Apostila de Estrutura Atômica
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Estrutura Atômica e Tabela
PeriódicaPeriódica
• Origem da Teoria Atômica (460 – 379 a.C)� A origem da teoria atômica vem da Grécia antiga e foi proposta por
Demócrito e Leucipo (filósofo e seu discípulo). Eles acreditavam que se umpedaço de matéria fosse dividido em pedaços cada vez menores, ao final iriase chegar a uma minúscula partícula, indivisível. Esta partícula indivisívelrecebeu o nome de átomo.
• Modelo Atômico de Dalton (1803)� Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos;
� Estes são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem� Estes são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem
destruídos;
� Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos átomos de um dado
elemento são idênticos. Átomos de diferentes elementos tem propriedades
distintas;
� As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou
rearranjo de átomos;
� Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em
uma razão fixa.
• A descoberta da Estrutura Atômica (sec XIX – 1875)� Cientistas descobrem natureza elétrica da matéria.
� Objetos, de mesmo material, eletrizados pelo mesmo processo sempre serepelem. Objetos de materiais diferentes, eletrizados por processos diferentes,podem atrair-se ou repelir-se (cargas iguais se repelem e cargas diferentes seatraem). Assim, os cientistas principiaram a investigar as descargas elétricasem gases rarefeitos.
� Em 1895, Röengten, utilizou ampolas de Crookes (Figura 1) em seuexperimento de descargas elétricas.
• Modelo Atômico de Thomson (1897)� Em 1897, o físico britânico Joseph John Thomson determinou a razão entre
a carga elétrica e a massa de um elétron com o uso de um tubo de raioscatódicos.
Carga elétrica = 1,76x108 Coulombs/grama
� Após este experimento, Thomson sugeriu que os elétrons estariammergulhados em uma massa homogênea, como ameixas em um pudim (PlumPudding). A esta proposta foi originado o “Modelo Atômico de Thomson”,modelo este conhecido como pudim de passas ou bolo de ameixas
Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consiste de entidades neutras e carregadas negativa e positivamente.
• Modelo Atômico de Ernest Rutherford (1911)� Rutherford propusera um novo modelo para o átomo baseado em seus
resultados que contradiziam o modelo atômico proposto por J. J. Thomson. Omodelo proposto por Thomson, com os elétrons grudados na massa positiva,levava a uma distribuição uniforme de cargas.
� “Digo com certeza que não acreditava que houvesse aqueles desvios, poissabíamos que a partícula α era partícula de grande massa, com muitaenergia...Lembro-me de que dois ou três dias depois Geiger me procuroumuito excitado dizendo: conseguimos detectar algumas partículas α sendorefletidas para traz. ...Foi o mais incrível episódio que até então me ocorrera.refletidas para traz. ...Foi o mais incrível episódio que até então me ocorrera.Foi como se disparasse um projétil de 15 polegadas contra um pedaço depapel e o projétil fosse refletido e atingisse o atirador.”
� “O átomo era formado por núcleos positivos de grande massa, mas pequenoem relação ao volume total do átomo e os elétrons ficariam orbitando ao redordo núcleo”.
�Ao lançar partículas α contra uma folha fina de Au, esta partícula não sofreria qualquer perturbação em sua trajetória. Rutherford realizou a experiência com o Po, um emissor de partículas α em uma caixa de Pb com uma fenda por onde sairiam as emissões. As partículas ao atravessarem a fina folha de Au se chocavam contra um anteparo fluorescente de ZnS. A experiência revelou que grande parte das partículas α atravessava sem problemas a folha de Au, mas algumas sofriam desvios e outras partículas voltavam direto para a fonte emissora.
• Postulados de Niels Bohr:� Como podiam um núcleo positivo e uma carga negativa, o elétron, estarem tão
próximos e não se atraírem? O problema foi parcialmente resolvido com omovimento circular exercido pelo elétron. Ao descrever uma trajetória emtorno do núcleo, havia uma força centrífuga que compensaria a força atrativa.
� Eletromagnetismo: qualquer carga acelerada, como o elétron neste caso,emitiria energia continuamente, tendo como conseqüência uma diminuição doraio entre o núcleo e o elétron.
� Conforme o elétron emitisse energia, mais próximo do núcleo ele ficaria, até omomento onde o choque entre elétron e núcleo seria inevitável. E sobre essascondições o átomo não poderia existir.
