Aula 1 estrutura atômica

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Aula 1 estrutura atômica

  1. 1. 29/03/2011 QUÍMICA PARA ENGENHARIA AULA 1: • Introdução • Estrutura Atômica Professor: Geoffroy Roger Pointer Malpass (DEQ/ICTE) QUÍMICA PARA ENGENHARIAOBJETIVO GERALA disciplina visa fornecer a descrição e compreensão qualitativa equantitativa dos fenômenos químicos relacionados às ciências exatas, emparticular aos cursos de engenharia, visando dessa forma, introduzir aoaluno os fundamentos do método científico e o exercício do pensamentocrítico. 1
  2. 2. 29/03/2011 QUÍMICA PARA ENGENHARIA Livro Texto: PRINCIPAL Química - A Ciência Central - Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Bruce E. Bursten, 9ª. edição, Pearson. COMPLEMENTAR Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente - Peter Atkins; Loretta Jones QUÍMICA PARA ENGENHARIAEmenta:1º. Semestre:1. Estrutura atômica:(Introdução a teoria atômica; átomo de Dalton; natureza elétrica da matéria; modelo de Thonsom eRutherford; Radiação eletromagnética e o espectro atômico; Teoria de Bohr e o átomo de hidrogênio;Números quânticos e Orbitais atômicos; O átomo de hidrogênio de Bohr).2. Tabela periódica e propriedades gerais dos elementos:(A lei periódica e a tabela periódica moderna; Configuração eletrônica dos elementos - estrutura eletrônica;Propriedades periódicas dos elementos: Raio atômico, Volume atômico, Densidade, Pontos de fusão eebulição, Potencial ou energia de ionização, Afinidade eletrônica e Eletronegatividade).3. Estrutura molecular:(Ligação Química: Conceitos Gerais; As formas das moléculas e dos íons; Teoria da ligação de valência;Teoria do orbital molecular).4. Os estados da matéria e forças intermoleculares:(Comparação entre as propriedades dos gases e líquidos; Forças de atração intermoleculares; Calor Latentede vaporização; Pressão de Vapor; Ponto de ebulição; Ponto de congelamento; Sólidos cristalinos, Redes;Raios atômicos e iônicos; Tipos de cristais; Curvas de aquecimento e resfriamento, mudanças de estado;Diagramas de fases).5. Soluções:(Tipos de soluções; Unidades de concentração; O processo de dissolução em soluções líquidas; Calor dedissolução; Solubilidade e temperatura; Efeito da pressão sobre a solubilidade; Pressões de vapor desolução; Destilação fracionada; Propriedades coligativas das soluções). 2
  3. 3. 29/03/2011 QUÍMICA PARA ENGENHARIAEmenta:2º. Semestre:6. Reações e equações químicas:(Tipos de reações químicas não-redox e redox envolvendo substâncias nos três possíveis estados damatéria; Tipos de equações químicas: moleculares, iônicas completas e simplificadas (líquidas); Critériospara estabelecer equações químicas baseados nas propriedades das substâncias em soluções aquosas;Balanceamento de equações químicas não-redox e redox em meio aquoso).7. Cálculos estequiométricos:(O mol; Peso molecular e peso-formula; Composição centesimal; Formulas químicas; Formulasmoleculares; Balanceamento de equações químicas; Cálculos baseados em equações químicas; Cálculoscom agentes limitantes; Rendimento teórico e centesimal; Concentração molar).8. Equilíbrio químico:(O Estado de equilíbrio; A constante de equilíbrio; O quociente reacional; Usos e aplicações dasconstantes de equilíbrio; Fatores que afetam o equilíbrio; Pressões parciais e a constante de equilíbrio:relação entre Kc e Kp; O equilíbrio químico nas reações; Grandezas termodinâmicas e a constante deequilíbrio; Como estimar o valor de Kc para qualquer tipo de reação química; Estimar constantes deequilíbrio em qualquer temperatura).9. Cinética química:(Fatores que afetam a velocidade das reações; As Leis de velocidade e a ordem de reação; Modelos dereações: O efeito da temperatura, a teoria das colisões e a teoria do complexo ativado; Mecanismos dereação; Catálise).10. Eletroquímica:(Reações espontâneas e semi-reações; Células galvânicas; Diagramas de células, representação de umacélula; Tipos de eletrodos nas células galvânicas; Tensão na célula e espontaneidade; Potencial padrãode uma célula; Termodinâmica da célula; Eletrólise; Corrosão). QUÍMICA PARA ENGENHARIA Avaliação: -4 Provas (70%) + Relatórios (20%) + Avaliação Contínua (10%). -Exame Final (60%). -fluxograma da prática; -anotar dados da prática; Verificação do professor -comportamento no laboratório; -saber trabalhar em equipe; -otimizar o trabalho/tempo no laboratório; -limpeza e organização; -desperdício de reagentes/solventes/equipamentos/vidrarias, etc; 3
