quimica geral aula 03

QUÍMICA GERAL E INORGÂNCIA

TEORIA ATÔMICAA evolução dos modelos atômicos

Setembro 2013

MODELO DE RUTHERFORD

Aula 03 – Química Geral e InorgânicaProfª Daiane

Toda a carga positiva dos átomos, que comportaria praticamente toda a sua massa, estaria concentrada numa pequena região do seu centro: o núcleo. Os elétrons ficariam orbitando em torno deste núcleo: na eletrosfera.

FALHA NO MODELO DE RUTHERFORD


Uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma

carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado,

em sua direção, colapsando com ela.

Segundo o eletromagnetismo, essa carga negativa deveria emitir energia na forma de radiação eletromagnética.

O QUE VEM POR AI..


A energia radiante inclui luz visível, radiação

infravermelha e ultravioleta, ondas de

rádio, raios X, microondas e se propaga com

velocidade constante (c).

Energia radiante (ou eletromagnética) possui caráter ondulatório.

NIELS BORH (1885-1962)


Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria (1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck.

De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior energia para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta (quantum é o singular de quanta).

TEORIA QUÂNTICA


No início do século XX...

Max Planck Albert Einstein

... foi demonstrado que a energia é “quantizada”, sendo enviada em “pacotes” de ondas carregadas pelos fótons.

A energia de um fóton é calculada pela expressão:

E = h x ν

Em que “h” é a constante de Planck = 6,63 x 10 -34 J x s.


Sabemos que: c = λ x νe: E = h x ν

Então: Efóton = h x cλ

“A energia de um fóton é inversamente proporcional ao seu comprimento de onda (“c” e “h” são

constantes).

Haveria alguma relação entre a energia de um elétron e o comprimento de onda da luz emitida por um átomo?

ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO DE BORH


Um espectro visível contínuo é produzido quando um feixe estreito de luz branca atravessa um prisma.

A decomposição da radiação emitida por átomos de gás produz um espectro de luz com cores bem definidas.


656486434410 λ(Å)

Experimentos de espectroscopia de átomos de H apresentavam raias espectrais discretas:Série de Balmer




O comprimento de onda da radiação emitida também tem um valor único.

Niels Bohr

Um gás emite luz quando uma corrente elétrica passa através dele...

...porque os elétrons que compõem seus átomos primeiro absorvem energia da eletricidade...

...e posteriormente a liberam sob a forma de luz.

A radiação emitida é limitada para um certo comprimento de onda...

...então um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades específicas de energia.

Ou seja, a energia de um elétron é quantizada!

POSTULADOS DE BORH


1º postulado: Um elétron em um átomo se move numa órbita circular em torno do núcleo sob influência da atração de natureza elétrica, entre o elétron e o núcleo, obedecendo às leis da mecânica clássica.

2º postulado: Em vez das infinidades de órbitas que seriam possíveis segundo a mecânica clássica, um elétron só pode se mover em órbitas que apresentem momentos angulares L “quantizados”.

3º postulado: Apesar de estar constantemente acelerado, o elétron que se move numa dessas órbitas possíveis não emite radiação eletromagnética. Portanto, sua energia total E permanece constante.

POSTULADOS DE BORH


4º postulado: É emitida radiação eletromagnética se um elétron que se move inicialmente sobre uma órbita de energia total Ei, muda seu movimento descontinuamente de forma a se mover numa órbita de energia total Ef. A frequência da radiação emitida (n) é igual a: Ei - Ef/h.

Fornecendo energia (elétrica, térmica, etc) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz.

POSTULADOS DE BORH


Segundo postulado de Bohr.

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

de menor energia.

Órbitas de Bohr para o

átomo de hidrogênio

MODELO ATÔMICO DE BORH


A linha vermelha no espectro atômico é

causada por elétrons saltando

da terceira órbita para a segunda órbita

A linha verde-azulada no espectro

atômico é causada por elétrons saltando

da quarta para a segunda órbita.

MODELO ATÔMICO DE BORH


A linha azul no espectro atômico é

causada por elétrons saltando

da quinta para a segunda órbita

A linha violeta mais brilhante no espectro

atômico é causada por elétrons saltando

da sexta para a segunda órbita.

FALHAS NO MODELO DE BORH


Funcionava somente para átomos com um elétron(“hidrogenóides”).

Não conseguia calcular as intensidades ou estrutura finadas linhas espectrais (por exemplo, quando os átomos

eram colocados em campos magnéticos).

Não conseguia explicar a ligação dos átomos para formarmoléculas.


Estudando o espectro de emissão do átomo de hidrogênio com técnicas mais avançadas:

Arnold Sommerfeld percebeu que as linhas

espectrais não eram únicas, mas formadas por conjuntos

de linhas muito próximas umas das outras.

Isso ajudou a corrigir problemas apresentados pelo modelo proposto por Niels Bohr.


Para várias linhas espectrais, várias órbitas...

Sommerfeld utilizou um número, chamado de

“número quântico secundário ou azimutal” (l)

para representá-las.

Para cada “n”, n possíveis valores de “l”.

Foi determinado que o número máximo de elétrons num subnível é dado por: 2 (2 l + 1).

Subníveis de

energia.


Aos subníveis foram dados nomes:

Nome Valor de “l”

Capacidade2 (2 l + 1)

“s” (sharp) 0

“p” (principal) 1 6

“d” (diffuse) 2 10

“f” (fundamental) 3 14

“g” 4 18

“h” 5 22

“i” 6 26

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MODELO ATUAL


Heisenberg, Nobel de Física de 1932.

Louis de Broglie, Nobel de Física de 1929.

MODELO ATUAL


Princípio da Incerteza de Heisenberg:

é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.

Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie:

o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia, sendo portanto, uma partícula-onda.

http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/incerteza%20de%20heisenberg.htm

http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/dualidade.htm

MODELO QUÂNTICO


Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital".

Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima

probabilidade de se encontrar o elétron.

A partir das equações 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. Usa-se três números quânticos, n, l e ml, para descrever um orbital.

MODELO QUÂNTICO


NÚMEROS QUÂNTICOS


n - níveis de energia principais do elétron na região mais provável de encontrá-lo - No. Máximo de elétrons 2n

l - momento angular do elétron - subníveis de energia nos quais é mais provável encontrar o elétron. (0 a n -1)

ml - orientação orbital no espaço. - l a + l

ms - momento angular intrínseco do elétron. +1/2 e -1/2

REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS


ORBITAL s

Distribuição de densidade

eletrônica de um orbital s

A região mais provável de encontrar um elétron

com energia correspondente a de um

orbital s, tem formato esférico.



ORBITAL p

Distribuição de densidade

eletrônica de um orbital 2p

Representação dos três orbitais p



ORBITAL d

Re

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ÁTOMOS MONOELETRÔNICOS


Orbitais com o mesmo valor de n têm a mesma energia

ÁTOMOS POLIELETRÔNICOS

Orbitais com o mesmo valor de n e de l têm a mesma energia

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Borh

Quântico

• Elétron descreve órbitas

• Órbita: linha onde existe a certeza de encontrar o elétron, com uma dada energia

Resumo

• Elétron ocupa um orbital

• Orbital: região do espaço onde há probabilidade de se encontrar um elétron com uma dada energia.


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