• Max Planck (1900):� Segundo a teoria Clássica: Ao aquecer um objeto, os átomos que compõe este
objeto estão vibrando, causando a emissão da radiação eletromagnética. Essas vibrações são quantizadas (somente vibrações com freqüências específicas são permitidas)
Natureza ondulatória da luzNatureza ondulatória da luz� Radiações Eletromagnéticas – Teoria matemática desenvolvida por James Maxwell (1864) para descrever todas as formas de radiações em termos de campo elétricos e magnéticos.
nó
υλ= .c
• Max Planck (1900):� Havia uma troca de energia entre a matéria e a radiação. Essa energia era
C = velocidade da luz; λ =comprimento de onda; ν=freqüência
� Havia uma troca de energia entre a matéria e a radiação. Essa energia eradescontínua e o processo de absorção e emissão acontecia segundo a equação:“A energia de um sistema que vibra é proporcional à frequencia da vibração”
υ= .hEE = energia; h =cte de Planck 6,63.10-34J/s; ν=freqüência
“Troca de energia entre a matéria e a radiação”
• Einsten (1905)� Propôs que a radiação eletromagnética consistia de partículas chamadas
fótons.
� Efeito fotoelétrico: “Ejeção de elétrons de um metal quando sua superfície éexposta a luz”
� Cada fóton era considerado um pacote de energia e a energia do fóton estavarelacionada com a freqüência da radiação.relacionada com a freqüência da radiação.
Efeito Fotoelétrico
• Postulados de Niels Borh:
� 1- Estabilidade do átomo frente a física clássica.
Os elétrons nos átomos poderiam orbitar sem emitir radiações, mas nem todasas órbitas eram permitidas.
� 2- O elétron deixa seu estado fundamental (n=1) se absorver uma quantidadede energia equivalente a diferença de energia entre o estado fundamental e oestado excitado.estado excitado.
Borh faz a quantização das órbitas.
• Postulados de Niels Borh:
Efeito Fotoelétrico
Espectros de linhas
Raias espectrais do hidrogênio
Conjunto de linhas ( séries convergentes):
�Série de Lyman (UV)
�Série de Balmer (VIS)
Fórmula geral :
Dados ficaram sem explicação
−
=
λ 22
21
111
nnh
RH
• Dualidade Onda-Partícula:
� Louis de Broglie.
Sugeriu que todas as partículas poderiam ser entendidas como tendopropriedade de onda.
- Uma vez que para Einstein: E =m.c2
- Para Planck: E=hc/λ
De Broglie igualou as equações e obteve:
“O elétrons, uma partícula pequena em uma velocidade muito alta, assumecomprimentos de onda (λ) próximo ao do raios X, assim essa partícula podeter um comportamento de onda”
1J=1kg.m2/s2
1kg=103 g
mv
h=λ
( )( ) m10.22,1s/m10.6.g10.11,9
s.J10.63,6 10628
34−
−
−
==λ
• Dualidade Onda-Partícula:
� Louis de Broglie.
Assim o caráter ondulatório do elétrons passou a ser questionado, e foiconsiderado quando um feixe de elétrons foi direcionado a um prisma deNíquel. Observou-se, neste experimento, a difração do elétrons como haviasido observado, anteriormente, a difração da luz.
• Princípio da Incerteza de Heisenberg:
� Heisenberg
Sugere que existe uma grande incerteza na localização do elétrons.
- O elétron não pode ser tratado como partícula com seu movimento descritoprecisamente.
- O elétron pode ser considerado uma onda com uma incerteza na sualocalização.
“O princípio da incerteza afirma que quanto mais precisamente se conhece aposição menos precisamente se conhece o momento da partícula. Em outraspalavras, se soubermos muito bem onde está a partícula, não podemossaber para onde ela irá”
O princípio da incerteza de Heisenberg:
“Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posiçãosimultaneamente.”
• Átomo pela Mecânica Quântica:
� Erwin Schrödinger
Se a matéria tinha um comportamento de onda era necessário determinar umafunção de onda que descrevesse esse comportamento.
- Substituiu a trajetória precisa da partícula por uma função de onda (ψ)
)()(),r(R),,r(ml,l,n ϕφθθ=ψ ϕθ
- ψψψψ = probabilidade de encontrar o elétron numa dada região do espaço
- Função radial = Descreve a variação orbital a diferentes distâncias donúcleo.
- Função angular = Dá a forma do orbital e sua orientação
Função angularFunção radial
• Átomo pela Mecânica Quântica:
� Órbita x Orbital
- Órbita (Borh) – Região onde o elétron está localizado e se desloca envolta donúcleo. Localização precisa.
-Orbital – Região de Probabilidade de encontrar o elétron numa dada regiãodo espaço.
• Átomo pela Mecânica Quântica:
� Max Born
Sugeriu que a probabilidade de encontrar a partícula numa pequena regiãodo espaço poderia ser dada pela função de onda ao quadrado (ψψψψ2)
No nó não há probabilidade de encontrar o elétron.
No nó ψψψψ=ψψψψ2=0
Probabilidade de encontrar o elétron numa dada região do espaço.