  4. 4. 29/03/2011 QUÍMICA PARA ENGENHARIA Avaliação: Prática: 30% do total: relatórios (25%) / participação (5%) • 12,5 pontos de relatório (em cada semestre) • 2,5 pontos de participação (em cada semestre) • Aula prática de reposição - Apresentação de atestado • As aulas práticas serão avisadas com no mínimo uma semana de antecedênciaDatas das avaliações: 1°AVALIAÇÃO: 30/04/2011 (17,5 pontos) 2°AVALIAÇÃO: 02/07/2011 (17,5 pontos) 3°AVALIAÇÃO: 24/09/2011 (17,5 pontos) 4°AVALIAÇÃO: 10/12/2011 (17,5 pontos) PROVA SUBSTITUTIVA: (17,5 pontos) CONDIÇÕES: Apresentação de atestado médico (NASS) e o aluno deverá fazer a prova da matéria do semestre todo. EXAME FINAL: QUÍMICA PARA ENGENHARIARegras:Regras: - Respeitar para ser respeitado – regra de boa educação; - Não será permitida a utilização de computadores ou qualquer outro equipamento eletrônico nas aulas e provas; - Lista de presença; - Faltou na Prova - O aluno somente poderá ter uma segunda chance para fazer a prova perdida trazendo atestado médico do NASS. Entretanto o aluno fará a prova no final do semestre e a matéria será a do semestre todo; - Nas aulas práticas somente será tolerado atraso de 5 minutos, em caso de atrasos maiores o aluno não fará a prática e não poderá fazer aula de reposição; 4
  5. 5. 29/03/2011 QUÍMICA PARA ENGENHARIARegras:Regras:- Nas aulas práticas os alunos deverão usar calça comprida(jeans de preferência), sapato fechado com meia, jaleco demanga comprida de algodão e óculos de segurança. ASMENINAS – CABELOS PRESOS E NADA DE PULSEIRAS, ANÉISOU COLARES COMPRIDOS;- No laboratório os alunos devem manter a ordem e trabalharcom responsabilidade – laboratório não é lugar parabrincadeiras, bagunça, etc – vidraria, equipamentos, fogo,solventes, etc; - Na parte prática o (s) aluno (s) somente poderá (ão) repor a prática trazendo atestado médico do NASS, caso contrário não poderá repor a prática e ficará com 0; QUÍMICA PARA ENGENHARIA Errado X Certo 5
  6. 6. 29/03/2011 QUÍMICA PARA ENGENHARIA QUÍMICA PARA ENGENHARIARESULTADO 28 mortos100 feridos 6
  7. 7. 29/03/2011 INTRODUÇÃO POR QUE ESTUDAR A QUÍMICA? A INDÚSTRIA QUÍMICA É DIFÍCIL IMAGINAR A VIDA SEM A CONTRIBUIÇÃO DA QUÍMICA ... QUÍMICA → Transporte: Produção de gasolina/diesel, aditivos → Roupas: materiais sintéticos, corantes → Alimentação: Refrigeração, embalagens, conservantes → Medicina: Anestesia, desinfetantes, remédios, vacinas, contraceptivos → Escritório: Toner, tinta, monitores LCD → Agricultura: Fertilizantes, pesticidas → Segurança: capacetes (policarbonato), retardantes de incêndioMais de 96% dos bens manufaturados tem ligação direta com a indústria química 7
  8. 8. 29/03/2011 ALGUMAS ESTATÍSTICAS Contribuição de 2,6 % do PIB em 2009 Classificações da matéria Estados da matéria• A matéria pode ser um gás, um líquido ou um sólido.• Esses são os três estados da matéria.• Os gases não têm forma nem volume definidos.• Os gases podem ser comprimidos para formarem líquidos.• Os líquidos não têm forma, mas têm volume.• Os sólidos são rígidos e têm forma e volume definidos. 8
  9. 9. 29/03/2011 Classificações da matéria Substâncias puras e misturas• Os átomos consistem de apenas um tipo de elemento.• As moléculas podem consistir de mais de um tipo de elemento. – As moléculas podem ter apenas um tipo de átomo (um elemento). – As moléculas podem ter mais de um tipo de átomo (um composto).• Se mais de um átomo, elemento ou composto são encontrados juntos, então a substância é uma mistura. Classificações da matéria Substâncias puras e misturas 9
  10. 10. 29/03/2011 Classificações da matéria Elementos• Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo mais, então ela é um elemento.• Existem 114 elementos conhecidos.• A cada elemento é dado um único símbolo químico (uma ou duas letras).• Os elementos são a base de constituição da matéria.• A crosta terrestre consiste de 5 elementos principais.• O corpo humano consiste basicamente de 3 elementos principais. Classificações da matéria 10
