estrutura atomica

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Viviana Rocha 1 Química tecnológica Introdução

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Page 1: Estrutura atomica

Viviana Rocha 1

Química tecnológica

Introdução

Page 2: Estrutura atomica

Viviana Rocha 2

Noções preliminares

Química: O que, Por que e Como? Metodologia Científica Matéria Substâncias Transformações da matéria

Revisão

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Química: O que, Por que e Como?

Estudo da natureza, das propriedades da composição e das transformações da

matéria

Compreensão dos problemas da sociedade e revertê-los

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ESTRUTURA DA MATÉRIA

PROPRIEDADES

REAÇÕESTIPOS DE MATERIAIS

INTERAÇÕES

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Metodologia Científica

Observaçõese dados

Hipóteses ou teoria

LeisExperimentos

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Conceitos químicos: revisão

Tipos de substâncias:1. Puras: substâncias com composição definida e

características e propriedades físico-químicas definidas;

2. Misturas: Duas ou mais substâncias fisicamente misturadas. As propriedades físico-químicas depende da composição da mesma.

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Substâncias puras:1. Elementos: substância simples, fundamental e

elementar;

2. Compostos: Constituídos de dois ou mais elementos em uma composição definida.

Misturas:1. Homogêneas: Apresenta uma única fase.

2. Heterogêneas: Apresenta duas ou mais fases.

Conceitos químicos: revisão

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Matéria

Substâncias puras

Misturas

Misturas heterogêneas

Misturas homogêneas

(soluções)

CompostosElementos

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Transformações físicas

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O Plasma (ou quarto estado da matéria) trata-se de um gás ionizado, com átomos ionizados e elétrons (distribuição quase-neutra). Está presente principalmente nas televisões de LCD ou cristal líquido, ou ainda chamadas de "TVs de plasma". Neste estado há uma certa "pastosidade" da substância, que permite uma maior e melhor resposta quando recebe informações decodificadas pelos feixes de luz emitidos pelos componentes da TV.

4º Estado da Matéria: Plasma

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Transformações Químicas

Queima do carvão:As moléculas iniciais do carvão (reagentes) são quebradas e seus átomos são reagrupados para formar novas moléculas finais (produtos da reação) .

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Modelos atômicos

Evolução dos modelos atômicos:

- Átomo de Dalton- Átomo de Thomson- Átomo de Rutherford- Átomo moderno- Átomo de Bohr- Modelo atômico atual

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Pensamento CientíficoPensamento CientíficoPensamento CientíficoPensamento Científico

Limitações desta visão do mundo

Isaac Newton concretizou o sonho de Descartes

Tornar a teoria científica em poder.

Visão mecanicista (Mecânica)

“A natureza funciona como um relógio”

“O mundo é apenas uma máquina”Descartes

“Não há teoria eterna em ciência” - Albert Einstein

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O átomo Filosófico (450 a.C.)

Por volta de 450 a.C., o filósofo grego Leucipo afirmou que a matéria podia se dividida em partículas cada vez menores até um limite.

Demócrito (470 a.C.-380 a.C.), denominou essa partícula de ÁTOMO (do grego, “indivisível”).

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O Átomo de Dalton

Toda matéria é composta de partículas fundamentais: os ÁTOMOS

Os átomos são permanentes e indivisíveis, não são criados nem destruídos

Os elementos são caracterizados por seus átomos

As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos

Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa

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O Átomo de Dalton

A diferença entre o modelo de Dalton e o modelo filosófico- presença de dados experimentais

John Dalton, físico inglês, em 1803, foi o primeiro modelo atômico elaborado (modelo da bola de bilhar).

Este modelo consegue explicar:

- A Lei da Conservação das massas (Lavoiser)- A Lei da Composição Definida (Proust)

Estímulo ao mundo científico- Química moderna- partículas subatômicas

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Experiência

Massa da água

decomposta

Massa de hidrogênio obtida

Massa de oxigênio obtida

1º 18g 2g 16g

2º 72g 8g 64g

3º 90g 10g 80g

Lavoiser

Proust

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Átomo- Modelo de Thomson

Partículas subatômicas:

Fica evidente com os trabalhos de Michel Faraday que a eletricidade era constituída por partículas materiais, hipótese confirmada pelos estudos sobre a capacidade dos gases de conduzir correntes elétricas.

