

Número Quântico principal (n)

Indica a energia do orbital

Núcleo n= 1, 2, 3, ....7

Quanto maior o valor do n maior é a energia do orbital

Número máximo de elétrons

Equação de Rydberg

X= 2n2

Onde

X= número máximo de elétrons

n = número quântico principal

Exemplo: para o nível 3, temos:

N = 2.(n)2 N = 2.(3)2 N= 2.9 = 18

Então, para o nível de n=3, comporta no máximo 18 elétrons

K 2

L 8

M 18

N 32

O 32

P 18

Q 8

Número Quântico principal (n)

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Número Quântico secundário (l) ou azimutal

Cada nível de energia é constituído por um ou mais subníveis

Designação dos subníveis: s, p, d, f (na prática)

(g, h e i) – existem na teoria

Número quântico secundário (l) pode assumir qualquer valor inteiro entre 0 e (n-1)

Quando n = 1, há apenas um valor possível para l: (0)zero.

No primeiro nível de energia, só existe um subnível: o subnível s

Quando n = 2, há dois valores possíveis para l: 0 e 1

Então, no segundo nível de energia existem dois subníveis s e p.

Para um número quântico principal n, teremos n subníveis possíveis.

Generalizando para outros valores de n, temos:

Número Quântico secundário (l)

Número Quântico secundário (l)

Número máximo de elétrons em cada subnível

Nelétrons=2(2l + 1)

Por exemplo, para o subnível s, onde l = 0, temos:

2. (2l + 1) = 2

Portanto, 2 elétrons são permitidos para o subnível s.

Generalizando para os outros valores de l, temos:

Uma observação experimental subníveis do mesmo nível têm energias diferentes.

Ou seja,

Seus subníveis sempre aumentam de energia

s < p < d < f

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Distribuição eletrônica

Proposta por Linus Pauling- químico quântico

Número quântico principal Número quântico secundário

Relação

Níveis de Energia Subníveis de Energia

(n) (l)

Representação esquemática da distribuição dos elétrons de um

átomo de um determinado elemento Relação Direta entre níveis e subníveis

Por exemplo:

2p

Nível Subnível



Pauling também estabeleceu que:

Energia de cada subnível é dada pela soma do número quântico principal (n) com o número quântico secundário (l)

E = n + l

Subnível 3d mais

energético que 4s


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Efetuando a soma de E = n+l para todos os subníveis conhecidos, temos a ordem energética:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d


Pode-se, então, fazer a distribuição eletrônica a partir do número atômico do elemento:

n sx nível

subnível s

Número de elétrons existentes no subnível

Exemplo: Átomo de Hidrogênio

1H 1s1

Nível 1 subnível s Apenas 1 elétron

Distribuição eletrônica de íons

Íons são formados de átomos por ganho ou perda de elétrons. (Ocorre sempre na camada de valência)

Cátions ou íons positivos

Formado pela perda de elétrons

Exemplo: 11Na

Config. Eletrônica (CE): 1s2 2s2 2p6 3s1

Perda de 1 elétron (Na+)

Config. Eletrônica: 1s2 2s2 2p6

Ânions ou íons negativos

Formado pelo ganho de elétrons

Exemplo: 16S

CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Ganho de 2 elétrons (S2-)

CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Distribuição eletrônica de íons

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De acordo com o princípio da Incerteza de Heisemberg, não se pode afirmar que exista uma órbita definida para o elétron. O mais adequado é considerar que existam regiões, denominadas orbitais, em torno do núcleo.

Relembrando....

Região de maior probabilidade de se encontrar o elétron no átomo

Orbital s

orbital é esférico

mais baixa energia

Suporta no máximo 2 elétrons

Orbital p

Suporta no máximo 6 elétrons

Número Quântico magnético (m ou ml)

Indica a orientação dos orbitais no espaço

Para cada orbital, temos um determinado número quântico magnético

m = -l, .....0......+l

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Representação gráfica de um orbital

Número Quântico magnético (m ou ml)

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Relação do subnível com o orbital

Número Quântico spin (s ou ms)

Diferencia os elétrons de um mesmo orbital de acordo com sua rotação

s

+1/2

-1/2

Distribuição Eletrônica em Orbitais

Princípio de exclusão de Pauli: “Num orbital existem no máximo 2 elétrons com spins opostos”

Regra de Hund: elétrons, ao entrarem em uma

subcamada contendo mais do que um orbital, serão

espalhados sobre os orbitais disponíveis com seus spins na

mesma direção.

2He: 1s2

7N: 1s2 2s2 2p3

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