  11. 11. 29/03/2011 Classificações da matéria Misturas• As misturas heterogêneas não são totalmente uniformes.• As misturas homogêneas são totalmente uniformes.• As misturas homogêneas são chamadas de soluções. 11
  12. 12. 29/03/2011 Propriedades da matéria Mudanças físicas e químicas• Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência física muda. – O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um líquido.• As mudanças físicas não resultam em uma mudança de composição.• Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma alteração química: – Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem completamente, eles formam água pura. No frasco contendo água não há sobra de oxigênio nem de hidrogênio. Propriedades da matéria 12
  13. 13. 29/03/2011 Propriedades da matéria Alterações físicas e químicas• As propriedades físicas intensivas não dependem da quantidade de substância presente. – Exemplos: densidade, temperature e ponto de fusão.• As propriedades físicas extensivas dependem da quantidade de substância presente. – Exemplos: massa, volume e pressão. Propriedades da matéria Separação de misturas• As misturas podem ser separadas se suas propriedades físicas são diferentes.• Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração.• O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de filtrado, passa pelo papel de filtro e é coletada em um frasco. 13
  14. 14. 29/03/2011 Propriedades da matéria Separação de misturas• As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas através de destilação.• A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham pontos de ebulição diferentes.• Basicamente, cada componente da mistura é fervido e coletado.• A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada primeiro. Mistura 14
  15. 15. 29/03/2011 Unidades de medida Unidades SI• Existem dois tipos de unidades: – Unidades fundamentais (ou básicas); – Unidades derivadas.• Existem 7 unidades básicas no sistema SI. Unidades de medida Unidades SI• As potências de dez são utilizadas por conveniência com menores ou maiores unidades no sistema SI. 15
  16. 16. 29/03/2011 Unidades de medida Unidades SI Unidades de medida Unidades SI• Observe que a unidade SI para comprimento é o metro (m), enquanto a unidade SI para massa é o quilograma (kg). – 1 kg tem 2,2046 lb. Temperatura Existem três escalas de temperatura:• Escala Kelvin – Usada em ciência. – Mesmo incremento de temperatura como escala Celsius. – A menor temperatura possível (zero absoluto) é o zero Kelvin. – Zero absoluto: 0 K = 273,15 oC. 16
  17. 17. 29/03/2011 Unidades de medida Temperatura• Escala Celsius – Também utilizada em ciência. – A água congela a 0 oC e entra em ebulição a 100 oC. – Para converter: K = oC + 273,15.• Escala Fahrenheit – Geralmente não é utilizada em ciência. – A água congela a 32 oF e entra em ebulição a 212 oF. – Para converter: 5 9 °C = (°F - 32 ) °F = (°C ) + 32 9 5 Unidades de medida 17
  18. 18. 29/03/2011 Unidades de medida Volume• As unidades de volume são dadas por (unidades de comprimento)3. – A unidade SI de volume é o 1 m3.• Normalmente usamos 1 mL = 1 cm3.• Outras unidades de volume: – 1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 = 1000 mL. Unidades de medida 18
  19. 19. 29/03/2011 Unidades de medida Densidade• Usada para caracterizar as substâncias.• Definida como massa dividida por volume:• Unidades: g/cm3. A incerteza na medida A incerteza na medida• Todas as medidas científicas estão sujeitas a erro.• Esses erros são refletidos no número de algarismos informados para a medida.• Esses erros também são refletidos na observação de que duas medidas sucessivas da mesma quantidade são diferentes. Precisão e exatidão• As medidas que estão próximas do valor “correto” são exatas.• As medidas que estão próximas entre si são precisas. 19
  20. 20. 29/03/2011A incerteza na medida Precisão e exatidão Aula 1 ESTRUTURA ATÔMICA 20
