Aula 03 - Estrutura dos átomos e moléculas

Aula 03 - Estrutura dos átomos e moléculas
Química Geral Aplicada a Engenheira 1º. Sem./2011 Engenharias
Nesta Aula Veremos ... • Aula 3 – Estrutura dos Átomos e Moléculas • Estrutura Atômico • Tabela Periódica • Propriedades Periódicas • Introdução a Práticas em Laboratório
Estrutura Atômica Nanotecnologia Usando um microscópio de tunelamento, pesquisadores da IBM conseguiram arranjar átomos de ferro (cones azuis) depositados sobre uma superfície de cobre (em vermelho), formando uma espécie de curral atômico. (Imagem: IBM) 3
Estrutura Atômica Linha do Tempo 1897 1808 J. J. 1913 John 1911 Thomson Niels 1923 Dalton Rutherford 625 a.C. Introduziu Bohr Modelo 1º Modelo Modelo Gregos Cargas Camadas Quântico Atômico Atômico (atual) Elétricas Eletrônicas Experiment Nuclear no Modelo Circulares al Atômico 4
Estrutura Atômica Partículas Sub-atômicas partícula Carga elétrica massa prótons +1 1 neutros 0 1 elétrons -1 1/1840 próton elétron nêutron 5
Estrutura Atômica No. Atômico e No. de Massa A=Z+N Z = e- “átomo neutro” A  NÚMERO DE MASSA: representa a massa aproximada de um átomo. Z  NÚMERO ATÔMICO: é o número de prótons que um átomo possui. N NÚMERO DE NÉUTRONS: é o número de néutrons que o átomo possui. 6
Estrutura Atômica Partículas Sub-atômicas 7
Estrutura Atômica Decomposição da Luz 8
Estrutura Atômica Espectro eletromagnético 9
Estrutura Atômica Natureza Ondulatória da Luz Velocidade de Freqüência propagação. Comprimento de onda. c=lxn 10
Estrutura Atômica Natureza Ondulatória da Luz
Estrutura Atômica Modelo de Bohr Em 1913, o cientista dinamarquês Niels Bohr, aprimorou o modelo atômico de Rutherfford, utilizando a Teoria de Max Planck 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=h.n Em que “h” é a constante de Planck = 6,63 x 10 -34 J x s. n = frequência da onda (1/ n = comprimento de onda = l) 12
Estrutura Atômica Modelo de Bohr Haveria alguma relação entre a energia de um elétron e o comprimento de onda da luz emitida por um átomo? Já sabemos que: c=lxn e: E=hxn n=c/l Então: Efóton = h x c l “A energia de um fóton é inversamente proporcional ao seu comprimento de onda (“c” e “h” são constantes). 13
Estrutura Atômica Modelo de Bohr Elétron excitado • Recebendo energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o e- salta de uma órbita mais interna p/ outra mais externa e a quantidade de energia recebida é bem definida  um “quantum” Elétron retornando • Ao “voltar” de uma órbita mais externa p/ outra mais interna, o e- emite um “quantum” de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética como: ultravioleta e Raio X 14
Estrutura Atômica Teste de Chama • O modelo de Bohr é fundamentado na teoria dos “QUANTA” de Max Planck (Passagem de uma partícula de um nível energético para outro através de um “PACOTE DE ENERGIA” ). • Segundo a Teoria de Planck, a energia não é contínua. A freqüência só depende do l . Portanto, se um átomo superaquecido emite luzes de determinadas cores, isto significa que ele só emite determinadas energias. 15
Estrutura Atômica Energia do Fóton • A energia do fóton (da emissão de radiação eletromagnética) poderá ser calculada considerando a seguinte expressão: h (constante de Planck)  6,63x10 -34 J.s/fóton c c (velocidad e da luz)  3,00x10 8 m/s E fóton  hν  h λ ν (freqüênci a do fóton) dado em s -1 (ou Hertz, Hz) λ (comprimento de onda do fóton) dado em metros 16
Estrutura Atômica Tecnologia Química Fontes de Luz 1 – lâmpadas incandescentes; 2 – lâmpadas fluorescentes; 3 – lâmpadas de halogênios; 4 – LEDs (diodos emissores de luz) e OLEDs (diodos de emissão de luz orgânicos) 17
