quimica, geral, exercicios, aula de quimica geral para aprender

1. QUÍMICA GERAL E
INORGÂNCIA
TEORIA ATÔMICA
A evolução dos modelos atômicos
Setembro 2013

2. MODELO DE RUTHERFORD
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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

3. 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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

4. O QUE VEM POR AI..
Energia radiante (ou
eletromagnética) possui
caráter ondulatório.
A energia radiante inclui
luz visível, radiação
infravermelha e
ultravioleta, ondas de
rádio, raios X, microondas
e se propaga com
velocidade constante (c).
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

5. 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.
TEORIA QUÂNTICA
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).
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

6. No início do século
XX...
... 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:
Max Planck
Albert Einstein
E=hxν
Em que “h” é a constante de
Planck = 6,63 x 10 -34 J x s.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

7. Haveria alguma relação entre a energia
de um elétron e o comprimento de onda
da luz emitida por um átomo?
Sabemos que:
c=λxν
e:
Então:
E=hxν
Efóton = h x c
λ
“A energia de um fóton é inversamente proporcional
ao seu comprimento de onda (“c” e “h” são
constantes).
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

8. 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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

9. ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO
DE BORH
Experimentos de espectroscopia
de átomos de H apresentavam
raias espectrais discretas:
Série de Balmer
410 434
486
656
λ(Å)
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

10. ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO
DE BORH
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

11. ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO
DE BORH
O comprimento de onda da
radiação emitida também tem
um valor único.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

12. 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...
Ou seja, a
energia de um
elétron é
quantizada!
...então um elétron em
um átomo pode ter
somente certas
quantidades específicas
de energia.
Niels Bohr

13. 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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

14. 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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

15. POSTULADOS DE BORH
Órbitas de Bohr para o
átomo de hidrogênio
Segundo postulado de Bohr.
Um átomo irradia energia quando um elétron
salta de uma órbita de maior energia para uma
de menor energia.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

16. 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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

17. 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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

18. FALHAS NO MODELO DE BORH
Funcionava somente para átomos com um elétron
(“hidrogenóides”).
Não conseguia calcular as intensidades ou estrutura fina
das linhas espectrais (por exemplo, quando os átomos
eram colocados em campos magnéticos).
Não conseguia explicar a ligação dos átomos para formar
moléculas.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

19. 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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

20. Para várias
linhas
espectrais,
várias órbitas...
Para cada “n”,
n possíveis
valores de “l”.
Sommerfeld utilizou um
número, chamado de
“número quântico
secundário ou azimutal” (l)
para representá-las.
Subníveis
de
energia.
Foi determinado
que o número
máximo de
elétrons num
subnível é dado
por: 2 (2 l + 1).
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

21. Aos subníveis foram dados nomes:
Valor de “l”
Capacidade
“s” (sharp)
0
2 (2 l + 1)
2
“p” (principal)
1
6
“d” (diffuse)
2
10
“f” (fundamental)
3
14
“g”
4
18
“h”
5
22
“i”
6
26
Nome
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

22. MODELO ATUAL
Heisenberg, Nobel
de Física de 1932.
Louis de Broglie, Nobel
de Física de 1929.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

23. 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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

24. 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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

25. MODELO QUÂNTICO
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

26. 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
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

27. 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.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

28. REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS
ORBITAL p
Distribuição de
densidade
eletrônica de um
orbital 2p
Representação dos três orbitais p
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

29. REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS
Representação dos cinco orbitais d
ORBITAL d
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

30. REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS
Representação dos sete orbitais f
ORBITAL f
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

31. 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
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane

32. Resumo
• Elétron descreve órbitas
Borh
Quântico
• Órbita: linha onde existe a
certeza de encontrar o elétron,
com uma dada energia
• Elétron ocupa um orbital
• Orbital: região do espaço
onde há probabilidade de se
encontrar um elétron com
uma dada energia.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
32