  21. 21. 29/03/2011 CONTEÚDO• Introdução a teoria atômica,• Átomo de Dalton,• Natureza elétrica da matéria,• Modelo de Thomson e Rutherford.• Radiação eletromagnética e o espectro atômico.• Teoria de Bohr e o átomo de hidrogênio.• Números quânticos e orbitais atômicos• O átomo de hidrogênio de Bohr CONCEITOS BÁSICOS O Átomo • Núcleo: Prótons (+) e nêutrons • Elétrons (-) Como chegamos neste ponto? 21
  22. 22. 29/03/2011 A idéia que a matéria é formada por pequenas partículas é natural... Quando a água num copo evapora ela não deixa de existir A água se separa em partículas tão pequenas que não podemos vê-las Como não podem ser vistos diretamente, os átomos são explicados por modelos teóricos HISTÓRICOMuitas sociedades antigas desenvolveram teorias sobre a estrutura damatéria: • Índia: Século 6 AC conceitos de átomos e moléculas • Grécia; século 5 AC: Leucipo e seu discípulo Democritus os primeiros a sugerir a existência dos átomos:Democritus usou a palavra atamos (ἄτοµος) - indivisível – Ele acreditava que os átomos eram indivisíveis e Democritus indestrutíveis; As idéias dele não explicavam o comportamento químico e não se baseava em métodos científicos – somente filosóficos. 22
  23. 23. 29/03/2011 ROBERT BOYLE: SÉCULO 17 Até o século 17, pessoas acreditavam que o mundo era composto dos quatro elementos clássicos: Água, Terra, Fogo e Ar. •1661, filosofo natural Robert Boyle publicou o livro The Sceptical Chymist (O Químico Cético); •Propos que matéria é composta de combinações de átomos. DALTON John Dalton John Dalton (1766 – 1844)• Químico;• Físico;• Meteorologista;• Famoso para descrever “Daltonismo”;• Sugeriu um modelo atômico. 23
  24. 24. 29/03/2011 TEORIA ATÔMICA DE DALTONPara Dalton:• Todos os elementos são compostos de minúsculas partículas indivisíveis, chamadas átomos;• Átomos de diferentes elementos se combinam para formar compostos químicos;• Nas reações químicas os átomos são combinados, separados ou John Dalton rearranjados – mas nunca se transformam em átomos de outro (1766 – 1844) elemento.• Átomos não podem ser criados, divididos em partículas menores ou destruídos. Uma reação química só altera a forma em que os átomos estão ligados Teoria atômica moderna é um pouco mais complexa, mas a essência é a mesma. TEORIA ATÔMICA DE DALTON • Dalton imaginou átomos maciços. • Isso é suficiente para entender e explicar a composição das substâncias e as relações entre massas de reagentes e produtos. 2H2 + O2 → 2H2O • Na época não se conhecia a composição exata das substâncias, a geometria das moléculas e o tamanho relativo dos átomos. 24
  25. 25. 29/03/2011 ESTRUTURA DO ÁTOMO O ELÉTRONNo dia a dia, existem vários exemplos que comprovama natureza elétrica da matéria: • Um relâmpago durante uma tempestade; • Levar choque da maçaneta de um carro. J.J. Thomson Os primeiros estudos científicos sobre a estrutura do átomo foram feitos estudando-se os gases:O trabalho do físico Joseph John Thomson usando um tubo de raios catódicos 25
  26. 26. 29/03/2011 O ELÉTRON: DESCOBERTAEm 1897, J.J. Thomson, usando um tubo de raios catódicos, descobriu apresença de partículas carregadas negativamente: o elétron. -Tubo parcialmente evacuado; -Aplica-se uma alta tensão nos eletrodos: Cathode Ray Tube (1).flv Thomson concluiu que: • O feixe era composto de partículas (não de luz); • As partículas eram carregadas negativamente. O tubo de raios de catódicos é, basicamente, a tecnologia usada em televisores tradicionais MASSA DO ELÉTRON 1916 – Robert Millikan determinou a massa do elétron como sendo 1/1840 da massa de um átomo de hidrogêni e tem uma unidade de carga negativa. A Massa do elétron é 9.11 x 10-28 g 26
  27. 27. 29/03/2011 CONCLUSÕES DO ESTUDO DO ELÉTRON • Os raios catódicos têm propriedades idênticas independentemente do material (eletrodo) utilizado para produzi-lo – Todos os elementos devem conter elétrons carregados idênticos; • Os átomos são neutros, então devem haver partículas positivas nos átomos, para balancear a carga negativa dos elétrons; • Os elétrons têm uma massa tão pequena que os átomos devem conter outras partículas que representam a maioria da massa. PRÓTONS E NEUTRONS• Em 1886, Eugen Goldstein, observou o que hoje é chamado de “próton” – partículas com carga positiva e peso relativo de 1 (ou 1840 vezes a massa do elétron) • Em 1932, James Chadwick confirmou a existência do “nêutron” – partícula sem carga, mas com a massa aproximadamente igual à do próton. 27