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Estrutura Atômica Exercício 1. O laser em uma impressora a laser padrão emite luz com comprimento de onda de 780,0 nm. Qual é a energia de um fóton dessa luz ? • Dicas: considerar o efeito onda-partícula E=h.c/ l • h (constante de Plank) = 6,626x10-34 J.s/fóton • c (velocidade da luz no vácuo) = 3,0x108 m/s • Atenção com unidades conversão de nm para metros • Resp.: 2,547x10-19 J 2. Um laser infravermelho para uso em uma rede de comunicações de fibra ótica emite um comprimento de onda de 1,2 µm. Qual é a energia de um fóton dessa radiação? 20
Estrutura Atômica Modelo Atual De Broglie Heisenberg Schröndinger 1924 1925 1926 21
Estrutura Atômica Modelo Atômico Atual Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. • A resolução da equação leva às funções de onda. • A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico. • O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo. 22
Estrutura Atômica Modelo Atômico Atual A equação diferencial contém uma série de soluções que são chamadas de função de onda ψ ψ ψ 2 2 2 4π 2 Movimento  2  2  ψ do elétron em x 2 y z λ 2 3 dimensões 23
Estrutura Atômica Modelo Atômico Atual 24
Estrutura Atômica Modelo Atômico Atual Orbitais e números quânticos • Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda. • Chamamos as funções de onda de orbitais. • A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos: 1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. Tem valores n=1, 2, 3, 4, … Representa fisicamente o nível (camada) principal em que o elétron se encontra. 25
Estrutura Atômica Modelo Atômico Atual Orbitais e números quânticos 2. O número quântico azimutal, l. Podem assumir os valores: l = 0, 1, 2, 3, (n-1) Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d, f ) Representam fisicamente o sub-nível do elétron e sua forma geométrica no espaço. 3. O número quântico magnético, m. Tem os valores: m = -l , 0 , +l Representa fisicamente a orientação espacial do orbital do elétron, a quantidade de valores possíveis para l determina o número de orbitais existentes em um sub-nível l. 26
Estrutura Atômica Números Quânticos 1 – Número 2- Número 3- Número 4- Número quântico quântico quântico quântico principal (n) secundário (l): terciário (ml) quaternário (ms) l = valores de 0 Valores: -l a +l. n = 1,2,3,4 .... a té n-1. Indica a Caracteriza Caracteriza o orientação no uma camada formato da Valores +1/2 espaço da -1/2. eletrônica, isto região do figura que é, um conjunto espaço onde é representa a É chamado de elétrons mais provável região de de spin, que num certo encontrar o maior significa intervalo de elétron probabilidade rotação. distância até o associado a de encontrar o núcleo. ele.”nuvem elétron eletrônica” 27
Estrutura Atômica Números Quânticos 2e- 8e- 18e- 32e- 32e- 18e- 2e- Energia K(1) L(2) M(3) N(4) O(5) P(6) Q(7) Número quântico principal (n) = energia orbital 28
Estrutura Atômica Números Quânticos Número quântico secundário (l) = forma orbital (0) s = 2 e- (1) p = 6 e- (2) d = 10 e- (3) f = 14 e- 29
Estrutura Atômica Números Quânticos 1s 2s 2p 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d K = 2e- 30
Estrutura Atômica Núm. quântico secundário Orbitais s
Estrutura Atômica Núm. quântico secundário Orbitais p
Estrutura Atômica Núm. quântico secundário Orbitais d
Estrutura Atômica Modelo Quântico Atual Aos subníveis Nome Valor de Capacidade foram dados “l” 2 (2 l + 1) nomes: “s” (sharp) 0 2 “p” (principal) 1 6 “d” (diffuse) 2 10 “f” (fundamental) 3 14 Esses nomes são relativos aos orbitais correspondentes 34
Estrutura Atômica Números Quânticos Número quântico terciário (ml) = localiza o e- de diferenciação no subnível (m) 0 (0) s ml = - l ... 0 ... +l -1 0 +1 (1) p = 6 e- -2 -1 0 +1 +2 (2) d = 10 e- -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 (3) f = 14 e- 35
