Aula geral-meri

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introdução teoria atômica

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  1. 1. Teoria atômica - RevisãoPrimeiras idéias - Demócrito (460-370 AC) -partículas indivisíveis ÁTOMOS John Dalton (1803) - Recuperou a idéia de partículas muito pequenasEspécies que não se decompõem quimicamenteCada espécie tem propriedades específicas (m)Usada pelas leis de conservação e proporção
  2. 2. Teoria Atômica - Revisão Postulados: Toda matéria é feita de átomos. Átomos de mesmo elemento são idênticos emtodas as propriedades e de elementos diferentes não. Compostos são combinações de dois ou mais átomos. Átomos são unidades das transformações químicas.
  3. 3. Antes de prosseguir..... ..... .......... .................DESCULPAS AOS PESQUISADORES OMITIDOS!!!RESUMO DO DESENVOLVIMENTO DA TEORIA ATÔMICA
  4. 4. Teoria Atômica - Revisão Eletricidade - evolução da teoria atômicaFranklin - cargas elétricas + e - Associaçãocom átomos?? 1896 - Becquerel - Minério de Urânio - Radioatividade 1898 - Curie - Isolaram Po e Ra Separação de partículas subatômicas
  5. 5. Teoria Atômica - Revisão Teoria de Dalton - 100% aceita??? NÃO!! Conclusão : Átomos se desintegram!! - Existência de partículas subatômicas. 1833- Faraday - Mesma quantidade de corrente quantidades diferentes depositadas de metais diferentesSemelhantemente: partícula fundamental de um elemento - átomo Partícula fundamental de eletricidade - elétron
  6. 6. Teoria Atômica - Revisão Raios Catódicos Thomson - 1887 Relação carga/massa do elétron -1,76 x 108 C/g
  7. 7. Teoria Atômica - RevisãoMillikan - 1909 Elétron Carga -1,60 x 10-19 C Massa 9,09 x 10-28 g Atual 9,1093897 x 10-28 Raios Canais Próton Massa 1,672623 x 10-24 gChadwick - 1932 Nêutron Massa 1,6749286 x 10-24 g
  8. 8. Carga e massa do elétron Raios canais
  9. 9. Teoria Atômica - RevisãoRutherford - 1910 Avaliou as idéias de Thomson Átomo - Núcleo e elétrons raio do núcleo - ca. 0,001pm (10-12m) raio do átomo - 100pm Átomos e íons!! Geiger e Marsden
  10. 10. Elementos Propriedades são dependentes da distribuição dos elétrons Radiação eletromagnética
  11. 11. E = h c/λExemplo E= hνν − freqüência – número de ciclos por segundo λ − Comprimento de onda – pico a pico ou valea valeh- Constante de Planck – 6,6261 x 10-27 erg.sc- Velocidade da luz – 3,00 x 108m/s ν = c/λ Exemplo: Qual a freqüência da luz amarela (λ = 625 nm) ν = 3,00 x 108m/s = 4,80 x 1014 s-1 (Hz) 625nm x 10-9 m 1 nm
  12. 12. Espectro de emissão
  13. 13. Balmer e Rydberg Equação de RydbergCálculo dos comprimentos de onda das linhas do espectro1/λ = RH (1/n12 - 1/n22) onde RH = 109,678 cm-1 n2 > n1
  14. 14. Espectro de Hidrogênio Considerando n1= 2 e n2 =4 1/λ = 109,678 cm-1 (1/22 - 1/42) 1/λ = 2,056 x 104 cm-1 λ = 4,864 x 10-5 cm Análise dimensionalλ = 4,864 x 10-5 cm x 10-2 m x 1nm 1 cm 10-9 m λ = 486,4 nm Cor verde
  15. 15. Hidrogênio
  16. 16. R = 1,097 x 107 m-1
  17. 17. O significado dos espectros de linhas O átomo excitado perde energia que não é arbitrária A Eelétron é quantizada Fundamento das teorias de estrutura eletrônica dos átomos 1o. Modelo Teórico Niels Bohr - 1913 Elétrons ao redor do núcleo - órbitas E = -b/n2 b= 2,18 x 10-18 J Calcular a energia do elétron em qualquer órbita
  18. 18. Elétrons ao redor do núcleo - órbitas E = -b/n2 b= 2,18 x 10-18 J Calcular a energia do elétron em qualquer órbita b= (2 π2 m e4)/n2h2 E = - (2 π2 m e4)/n2h2 n= 1 estado fundamental para o H Explicação da Eq. de RydbergTeoria de Bohr - fracassou!! Por que????
  19. 19. Dualidade onda x partículaLouis de Broglie - 1924 - elétrons se comportam também como ondas. λ = h/mv m - massa da partícula v − velocidade da partícula
  20. 20. Dualidade onda x partículaAbordagem de Schrödinger mais adequada que a de Bohr!O elétron às vezes se comporta como onda, outras como partículaHeisenberg - Determina-se a posição com exatidão então não se tem exatidão na medida da energia.O que se tem? Probabilidade de se encontrar o elétron com certa energia num dado volume de espaço!! Princípio de incerteza de Heisenberg ∆x . ∆(mv) > 1/2 hA incerteza na posição x a incerteza no momento (mv) (relativo a energia) > h