  28. 28. 29/03/2011 Partículas Subatômicas Partícula Carga Massa (g) ELÉTRON -1 9.11 x 10-28 PRÓTON +1 1.67 x 10-24 NÊUTRON 0 1.67 x 10-24 Modelo Atômico de ThomsonThomson acreditava que os elétronseram como ameixas em um pudim– porisso esse modelo é conhecido como“pudim de ameixas” (“plum pudding”)• Modelo de Thomson teve uma vida curta, mas foi o primeiro modelo a considerar que o átomo é composto de partículas menores– subatômicas;• Para saber como a estrutura atômica foi desvendada, temos que saber um pouco sobre a historia da radioatividade. 28
  29. 29. 29/03/2011 Radioatividade Considere o seguinte experimento: • Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe de radiação seja emitido pelo orifício. • A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e é detectada. • Três pontos são observados no detector: – um ponto no sentido da chapa positiva, – um ponto que não é afetado pelo campo elétrico, – um ponto no sentido da chapa negativa. Radioatividade• Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à radiação que é negativamente carregada e tem massa baixa. Essa se chama radiação β (consiste de elétrons).• Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa se chama radiação γ.• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente corresponde à radiação carregada positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação α 29
  30. 30. 29/03/2011 O EXPERIMENTO DE RUTHERFORD - 1911Rutherford executou o seguinte experimento:• Uma fonte de partículas α foi colocada na boca de um detector circular.• As partículas α foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro. RESULTADO SUPREENDENTE• A maioria das partículas α passaram diretamente através da chapa, sem desviar chapa, desviar.• Algumas partículas α foram desviadas com ângulos grandes. grandes.• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford seria impossível. Conclusões: O núcleo é pequeno, denso e carregado positivamente. 30
  31. 31. 29/03/2011 O ÁTOMO COM NÚCLEO • Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: – Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva deve estar localizada no centro, com uma carga negativa difusa em torno dele. O ÁTOMO COM NÚCLEO• O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e nêutrons).• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo.• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons.Assim, temos um modelo do átomo mais próximode nosso entendimento atual, mas como é que os elétrons ficam em volta do núcleo? 31
  32. 32. 29/03/2011 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS MODELO DE RUTHERFORD: PROBLEMAS• Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol.• Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve perder energia.• Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford.• Para explicar isso, temos que pensar um pouco sobre a natureza da luz: • Natureza ondulatória • Natureza particulada• Vamos considerar primeiro a natureza ondulatória 32
  33. 33. 29/03/2011• A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação da radiação com a matéria• A luz que podemos ver com os nossos olhos (luz visível) é um tipo de radiação eletromagnética (ondas).• As ondas eletromagnéticas têm características ondulatórias semelhantes às ondas que se movem na água.• Radiação eletromagnética é uma forma de transportar energia pelo espaço.• Existem diferentes formas além de luz visível: Ondas de rádio Calor (infravermelho) Ultravioleta Microondas Raios XTodas tem as seguintes características: 1. Amplitude (A) 2. Comprimento de onda (λ - lambda) – unidade: metros (m) 3. Freqüência (ν - ni) – unidade: Hertz (Hz) s-1 4. Viagem em uma velocidade, c (3,00 x 10 8 m s-1) – valor constante Qto. mais curto o λ, maior a freqüência, ν. λν = c 33