Estrutura Atômica Números Quânticos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli + 1/2 - 1/2 36
Estrutura Atômica Modelo Quântico Atual Cada elétron num átomo é “identificado” por um conjunto de nos. quânticos: Nome Símbolo Característica Informação Valores especificada fornecida possíveis Principal n Nível Distância em 1, 2, 3, 4, 5, 6, relação ao 7, ... núcleo Secundário l Subnível Forma do 0, 1, 2, 3, ... (azimutal) orbital (n-1) Terciário ml Orbital Orientação - l, ..., 0, ..., +l (magnético) do orbital Quaternário ms Spin Spin + 1/2, - 1/2 (Spin) “Não existem dois elétrons num átomo com o mesmo conjunto de números quânticos (Princípio da Exclusão de Pauli)”. 37
Estrutura Atômica Distribuição Eletrônica “Se adicionarmos 1 elétron a um átomo com número atômico Z, teremos a configuração do elemento com número atômico (Z + 1).” NÍVEIS Subníveis K:1 1s L:2 2s 2p M:3 3s 3p 3d N:4 4s 4p 4d 4f O:5 5s 5p 5d 5f Linus C. Pauling P:6 6s 6p 6d (1901 – 1994) 7s Q:7 38
Estrutura Atômica Distribuição Eletrônica NÍVEIS Subníveis K:1 1s2 Ordem crescente de L:2 2s2 2p6 Energia: M:3 3s2 3p6 3d10 N:4 4s2 4p6 4d10 4f14 O:5 5s2 5p6 5d10 5f14 P:6 6s2 6p6 6d10 Q:7 7s2 Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 11 27 Ni: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 39
Estrutura Atômica Distribuição Eletrônica Temos, então, um “panorama” da eletrosfera de um átomo: Existem os níveis... K 1s ... que são ... e esses formados por pelos orbitais... subníveis... L 2s 2p ...que comportam no máximo dois M 3s 3p 3d elétrons cada um. N 4s 4p 4d 4f 40
Estrutura Atômica Distribuição Eletrônica Configurações eletrônica condensadas • O neônio tem o subnível 2p completo (10Ne). • O sódio marca o início de um novo período (11Na). • Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como • Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 Na: [Ne] 3s1 • [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. • Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. • Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. 41
Estrutura Atômica Exercício Dado: Z= 39, responda as questões abaixo: 1) Qual o elemento químico ? 2) Faça a distribuição eletrônica em camadas. 3) Faça a distribuição em ordem energética. 4) Faça a configuração eletrônica condensada 5) Qual o subnível mais energético ? 6) Qual a camada de valência ? 7) Qual o número de elétrons por camada ? 8) Quantos elétrons existem no último nível energético? 9) Quais os números quânticos, para o elétron do subnível mais energético ? 42
Tabela Periódica Configuração Eletrônica • A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas. • O número do periodo é o valor de n. • Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido. • Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido. • Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido. • Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido. 43
Tabela Periódica Configuração Eletrônica Metais de transição • Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos. • Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser preenchidos. • Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são os elétrons de valência. 44
Tabela Periódica Configuração Eletrônica Lantanídeos e actinídeos • Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. • Observe: La: [Kr]6s25d14f1 • Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras raras. • Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos. • A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza. 45
Tabela Periódica Configuração Eletrônica 46
