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quimica geral Aula 03
O documento descreve a evolução dos modelos atômicos, começando pelo modelo de Rutherford, passando pelo modelo de Bohr e chegando ao atual modelo quântico. O modelo de Rutherford propôs que a carga positiva e massa dos átomos estariam concentradas no núcleo, com os elétrons orbitando ao redor. O modelo de Bohr introduziu a quantização dos orbitais eletrônicos para explicar espectros de emissão. O atual modelo quântico vê os elétrons como partículas-ondas que
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- 1. QUÍMICA GERAL E INORGÂNCIA TEORIAATÔMICA A evolução dos modelos atômicos Setembro 2013
- 2. MODELO DE RUTHERFORD Todaa 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 MODELODE 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 VEMPOR 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) Comoo 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 doséculo 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 relaçãoentre 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 LINHASE 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 LINHASE 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 LINHASE O MODELO DE BORH Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
- 11. ESPECTROS DE LINHASE 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 emiteluz 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 1ºpostulado: 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 4ºpostulado: 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 Órbitasde 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 DEBORH 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 DEBORH 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 MODELODE 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 espectrode 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... Paracada “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 foramdados 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 deFísica de 1932. Louis de Broglie, Nobel de Física de 1929. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
- 23. MODELO ATUAL Princípio daIncerteza 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 ORBITALs 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 ORBITALp 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 Representaçãodos cinco orbitais d ORBITAL d Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
- 30. REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS Representaçãodos sete orbitais f ORBITAL f Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
- 31. ÁTOMOS MONOELETRÔNICOS Orbitais como 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 descreveórbitas 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