Nas experiências com tubo de Crookes foi possível constatar eletricidade.

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Raios catódicos

Em 1875, o físico William Crookes idealizou um tubo com dois eletrodos e vácuo quase perfeito (pressão interna aprox. 0,0001 atm). Aplicando uma diferença de potencial entre os eletrodos e tendo um vácuo, ocorria emissão de raio luminoso entre cátodo e ânodo. Ao introduzir-se um objeto no tubo, aparecia uma sombra nítida. Também pode-se constatar que a emissão desse raio sofre desvio ao passar por um campo elétrico.

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Experimento de Millikan (1908)

Descoberta da carga do elétron: -1,6 x10-19 C

Todos os elétrons são idênticos, isto é, todos têm a mesma massa e carga. Razão carga/massa igual para todos os elétrons.

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Raios canais

Goldstein demonstrou que, ao perfurar o cátodo de uma ampola de descarga de gás, aparecia uma luminescência por trás do cátodo. Esses raios eram positivos e que sua massa e sua carga dependiam da natureza do gás que ocupava o interior do tubo. A menor massa, obtida com o H, coincidia com a massa do próton, sendo a carga também igual à do próton.

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Átomo- Modelo de Thomson

Massa fluida positiva, com elétrons (carga negativa) dispersos nesta massa fluida

Pudim de passas

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Átomo-Modelo de Rutherford

Descoberta da radioatividade, ou seja, que os elementos químicos se degradam em partículas menores

Experimento de Rutherford, Geiger e Mardsen, colocam em dúvida o modelo atômico proposto por Thomson

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Experimento de Rutherford

Um fluxo de partículas alfa (uma carga positiva) emitidas por um elemento radioativo é bombardeado em uma finíssima lâmina de ouro de aprox. 100 nm de espessura (1nm = 10-9m). Umas poucas se desviavam, pouquíssimas ricocheteavam e a maioria atravessava a lâmina

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Modelo Planetário

Núcleo carregado positivamente cercado de elétrons em órbitas (região extra nuclear)

Átomo-Modelo de Rutherford

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J. Chadwick, em 1932, descobriu o nêutron. Rutherford tinha ciência de que os prótons não poderiam compor toda a massa do núcleo

Átomo-Modelo de Rutherford

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O diâmetro do núcleo < 10 mil vezes que o da eletrosfera;

(Z) – número atômico = o número de prótons que compõem um núcleo.

(A) – número de massa = o número de núcleons (prótons + nêutrons).

Estrutura planetária: Elétron estacionário / Elétron em órbita

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Thompsom

Rutherford

Dalton

Lavoisier: Lei da conservação das

massas.

Proust: Lei das proporções definidas

Faraday: eletricidade tem

massa.

Tubo de Crookes

Descoberta da radioatividade

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Vamos pensar sobre os elétrons em átomos?

Existem 2 possibilidades que retratam o estado de movimento de elétrons em um átomo:

1ª possibilidade: O elétron está parado. O núcleo positivo e o elétron com carga positiva, o que você espera que aconteça?

2ª possibilidade: O elétron está em movimento. Considerando também o modelo planetário, ou seja, elétrons em órbitas se movendo ao redor do núcleo. Ocorreria perda de energia?

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Átomo-Modelo de Bohr

Física clássica era inadequada para explicar a estabilidade do átomo

Niels Bohr, físico dinamarquês, apresentou a primeira tentativa importante para desenvolver um novo modelo atômico não-clássico.

A elucidação da estrutura atômica seria encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias a altas temperaturas ou sob influência de uma descarga elétrica.