• Números Quânticos (Mecânica Quântica):
� ψ= n, l, ml
� n = número quântico principal
Número inteiro que especifica os níveis de energia.
n=1 para o primeiro nível
n=2 para o segundo nível
n=7 para o sétimo nível
A energia do elétron ligado ao átomo aumenta a medida que n aumenta.A energia do elétron ligado ao átomo aumenta a medida que n aumenta.
• Números Quânticos (Mecânica Quântica):
� ψ= n, l, ml
� l = número quântico momento angular orbital
Indica a forma angular do orbital
l Nome do orbital Forma Nó angular
0 s esférico 0
1 p hálter 11 p hálter 1
2 d hálter 2
3 f hálter 3
• Números Quânticos (Mecânica Quântica):
� ψ= n, l, ml
� l = número quântico momento angular orbital
Orbitais s: O orbital s não tem nó angular somente nó radial (pela passagemdo nível energético).
• Números Quânticos (Mecânica Quântica):
� ψ= n, l, ml
� l = número quântico momento angular orbital
Orbitais p: O orbital p tem nó angular
• Números Quânticos (Mecânica Quântica):
� ψ= n, l, ml
� l = número quântico momento angular orbital
Orbitais d: O orbital d tem nó angular
• Números Quânticos (Mecânica Quântica):
� ψ= n, l, ml
� l = número quântico momento angular orbital
Orbitais f: O orbital f tem nó angular
Orbitais G
• Números Quânticos (Mecânica Quântica):
� ψ= n, l, ml
� ml = número quântico magnético
Determina a orientação da órbita ocupada pelo elétron
ml=+1 – rotação no sentido antihorário (x,y)
ml=-1 – rotação no sentido horário (x,y)
ml= 0 – órbita polar (x, y, z)
ml= -1 m
l= 0 m
l= 1
ml= -2 m
l= -1 m
l= 0 m
l= 1 m
l= 2
• Números Quânticos (Mecânica Quântica):
� ψ= n, l, ml
� s = número spin magnético
Spin: É o momento angular intríseco do elétron. Um elétron pode serconsiderado como tendo um momento angular que surge do movimento derotação.
É o movimento que o elétron faz paraÉ o movimento que o elétron faz para
se acoplar com o núcleo.
Pode assumir dois valores +/- ½
ms = +½ ms = -½
Paramagnetico
Elétrons desemparelhados
Diamagnetico
Todos os elétrons emparelhados
• Diagrama de Aufbau
� Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir umdiagrama.
� À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-semenor.
� Há problemas de penetração e blindagem� Há problemas de penetração e blindagem
Diagrama de Linus Pauling
Propriedades Atômicas
Algumas propriedades características dos átomos como tamanho,energia associada a remoção e adição de elétrons mostramvariações periódicas com o número atômico
O conhecimento destas variações permite organizar as observações e predizer o comportamento
químico e estrutural
Propriedades Periódicas
Carga Nuclear Efetiva no Período
O número de prótons cresce com o número de elétrons, assim tem-se um aumento da carga nuclear efetiva
Ex:
3Li 1s2 2s14Be 1s2 2s2
5B 1s2 2s2 2p1
Aumento da Zeff
Elétrons de um mesmo nível energético não blindam uns aos outros.
A blindagem é exercida por elétrons de níveis anteriores.
Aumento da Zeff
Ex:
3Li 1s2 2s1
4Be 1s2 2s2
5B 1s2 2s2 2p1
6C 1s2 2s2 2p2
Carga Nuclear Efetiva no Período
1) Qual elemento possui o maior Z*, Li ou Be?
2) Qual elemento tem maior Z*, Be ou B? Pq?
R: Be por ter maior Z, assim Z* é maior.
R: B
6C 1s 2s 2p
7N 1s2 2s2 2p3
8O 1s2 2s2 2p4
9F 1s2 2s2 2p5
10Ne 1s2 2s2 2p6
Li Be B C N O F Ne
Z 3 4 5 6 7 8 9 10
Z*(2s) 1,28 1,91 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,75
Carga Nuclear Efetiva no Período
Z*(2p) - - 2,42 3,14 3,83 4,45 5,10 5,76
Elétrons de um mesmo nível energético não blindam uns aos outros.A blindagem é exercida por elétrons de níveis anteriores.
Carga Nuclear Efetiva no Grupo
O valor de Z* é no grupo é obtido experimentalmente, não segue uma tendência. Assim, para determinar se a Z* será maior ou menor no grupo é melhor entender o raio atômico.
Raio Atômico
Raio atômico: metade da distância,
Descreve o tamanho de átomos, está relacionado com a posição do elétron em relação ao núcleo.
Raio atômico: metade da distância,experimental, determinada entre os núcleosdos átomos vizinhos mais próximos em umsólido.