  34. 34. 29/03/2011 A radiação visível tem λ entre 400 nm (violeta) e 750 nm (vermelho).O modelo ondulatório da luz explica muito bem o comportamento da luz, mas existem trêsfenômenos importantes que ele não pode explicar satisfatoriamente:1. A emissão de luz por objetos quentes (radiação de corpo preto); Objetos aquecidos passam por várias cores “quente vermelho” e “quente branco”: • O físico alemão, Max Planck, sugeriu que energia pode ser liberada em “pedaços” e aplicou o nome quanta (quantidade fixa). A energia, E, de um quanta é igual a freqüência (ν) muliplicada por uma constante. • Esta constante é a constante de Planck (h) – 6,63 x 10-34 J s. E=hνA noção de quanta é esquisita e passa despercebida em nosso dia-a-diadevido ao fato que a energia de um único quantum é muito pequena. Poroutro lado seu impacto em nível atômico é muito mais significativo. 34
  35. 35. 29/03/2011 2. Emissão de elétrons de uma superfícies metálica onde a luz coincide (efeito fotoelétrico - Einstein);1. Einstein bombardeou uma amostra de metal com luz.2. Ao receber a luz de uma dada energia o metal emite um elétron – abaixo deste valor de energia nada acontece.3. O comprimento de onda mínimo para isso acontecer é diferente para cada metal. •Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons. •A energia de um fóton: E = h ν 3. A emissão de luz a partir de um gás excitado eletronicamente (espectro de emissão)• A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo de cores.• Observe que não há manchas escuras no espectro contínuo que corresponderiam a linhas diferentes – isso é um espectro contínuo• Nem todos as fontes de irradiaçào produzem espectros contínuos.• Quando se confina um gás a alta pressão e aplicar um potencial, os gases emitem cores diferentes 35
  36. 36. 29/03/2011• O físico dinamarquês Niels Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas. 1913 - Niels Bohr Bohr refinou a idéia de Rutherford - elétrons encontram-se em orbitas, como os planetas orbitando o sol, onde cada orbita pode conter um número fixo de elétrons. Niels Bohr(1885 – 1962) 36
  37. 37. 29/03/2011 1913 - Niels Bohr• O elétron se movimenta em órbitas circulares em volta de um núcleo.• A energia de um elétron não pode apresentar qualquer valor, mas, sim, valores múltiplos de um quantum (plural de quanta)• Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron e ele não emite energia ao percorrê-las• Quando um elétron passa de uma órbita para outra, ele emite ou absorve uma quantidade finita de energia (um quantum) 1913 - Niels Bohr• O modelo de Bohr estabelece que os átomos possuem regiões específicas para acomodar seus elétrons – camadas eletrônicas• No seu estado fundamental, os elétrons ocupam o nível mais baixo• Quando o átomo recebe energia suficiente de uma fonte externa um ou mais elétrons “pulam” para níveis energéticos maiores, formando um estado excitado 37
  38. 38. 29/03/2011 1913 - Niels Bohr • Quando o elétron “pula” para outro nível de energia, ele cria um espaço livre. 1913 - Niels Bohr• A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa.• A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e corresponde à energia zero.• Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através da absorção e da emissão de energia em quantum (hv).• A limitação do modelo do Bohr é que ele somente descreve o comportamento do elétron em termos de um partícula e desconsidera seu comportamento ondulatória. 38
  39. 39. 29/03/2011 ESTRUTURA ELETRÔNICA• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou: h λ= mv• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é uma propriedade ondulatória.• de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas. O PRINCÍPIO DA INCERTEZA• O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente.• Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente.• Se ∆x é a incerteza da posição e ∆mv é a incerteza do momento, então: h ∆x·∆mv ≥ 4π 39