Origem da luz:alterações de energia

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• O primeiro princípio → (estado estacionário)

• O segundo admite apenas certas órbitas possíveis para o elétron ao redor do núcleo

• O terceiro princípio → variações de energia são saltos entre órbitas

Átomo-Modelo de Bohr (1913)

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Energia Radiante

Espectros de Emissão:

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Espectro EletromagnéticoEspectro Eletromagnético

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Energia Radiante

Espectros de Emissão:

Cores do espectro visível

Cor Comprimento de onda Freqüência

vermelho ~ 625-740 nm ~ 480-405 THz

laranja ~ 590-625 nm ~ 510-480 THz

amarelo ~ 565-590 nm ~ 530-510 THz

verde ~ 500-565 nm ~ 600-530 THz

ciano ~ 485-500 nm ~ 620-600 THz

azul ~ 440-485 nm ~ 680-620 THz

violeta ~ 380-440 nm ~ 790-680 THz

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Espectro EletromagnéticoEspectro Eletromagnético

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Dispersão da luz

Linha espectral - característica de um átomo, produzida pela luz de um comprimento de onda discreta

As séries de linhas mostradas são encontradas na região do visível do espectro e são chamadas de séries de Balmer

Existem outras séries de linhas: Séries de Lyman (ultravioleta) e Séries de Paschen (infravermelho)

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Espectro descontínuoEspectro de linhas

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Equação de Rydberg

22

21

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nnR

n2 > n1

R = 1,0974 x 10-2 nm-1

Séries Lyman n1 = 1 n2 = 2, 3, 4, 5,..., ∞ Séries Balmer n1 = 2 n2 = 2, 3, 4, 5, 6,..., ∞ Séries Paschen n1 = 3 n2 = 3, 4, 5, 6, 7, ..., ∞

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Como explicar a cor dos fogos de artifícios?

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Teste de chama

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hE fóton

As radiações eletromagnéticas se comportavam como minúsculos pacotes de energia chamados fótons. A energia do fóton é proporcional a frequência da radiação:

hc

E

c

fóton

h= 6,63 x 10-34 j s

Saltos quânticos:

(E2)elétron – (E1)elétron = Efóton

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O elétron só absorve ou emite um “pacote” de energia denominada quanta.

Átomo de Bohr

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Átomo de Bohr

Falhas do modelo de Bohr:

Cada nível de energia era uma órbita eletrônica circular onde esta localizado o elétron;

O átomo possui regiões de probabilidade e densidade eletrônica.

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Átomo- Modelo Moderno

Modelo da mecânica quântica:

• Explica o porquê da quantização da energia eletrônica

• Propriedades atômicas

• Como ocorre as ligações entre átomos

Este modelo apóia-se nos seguintes princípios:

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

Princípio da incerteza, enunciado por Werner Heisenberg.

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A dualidade onda-partícula

Partícula ou Onda?

Em 1924, Louis Victor de Broglie estendeu aos elétrons o caráter dualístico da LUZ, como comprovado experimentalmente por Albert Einstein com o Efeito Fotoelétrico.

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Louis Victor de Broglie estendeu aos elétrons o caráter dualístico da LUZ, como comprovado experimentalmente por Albert Einstein - Efeito Fotoelétrico.

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Propriedades das ondas

DIFRAÇÃO: espalhamento de ondas quando elas passam por obstáculos ou aberturas comparáveis, em

tamanho, aos seus comprimentos de onda.

Partícula ou Onda?

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A dualidade onda-partícula

2mcE hE

c

hm

A expressão da energia de qualquer partícula de massa m :

Expressão de Planck (energia de uma onda com frequência, ʋ:

2c

hm

Relação de

De Broglie

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O Princípio da Incerteza de Heisenberg (1926)

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

velocidade e vice-versa”

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

velocidade e vice-versa”

Não é possível localizar com precisão uma partícula se ela se comporta como uma onda

Os cálculos requerem informações precisas sobre a posição e velocidade do elétron.

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O Modelo atômico atual

Proposto por Erwin Schrödinger, de Broglie e Werner Heisenberg

A mecânica quântica deu origem ao estudo das funções de onda e dos números quânticos, pois o átomo de Schrödinger é um modelo matemático.