Ex: Distância entre átomos vizinhos noCobre 256 pm. Qual o raio do Cobre?
R: 256/2=128 pm
Raio Atômico no Grupo
A medida que aumenta o nível energético de um elemento para o outro aumenta o raio atômico no grupo
Ex:
9F 1s2 2s2 2p5
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Aum
ento
do
raio
35Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
Aum
ento
do
raio
Raio Atômico no Período
O número de elétrons cresce com o número de prótons mas os elétrons se encontram no mesmo nível energético.
Ex:
3Li 1s2 2s14Be 1s2 2s2
5B 1s2 2s2 2p1
Aumento do raio
A medida que aumenta o número de elétrons aumenta o número de prótons, assim a carga nuclear vai aumentando.
A medida que aumenta os elétrons eles vão ficando menos blindado, aumentando, como consequência, a força de atração entre os elétrons e o núcleo. Assim, os átomos vão ficando mais compactos.
Aumento do raio
Raio Iônico
É a distância entre os núcleos de cátions e ânions que estão vizinhos.
Raio Iônico (Cátion)
Todos os cátions são menores que seus átomos geradores.
Ex:
3Li 1s2 2s1 (157 pm)
3Li+ 1s2 (58 pm)
Raio Iônico (Ânion)
Todos os ânions são maiores que seus átomos geradores.
Ex:
9F 1s2 2s2 2p5
9F- 1s2 2s2 2p6
Átomos Isoeletrônicos
Átomos e íons com o mesmo número de elétrons
Ex:
11Na+ 1s2 2s2 2p6
9F- 1s2 2s2 2p6
12Mg2+ 1s2 2s2 2p612Mg 1s 2s 2p
Para saber qual o íons de menor raio? É só observar a sua carga nuclear. “Quanto maior a carga nuclear, maior a atração entre os prótons e os elétrons e maior será a atração”.
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
Raio Covalente
Se um elemento é um não-metal usa-se a distância entre os núcleos dos átomos unidos por uma ligação química. Este raio é chamado de raio covalente.
Ex: Distância entre os núcleos de uma molécula de cloro 198 pm. Qual o raio covalente do cloro? 99 pm
Energia de Ionização (EI)
Definição: Energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado em fase gasosa
A(g) → A+(g) + e-
(g)
É expressa em elétron-volts (ev), onde 1ev = 96,485 kJ/mol e é sempre positiva (endotérmica)é sempre positiva (endotérmica)
É possível remover mais que um elétron, tendo assim a 1a, 2a, 3a e 4a energia de ionização (potencial de ionização)
Energia de Ionização (EI)
Para a primeira ionização, I1, partimos do átomo neutro. Por exemplo, para o cobre:
Cu(g) → Cu+ (g) + e- (g)
energia requerida = I1 (785 kJ mol-1)
A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um cátion gasoso com carga unitária. Para o remover um elétron de um cátion gasoso com carga unitária. Para o cobre:
Cu+ (g) → Cu2+ (g)
energia requerida = I2 (1.955 kJ mol-1)
A segunda EI será sempre maior que a primeira, pois haverá uma maior Z que a do átomo neutro, uma vez que terá menos elétrons para serem atraídos pelo núcleo.
Energia de Ionização (EI) no Grupo
Tendências:
�Quanto maior n, menor a EI (efeitos de tamanho e blindagem)
Energia de Ionização (EI) no Período
Quanto mais os elétrons sentem a carga do núcleo mais atraídos pelo núcleo, portanto maior será a EI.
No período a EI não é uniforme.
Energia de Ionização (EI) no Período
Avaliemos dois casos:
Li Be B C N O F Ne
EI (KJ/mol)
519 900 799 1090 1400 1310 1680 2080
Aumento do raio
1) Be (4e) e B (5e)
4Be 1s2 2s2
5B 1s2 2s2 2p1
Aumento do raio
2) N (7e) e O (8e)
7N 1s2 2s2 2p3
8O 1s2 2s2 2p4
2p42s22p22s2
Afinidade Eletrônica (AE)
Definição: é a alteração de energia quando um életron é adicionado a um átomo gasoso para formar um íon gasoso
A(g) + e-(g)→ A-
(g)
Pode ser exotérmica (libera energia) ou endotérmica (absorve energia)
Segue a tendência da energia de ionização
Afinidade Eletrônica (AE)
Raio atômicoZ*AE
Eletronegatividade
É definida como a força de atração de um átomo em atrair elétrons de uma ligação para si próprio.
Um elemento eletronegativo é aquele que:
a) Não perde elétron com facilidade, alto valor de EIa) Não perde elétron com facilidade, alto valor de EI
b) Aceita elétrons com facilidade, altos valore de AE