Tabela Periódica Linha do Tempo 47
Tabela Periódica O Pai - Mendeleiev 48
Tabela Periódica A Tabela Atual Eu descobri que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo é sempre o mesmo Henry Moseley 49
Tabela Periódica Tabela Periódica 50
Periodicidade Química Tabela Periódica Tabela Periódica - Revisão vídeo 1 – Introdução; vídeo 2 – Período; vídeo 3 – Grupos ou Famílias; Vídeo 4 – Classificação. 51
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Periodicidade Química Introdução O que é uma propriedade periódica ? “As propriedades dos elementos químicos são funções periódicas do número atômico”. De acordo com essa lei, os elementos químicos estão dispostos na tabela periódica em ordem crescente de número atômico, tabela essa organizada de modo a deixar clara a relação entre as propriedades dos elementos e suas distribuições eletrônicas. 56
Periodicidade Química Propriedades Periódicas Porque estudar este assunto ? “A formação de muitas substâncias envolve a transferência de elétrons de um átomo para outro. As propriedades têm um papel fundamental no modo como elas interagem na formação das ligações química”. 57
Periodicidade Química Propriedades Periódicas Tendências Periódicas 1. Dentro do período (horizontal); 2. Dentro do grupo (vertical); 58
Periodicidade Química Propriedades Periódicas Principais 1 – Tamanho do átomo (raio atômico); 2 – Energia de Ionização; 3 – Afinidade Eletrônica; 59
Periodicidade Química Raio Atômico • O que é raio atômico ? • É a distância do núcleo ao nível mais externo do átomo. • Como podemos determinar ? • Pode-se obter este valor através da medida da distância internuclear de dois átomos iguais vizinhos e toma-se a metade desta distância. • Por que estudar primeiro o raio atômico ? • Apatir do seu estudo é possível prever outras propriedades dos átomos e das substâncias dos elementos. 60
Periodicidade Química Raio Atômico Considere uma molécula diatômica simples. • A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação. • Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo. 61
Periodicidade Química Carga Nuclear Efetiva • A carga nuclear efetiva é a carga “sentida” por um elétron em um átomo polieletrônico. • A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. • Uma boa aproximação para o cálculo da Carga Nuclear Efetiva pode ser: Z efe = Z – S, com S sendo o número de elétrons internos, ou da camada de blindagem. 62
Periodicidade Química Carga Nuclear Efetiva Para o 11Na, temos que: Para o 12Mg, temos que: • Z efe = Z – S, • Z efe = Z – S, • Z efe = 11 – 10 = 1+ • Z efe = 12 – 10 = 2+ 63
Periodicidade Química Carga Nuclear Efetiva Para o 13Al, temos que: Para o 17Cl, temos que: • Z efe = Z – S, • Z efe = Z – S, • Z efe = 13 – 10 = 3+ • Z efe = 17 – 10 = 7+ 64
Ao longo do período n = 3 (M) 1 pm = 10-9 m Raio Atômico Periodicidade Química 65
Periodicidade Química Raio Atômico • O tamanho dos átomos é determinado principalmente pelos seus elétrons de valência (ocupam os orbitais mais externos) Número camadas Força de interação eletrônicas entre o núcleo e os e- valência Carga nuclear efetiva 66
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Periodicidade Química Raio Atômico n = 6 (P) n = 5 (O) n = 4 (N) n = 3 (M) n = 2 (L) raio atômico número atômico 68
Periodicidade Química Raio Atômico 1 pm = 10-10 cm 69
Periodicidade Química Raio Atômico x Iônico 70
Periodicidade Química Raio Atômico x Iônico 1 (A) = 10-10 m = 100 pm 71
Periodicidade Química Energia de Ionização • A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso: Na(g)  Na+(g) + e-. • A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso: Na+(g)  Na2+(g) + e-. • Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.