A equação de função de onda (Ψ) determina matematicamente a região de máxima probabilidade de se encontrar um elétron no átomo (Equação de Schrödinger)

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O modelo atômico atual

Os níveis eletrônicos de energia:

Região de máxima probabilidade onde possa estar o elétron.

Esta região é chamada orbital, que correspondem aos estados individuais que podem ser ocupados pelos elétrons no átomo.

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O que é um orbital atômico?

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Modelo atômico atual

núcleo

Densidade de probabilidade eletrônica

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Como se localizar?

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Números quânticos

1 - Número Quântico Principal (n):

Determina o nível energético principal do elétron, a energia do átomo. Sempre será um número inteiro positivo e diferente de zero.

2- Número Quântico do momento angular (secundário) (l):

Determina o momento angular do elétron. Valores mais altos de l, correspondem a um momento angular maior. Determina a forma da nuvem eletrônica.

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Números Quânticos

3- Número Quântico Magnético (m)

Determina a orientação de um orbital no espaço.

4- Número Quântico de Spin (s)

Determina o campo magnético intrínseco quando uma partícula carregada gira em torno do seu próprio eixo.

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Número Quântico de Spin (s)

O número quântico de spin indica a orientação do elétron ao redor do seu próprio eixo. Como existem apenas dois sentidos possíveis, este número quântico assume apenas os valores -1/2 e +1/2, indicando a probabilidade do 50% do elétron estar girando em um sentido ou no outro.

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Paramagnéticos - são materiais que possuem elétrons desemparelhados e que quando na presença de um campo magnético os mesmos se alinham. Ex: o alumínio, o magnésio, o sulfato de cobre, etc.

Diamagnéticos – são materiais que se colocados na presença de um campo magnético tem seus ímãs elementares orientados no sentido contrário ao sentido do campo magnético aplicado. Ex: o bismuto, o cobre, a prata, o chumbo, etc.

Ferromagnéticos – as substâncias que compõem esse grupo apresentam características bem diferentes dos materiais paramagnéticos e diamagnéticos. Eles se imantam fortemente se colocados na presença de um campo magnético. Ex: ferro, o cobalto, o níquel e as ligas que são formadas por essas substâncias. Os materiais ferromagnéticos são muito utilizados quando se deseja obter campos magnéticos de altas intensidades.

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n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7

l = 0, 1, 2, 3 (s, p, d, f)

m = -3, -2, -1, 0, + 1, +2, +3

s = - 1/2; + 1/2

Valores dos Números Quânticos

Princípio de Exclusão de PauliPrincípio de Exclusão de Pauli

“Não existem dois elétrons num átomo que possuam os mesmos valores para todos os números quânticos”.

Cada orbital poderá conter no máximo dois elétrons

Com isso torna-se possível calcular o número máximo de elétrons com cada nível energético principal.2, 8, 18, 32, 32, 18, 2

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Distribuição Eletrônica Linus Pauling

Regras e princípios gerais para distribuição dos elétrons no átomo:

1. A energia total do elétron é dada por: E = n + l.

2. O elétron, como qualquer sistema da natureza, tende a ocupar as posições de menor energia.

3. Princípios de Exclusão de Pauling – nenhum átomo pode conter elétrons com números quânticos iguais.

4. Regra de Hund – os orbitais são preenchidos parcialmente com elétrons do mesmo spin depois completados com elétrons de spins contrários.

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s

px py pz

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dxy dyz

dx2y2 dz2

dxz

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Questão

Nos conjuntos de quatro números quânticos (n, l, m, s), identifique quais os que não podem existir e explique o porquê:

(a) (4, 2, -1, +1/2)(b) (5, 0, -1, +1/2)(c) (4, 4, -1, +1/2)

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Referências Bibliográficas

- RUSSELL, J.B.; Química Geral. McGraw-Hill - 2ª edição – Vol. I - São Paulo.

- BRADY, J.E.; HUMISTON, G.E.; Química Geral, Livros Técnicos e Científicos. 2ª edição – Vol. I - Rio de Janeiro.

- MAHAN, B. Química: um curso universitário. Edgard Blucher – São Paulo.