Aula 2- ESTRUTURA DO ÁTOMO

Conteúdo programático

EXPERIMENTOS EM TUBOS DE CROOKES

O ÁTOMO DE DALTON

A EVOLUÇÃO DO MODELO ATÔMICO- Especulações Filosóficas- Modelos Empíricos


REFERÊNCIAS

O ÁTOMO DE THOMSON

O ÁTOMO DE RUTHERFORD

O ÁTOMO DE NIELS BOHR MECÂNICA ONDULATÓRIA

A EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS

Especulações filosóficas

Leucipo (478 a.C.): O universo seria formado porelementos indivisíveis e pelo vazio.

Demócrito (460 – 370): Difundiu as idéias deLeucipo; Denominou tais partículas de átomos;Existiriam átomos de água, terra, ar e fogo.

Estas idéias a respeito da constituição da matériaperpetuaram até o séc. XVI.

Especulações filosóficas

Leucipo (478 a.C.): O universo seria formado porelementos indivisíveis e pelo vazio.

Demócrito (460 – 370): Difundiu as idéias deLeucipo; Denominou tais partículas de átomos;Existiriam átomos de água, terra, ar e fogo.

Estas idéias a respeito da constituição da matériaperpetuaram até o séc. XVI.


Estabelecimento da Leis Ponderais

1. Lei da Indestrutibilidade da Matéria (Lavoisier)2. Lei das Proporções Definidas (Proust)

Serviram para dar suporte ao primeiro cientista queelaborou empiricamente um modelo para o átomo (Dalton).

Estabelecimento da Leis Ponderais

1. Lei da Indestrutibilidade da Matéria (Lavoisier)2. Lei das Proporções Definidas (Proust)

Serviram para dar suporte ao primeiro cientista queelaborou empiricamente um modelo para o átomo (Dalton).


Lei da Indestrutibilidade da Matéria (Lavoisier)

C + O2 CO2

+

Partículas iniciais e finais são as mesmas massa iguais.

Lei das Proporções Definidas (Proust)

C + O2 CO2

+

2C + 2O2 2CO2

Duplicando a quantidade de átomos todas asmassas dobrarão.

+

2C + 2O2 2CO2

O ÁTOMO DE DALTON

1803 – Dalton propõe o 1° Modelo Atômico.

1. Matéria formada por átomos (elementos).2. Átomos são indestrutíveis e maciços.3. Cada elemento é caracterizado pela sua massa (todos

os átomos de um elemento são idênticos em todos osaspectos);

4. As transformações químicas consistem em umcombinação, separação ou rearranjo de átomos.

5. Elementos combinam-se em razões de númerosinteiros entre sí.

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1. Matéria formada por átomos (elementos).2. Átomos são indestrutíveis e maciços.3. Cada elemento é caracterizado pela sua massa (todos

os átomos de um elemento são idênticos em todos osaspectos);

4. As transformações químicas consistem em umcombinação, separação ou rearranjo de átomos.

5. Elementos combinam-se em razões de númerosinteiros entre sí.

O ÁTOMO DE DALTON

As ideias de Dalton fez com que as observaçõesquímicas da época parecessem razoáveis.

Explicou por que a massa é conservada nasreações químicas;

A lei da composição definida.

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Explicou por que a massa é conservada nasreações químicas;

A lei da composição definida.

Pontos Fracos do modelo de Dalton:

Distinção entre átomos e moléculas;Os átomos não são maciços e indivisíveis; ele nãosabia da existência dos isótopos.


O gás éevacuado

gradualmente

1850, Willian Crookes, físico britânico

Emissão deuma

incandescência esverdeada

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CONCLUSÃO:A luz sai do catodo e vai em direção ao anodo (raio catódico) ;A baixa pressões, muitas “partículas” atingem o vidro no

anôdo na extremidade do tudo, causando incandescência.

Emissão deuma

incandescência esverdeada

O ÁTOMO DE THOMSON

Em 1887, o físico inglês J. J. Thomson mostrou que aspartículas são carregadas negativamente.

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Mostrou que o raio pode serdesviado se passar entreplacas de metais carregadosopostamente em um tubo deCrookes.

E que as partículas do raiocatódico carregam uma carganegativa (elétrons).

Em 1886 Eugene Goldstein descobriu a

presença de partículas positivas nos átomos:

o caráter de divisibilidade só aumentaria.

O ÁTOMO DE THOMSON

Em 1886 Eugene Goldstein descobriu a

presença de partículas positivas nos átomos:

o caráter de divisibilidade só aumentaria.

O ÁTOMO DE THOMSON

Em 1898, J. J. Thomson sugeriu que um átomo poderia ser umaesfera carregada positivamente na qual alguns elétrons estãoincrustados.

Modelo “pudim de ameixa”

Fácil remoção de elétrons dos átomos;

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Modelo “pudim de ameixa”

Fácil remoção de elétrons dos átomos;

Nesta época (fim do séc XIX) estava em alta um novo ramodas Ciências: a radioatividade.