  21. 21. Se quisermos saber com exatidão o valor do momento, a incerteza na posição será grandeCalcular a incerteza na posição de um elétron (m= 9,11 x 10-28 g) com velocidade 1,20 x 108 m/s Supondo a incerteza na velocidade - 0,100% (6,626 x 10-34 kg.m2/s2)(s) (9,11 x 10-31 kg) (1,20 x 108m/s) (0,00100) > 6,06 x 10-9 m distância grande em relação a distâncias atômicas e moleculares Grande incerteza na posição do elétron - probabilidade de se encontrar o elétron numa região do espaço.
  22. 22. Equação de SchrödingerÁtomo de Hidrogênio e funções de onda Equação matemática mais complexa - Funções de onda (ψ) - Elétron como uma onda Somente algumas funções são permitidas Cada ψ corresponde a um valor de energia A energia do elétron é quantizada ψ2 − probabilidade de se encontrar o elétron - densidade de elétrons Resolução da equação - introdução de 3 números quânticos (n, l e m l) Números quânticos !!!
  23. 23. Números quânticos n - níveis de energia principais do elétron na região mais provável de encontrá-lo - No. Máximo de elétrons 2nl - 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+ lMs - momento angular intrínseco do elétron. +1/2 e -1/2
  24. 24. Representação gráfica - 1s
  25. 25. Representação gráfica - 2s e 3s
  26. 26. Representação gráfica - 2p e 3p + - - + + -
  27. 27. Representação gráfica - 3d
  28. 28. Orbitais f
  29. 29. Função probabilidade
  30. 30. Números quânticos e orbitais
  31. 31. Atenção! Princípio de “Aufbau”Distribuição eletrônica - Mais provável através de cálculos teóricos
  32. 32. Princípio de exclusão de Pauli Não é possível ter 02 elétrons com os mesmos números quânticos Regra de HundMultiplicidade máxima - maior desemparelhamento Estado fundamental e excitado Elétrons com E menor (mais estável) e E maior (menos estável). Elétrons de valência e elétrons internos Elétrons de ligação e elétrons mais internos.
  33. 33. Distribuição eletrônica
  34. 34. Exercícios de revisão: Ca - Z= 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Fe - Z= 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Ag- Z= 47 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5s1 Ar - Z= 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Br - Z= 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Ca2+- Z= 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 Fe3+ - Z= 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d5 Ag+- Z= 47 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5s0 Ar+ - Z= 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Br- - Z= 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
  35. 35. Energias atrativas e repulsivas
  36. 36. Espectros de emissão de átomos diferentes
  37. 37. Estrutura dos átomos hidrogenóidesORBITAL s
  38. 38. Evolução das teorias Teorias que se desenvolveram em conjunto com outras descobertas/ teorias!!
  39. 39. Penetração e blindagem - principio de construção Um elétron s de qualquer das camadas pode serencontrado em uma região muito mais próximo donúcleo, e podemos dizer, que ele pode penetraratravés das camadas internas; Um elétron p penetra muito menos que um elétrons, a sua função de onda possui um plano nodal queatravessa o núcleo; Dessa forma, o elétron p estámais blindado em relação ao núcleo. Penetração : s〉p〉d〉f
  40. 40. Blindagem (S) É a diferença entre a carga nuclear total e a carganuclear efetiva. A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por umelétron em um átomo polieletrônico.  A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. Zef = Z - S Como calcular a BLINDAGEM?
  41. 41. Blindagem – Regras de SlaterAgrupar a configuração eletrônica(1s) (2s2p) (3s3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s5p) (5d) (5f).... os elétrons de qualquer agrupamento à direita de umgrupamento (ns,np) não influi na blindagem dos elétronsdo grupo (ns,np);todos os elétrons do grupamento (ns,np) vão blindar oelétron de valência por um valor de 0,35 cada.todos os elétrons da camada n-1 vão blindar o elétron devalência por um valor de 0,85 cada.todos os elétrons n-2 ou menor blindam o elétron devalência completamente, ou seja, com um valor igual a 1,00.
  42. 42. Para os elétrons dAplicamos a regra 2TODOS os elétrons internos blindam aqueles por um valor igual a1,00. Exemplos: Para o elétron 2p do Nitrogênio N= 1s2 2s2 2p3 (1s)2 (2s2p)5 S= 2 x 0,85 + 4 x 0,35 = 3,1 Z* = 7 - 3,1 = 3,9 Para o elétron 4s do Zinco com Z = 30 (1s)2 (2s2p)8 (3s3p)8 (3d)10 (4s)2 S = (18 x 0,85) + (10 x 1) + (1 x0,35) S = 25,65 Z* = 30 – 25,65 = 4,35 Já um elétron 3d do mesmo Zinco teria um S = (18 x 1) + (9 x 0,35) = 21,15, o que renderia para ele um Z* = 8,85.

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