Periodicidade Química Energia de Ionização • O que é Energia de Ionização ? • É a facilidade de um átomo em perder elétrons. • Como podemos medir ? • Por meio de um experimento semelhante ao do “efeito fotoelétrico”. Na(g) → Na+(g) + e- 1ª. energia de ionização 73
Periodicidade Química Energia de Ionização Na+(g) → Na+2(g) + e- 2ª. energia de ionização (2ª E.I.) 74
Periodicidade Química Energia de Ionização “Energia necessária para retirar um elétron de um átomo neutro e isolado no estado gasoso - (kJ/mol)”. Na(g) → Na+(g) + e- 1ª. energia de ionização Na+ (g) → Na+2(g) + e- 2ª. energia de ionização Na+2 (g) → Na+3(g) + e- 3ª. energia de ionização 1ª. Ei < 2ª.Ei < 3ª. Ei 75
Periodicidade Química Energia de Ionização 76
Periodicidade Química Energia de Ionização 77
Periodicidade Química Energia de Ionização Menor Maior raio energia de atômico ionização 78
Periodicidade Química Afinidade Eletrônica • A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. • A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso: Cl(g) + e-  Cl-(g) + Energia • A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (liberação energia) quanto endotérmica (absorção energia): Ar(g) + e- + Energia  Ar-(g) Ar(g) + e-  Ar-(g) - Energia 79
Periodicidade Química Afinidade Eletrônica ... ou Eletroafinidade É a energia liberada (kJ/mol) por um átomo neutro, gasoso, em seu estado fundamental ao receber um elétron, formando um ânion. Na (g) + e- → Na -(g) + 53 kJ/mol Cl (g) + e- → Cl -(g) + 349 kJ/mol 80
Periodicidade Química Afinidade Eletrônica 81
Periodicidade Química Afinidade Eletrônica Menor energia Maior raio de atômico eletroafinidade 82
Metais Estrutura Cristalina • Há 4 estruturas cristlinas diferentes encontradas nos retículos cristalinos (arranlos tridimensionais para os átomos) dos metais: • CS – Cúbico Simples • CCC – Cúbico de Corpo Centrado • CFC – Cúbido de Face Centrada • HC – Hexagonal Compacto 83
Metais Estrutura Cristalina CFC – CS – Cúbico Cúbico Face Simples Centrada CCC – HC – Cúbico Hexagonal Corpo Compacto Centrado 84
Metais Grau de Empacotamento CS – 52% CFC – 74% CCC – 68% HC – 74% 85
Metais Grau de Empacotamento CFC – 74% aproveitamento CCC – 68% aproveitamento HC – 74% aproveitamento 86
Fator de empacotamento atômico (FEA): Soma dos volumes das esferas de todos átomos no interior de uma célula dividido pelo volume total da célula. FEA = Vol. dos átomos na célula : Vol. Total da célula FEA = 0,52 para CS FEA = FEA = FEA = 87
Na Próxima Aula Veremos ... Química Geral e Exp Aula 4 – Experimento Laboratório (Teste de Chama) – 23/02 88
Onde Estudar a Aula de Hoje Nos Livros • BRADY, James E. HUMISTON, Gerard E. Química Geral - Vol.1. LTC, 2006. – Cap. 3 – Estrutura Atômica e a Tabela Periódica • RUSSELL, John B., Química Geral – Vol.1. MAKRON Books, 2ª. Edição – Cap. 7 – Periodicidade Química • Q.Geral Ap. a Eng. – Cap.6 – A Tab. Periódica e a Estrutura Atômica Na Internet • O melhor Portal sobre Elementos Químicos da Web http://www.webelements.com • Tecnologia Química – A Química das Lâmpadas http://casa.hsw.uol.com.br/lampadas.htm http://ciencia.hsw.uol.com.br/lampadas-fluorescentes.htm http://casa.hsw.uol.com.br/questao151.htm 89
Conteúdo da Apresentação Conteúdo baseado no Livro Texto Click na imagem para visitar o site do livro BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) – Pearson – Cap. 06 – Estrutura Eletrônica dos Atomos e Cap. 07 – Propriedade Periódica dos Elementos
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