  40. 40. 29/03/2011 Schröedinger • Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. • A resolução da equação leva às funções de onda (Ψ). • A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico. • O quadrado da função (Ψ2) de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo ESTRUTURA ELETRÔNICA• Depois de muitos estudos – terão que acreditar – foram determinadas sete “camadas eletrônicas” – números quânticos principais (n): 1, 2, 3 4 ... n• Cada camada é dividida em sub-camadas (s, p, d, f, g, h, i) - número quântico azimutal (l)• Essa divisão depende da distância do núcleo. 1ª camada – 1s 2ª camada – 2s 2p 3ª camada – 3s 3p 3d 4ª camada – 4s 4p 4d 4f 5ª camada – 5s 5p 5d 5f 5g 6ª camada – 6s 6p 6d 6f 6g 6h 7ª camada – 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i ...e tem mais. 40
  41. 41. 29/03/2011 ESTRUTURA ELETRÔNICA Os elétrons são arranjados em Níveis de Energia ou Camadas ao redor do núcleo de átomo. • 1a. camada máximo de 2 elétrons • 2a. camada máximo de 8 elétrons • 3a. camada máximo de 18 elétrons ...mas ESTRUTURA ELETRÔNICA• O princípio de exclusão de Pauli: dois elétrons só podem ocupar o mesmo orbital se tiver “spins” opostos;• Spin é uma medida do movimento rotacional de um elétron ao redor do seu próprio eixo (horário e anti-horário);• Este movimento faz que ele cria campo magnético;• Usa-se a convenção ↑↓ para indicar o “spin”• Num mesmo orbital:• Por convenção é dado com ms, e pode ter os valores de +1/2 e -1/2 são números quânticos de spin (ms). Isso leva a outras conseqüências – como pode ter mais de 2 elétrons no orbital p? 41
  42. 42. 29/03/2011 ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.3. Número quântico de spin, ms: -1/2 ou +1/24. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço. 83 ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS 84 42
  43. 43. 29/03/2011 Estrutura eletrônica Portanto, cada orbital é dividida em sub-orbitais.... 1ª camada – 1s: 1 orbital (2 e-) 2ª camada – 2s: 1 orbital (2 e-) 2p: 3 orbitais (6 e-) 3ª camada – 3s: 1 orbital (2 e-) 3p: 3 orbitais (6 e-) 3d: 5 orbitais (10 e-) 4ª camada – 4s: 1 orbital (2 e-) 4p: 3 orbitais (6 e-) 4d: 5 orbitais (10 e-) 4f: 7 orbitais (14 e-)•Elétrons em cada sub-orbital tem uma orbita (distribuição) distinta e uma energia associada•Para um átomo os elétrons preenchem os orbitais com maior energia primeiro (menor número quântico) ESTRUTURA ELETRÔNICA Energia de orbitais 1s > 2s > 2p > 3s > 3p > 4s > 3d > 4p > 5s >4d > 5p > 6sAgora podemos estabelecer a distribuição eletrônica para qualquer átomo 43
  44. 44. 29/03/2011 ÁTOMO DE HÉLIO camada próton N + - + - N nêutron elétron2 eletrons, 2 protons, e 2 neutrons. DEFINIÇÃO DE TERMOS O número atômico (Z) é o número de prótons (indicado na parte inferior do símbolo) O número de massa (A) é o número de prótons + o número de nêutrons (indicado na parte superior do símbolo) Por convenção, para um elemento X, escreve-se Z X A 44
  45. 45. 29/03/2011 ÁTOMO DE HÉLIO 4 2 He Quando existe o mesmo elemento, mas com um número de nêutrons (portanto número de massa) diferente, este é denominado isótopo. ESTRUTURA ELETRÔNICALembrando ZAX, onde Z é o número de prótons: 1H: 1s1 2He: 1s2 3Li: 1s 2s 2 1 4 Be: 1s2 2s2 5B: 1s 2s 2p 2 2 1 45
  46. 46. 29/03/2011 EXERCÍCIOEscrever a configuração eletrônica dos seguintes elementos: 40 23 16a) Ca20 b) Na11 c) O8 35 28 5d) Cl e) Si f) B 11 17 14 ESTRUTURA ATÔMICA Existem 3 maneiras de representar a estrutura atômica de um elemento ou composto: 1. Configuração Eletrônica (já vista); 2. Diagramas de bolas; 3. Diagrama usando a regra de Hund; 46
  47. 47. 29/03/2011 DIAGRAMAS DOT & CROSS Com o diagrama de Dot & Cross os elétrons são representados bolas ou “x” para mostrar as diferentes camadas eletrônicas de um elemento: X 14 Nitrogênio N X X N X X 7 XX DIAGRAMA DE SETASRegra de Hund: Os elétrons preencherão, preferencialmente, os orbitais vazios: 1H: 1s1 ↑ 2He: ↑↓ 1s2 3Li: 1s2 2s1 ↑↓ ↑ 5B: 1s2 2s2 2p1 ↑↓ ↑↓ ↑ 6C: 1s2 2s2 2p2 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 7N: 1s2 2s2 2p3 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ Menor nível de energiaEsta forma de apresentar os orbitais atende melhor o princípio de exclusão de Pauli 47
  48. 48. 29/03/2011 REPRESENTAÇÃO DO ORBITAIS ORBITAIS • Até este momento temos falado em termos de orbitais s, p, d, f, g, h, i. • Para a maioria das substâncias entendimento dos orbitais s, p, d é suficiente; • Então, o que são estes orbitais? Orbital s• No início o Bohr imaginou que um elétron orbita o núcleo como um planeta orbita em volta do sol;• Na interpretação moderna um orbital é uma região do espaço na qual a probabilidade de encontrar o elétron é elevada. 48
  49. 49. 29/03/2011 Orbital sNo caso do orbital s, o tamanho aumenta com cada camada elétrica, pois oelétron se torna mais energético (portanto aumenta a probabilidade de seafastar o núcleo) Orbital p Orbitais p• Existem três orbitais p, px, py, e pz.• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema cartesiano.• As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1.• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. 98 49
  50. 50. 29/03/2011 Orbital p Cada nível p é formada por 3 sub-níveis: Orbital d e f Orbitais d e f• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.• Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z.• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z.• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel. 100 50
  51. 51. 29/03/2011 Orbital d Cada nível d é formada por 5 sub-níveis:IMPORTANTE: Orbitais simplesmente representam a probabilidade deencontrar um elétron com uma dada energia. ISÓTOPOS, NÚMEROS ATÔMICOS E NÚMEROS DE MASSA. 51
  52. 52. 29/03/2011 O ÁTOMO • Sabemos que átomos são feitas de elétrons, prótons e nêutrons. • O que torna o átomo de uma substância diferente de um átomo outra substância? O número de prótons (O número de elétrons deve ser igual ao número de prótons) Vamos considerar o átomo de Hélio ÁTOMO DE HÉLIO camada próton N + - + - N nêutron elétron2 eletrons, 2 protons, e 2 neutrons. 52
  53. 53. 29/03/2011 DEFINIÇÃO DE TERMOS O número atômico (Z) é o número de prótons (indicado na parte inferior do símbolo) O número de massa (A) é o número de prótons + o número de nêutrons (indicado na parte superior do símbolo)Por convenção, para um elemento X, escreve-se Z X A ISÓTOPOS• Muitos elementos são encontrados como uma mistura de isótopos Muitos isótopos são importantes:• Carbono existe com 4 isótopos11C, 12C, 13C, e 14C. 12 C = 99% do total14C (carbono quatorze) é usado para estimar a idade de fósseis 53
  54. 54. 29/03/2011 EXERCÍCIO Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem em um átomo de 197Au? Resposta: 79 prótons, 79 elétrons e 118 nêutrons E 138Ba e 28Si? Elemento Número atômico Au 79 Ba 56 Si 14 Mg 12 EXERCÍCIO O magnésio (No Atômico = 12) tem isótopos com massas 24, 25 e 26. (a) escreva o símbolo completo para cada um. (b) Quantos nêutrons tem em cada núcleo?Resposta: (a) 2412Mg; 2512Mg e 26 12Mg; (b) 12, 13, 14 54
  55. 55. 29/03/2011 PESO ATÔMICO Conceito de pesos atômicos• Devemos lembrar que o número de massa é somente uma soma dos prótons e nêutrons presentes no núcleo.• Devemos lembrar que prótons e nêutrons têm massa... Vamos pensar • 100 g de água (H2O) contem 88,9 g de Oxigênio e 1,1 g de Hidrogênio; • Água contem ~8 vezes mais Oxigênio que hidrogênio (por massa) • Ao saber que a água tem a proporção de 2H:1O, ao H foi dado o valor 1 e ao O o valor 16 (2x8). • Daí descobriram um isótopo de Oxigênio (17O) ... 55
  56. 56. 29/03/2011 Conceito de pesos atômicos 12 Assim, um padrão que usa a massa de C foi estabelecido em 1964.• Definiu-se a “unidade atômica”, u.• Definiu-se: u = 1/12 da massa de um átomo de 12C.• Usando unidades de massa atômica: 1 u = 1,66054 x 10-24 g 1 g = 6,02214 x 1023 u Neste sistema, o peso atômico de H é 1,0078 u Conceito de pesos atômicos 56
  57. 57. 29/03/2011 FORMAÇÃO DE ÍONS ÍONS• Íon: uma espécie com um número de elétrons diferente (a mais ou a menos) do número de prótons. Existem dois tipos:• Ânion: carregado negativamente (ganhou e-)• Cátion: carregado positivamente (perdeu e-)• A tendência de formar ânions ou cátions depende da natureza química de cada elemento/substância – mais para frente no curso. 57
  58. 58. 29/03/2011 SUMÁRIO DA AULA• Introdução à disciplina• Histórico do desenvolvimento da Estrutura do átomo• Estrutura atômica moderna geoffroy.malpassuftm@gmail.com 58

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