A DESCOBERTA DA RADIOATIVIDADE: Henri Becquerel(1896)

Fluorescências de Compostos Urânicos (Sulfato de Uranila)

Marie Curie: contribuiu descobrindo elementos radioativos

A DESCOBERTA DA RADIOATIVIDADE: Henri Becquerel(1896)

Fluorescências de Compostos Urânicos (Sulfato de Uranila)

Marie Curie: contribuiu descobrindo elementos radioativos

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De natureza eletropositiva e os raios alfa são altamenteenergéticos e emitidos pelos elementos radioativos amilhares de quilômetros por segundo.

Partículas alfa (α)


Partículas alfa (α)Visão macroscópica

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A lâmina de ouro para Rutherford, seria formada pornúcleos pequenos, densos e positivos, dispersos emgrandes espaços vazios.

Elétrons –distribuídos namaior parte doátomo.

Comoexplicar

esse fato?

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Elétrons –distribuídos namaior parte doátomo.

Carga positiva -compreendendomaior parte da massa concentradaem um núcleo no centro do átomo.

Partículas α passariam emlinha reta

Partículas α quepassassem próximos donúcleo seriam repelidas.


Visão microscópica

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Rutherford e colaboradores, ficaram intrigados com oespalhamento das partículas α.


Se o núcleo atômico éformado por partículas

positivas, por que essaspartículas não se

repelem?

Em 1932, James Chadwick verificou que o núcleodo elemento berílio radioativo continha partículassem carga elétrica e de massa praticamente igualà dos prótons e foi denominada como nêutron.

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Em 1932, James Chadwick verificou que o núcleodo elemento berílio radioativo continha partículassem carga elétrica e de massa praticamente igualà dos prótons e foi denominada como nêutron.


FALHASSurgem as limitações devido à Física clássica

As imposições da Física Clássica diziarespeito a corpos carregados em movimento.

Se o ouro apresentanúcleos positivos,

como explicar alâmina ser

eletricamente neutra?

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O modelo de Rutherford é o modelo planetário doátomo, no qual os elétrons descrevem um movimentocircular ao redor do núcleo, assim como os planetas semovem ao redor do sol.

As imposições da Física Clássica diziarespeito a corpos carregados em movimento.

Baseado nas ideias de Max Planck e AlbertEinstein (início do séc. XX), Niels Bohr postulasobre o átomo – primeiras idéias quânticas.

NIELS BOHR

Para Plank, as radiações eletromagnéticascomportam-se como se fossem compostosminúsculos “pacotes” de energia. A cada “pacotede energia” foi dado o nome de fóton.

NIELS BOHR

Os elétrons se movem ao redor do núcleo em umnúmero limitado de órbitas bem definidas, que sãodenominadas órbitas estacionárias (Níveis de energia);

Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron nãoemite e nem absorve energia;

Ao saltar de um de uma órbita para outra o elétronemite ou absorve uma quantidade definida de energia,quantum de energia.

Os elétrons se movem ao redor do núcleo em umnúmero limitado de órbitas bem definidas, que sãodenominadas órbitas estacionárias (Níveis de energia);

Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron nãoemite e nem absorve energia;

Ao saltar de um de uma órbita para outra o elétronemite ou absorve uma quantidade definida de energia,quantum de energia.

Modelo atômico de Bohr (foi um avanço em cima domodelo de Rutherford):

NIELS BOHR

Estudou o espectros do átomode Hidrogênio;

Átomo dividido em camadas ouníveis de energias;

Transições eletrônicas.

NIELS BOHR

Estudou o espectros do átomode Hidrogênio;

Átomo dividido em camadas ouníveis de energias;

Transições eletrônicas.Um átomo tem um

conjunto de energiasquantizadas (ou níveis

de energia), disponíveispara seus elétrons

NIELS BOHR

Ficou restrito ao átomo de Hidrogênio;A ideia sobre órbitas circulares foram deixadas.

Estabelece que é impossível conhecer simultaneamente a

posição e o momento (massa x aceleração) de uma

partícula tal como o elétron.

Ex. estudar o movimento e posição de uma pequena pena

de ave flutuando lentamente para o chão: quarto isento de

correntes de ar e de luz.

Princípio da incerteza de heinsenberg

MECÂNICA QUÂNTICA

Estabelece que é impossível conhecer simultaneamente a

posição e o momento (massa x aceleração) de uma

partícula tal como o elétron.

Ex. estudar o movimento e posição de uma pequena pena

de ave flutuando lentamente para o chão: quarto isento de

correntes de ar e de luz.O ato de efetuar a "medida"introduziu uma incerteza nosresultados.

A situação é semelhante para qualquer partícula tão

minúscula como um elétron. Nenhum instrumento pode

"sentir" ou "ver" um elétron sem influenciar intensamente o

seu movimento.

PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEINSENBERG

A situação é semelhante para qualquer partícula tão

minúscula como um elétron. Nenhum instrumento pode

"sentir" ou "ver" um elétron sem influenciar intensamente o

seu movimento.

Suposição: “supermicroscópio”imaginário para localizar umelétron.

E= h.c/ λ

Segundo a teoria de Bohr, a mecânica quântica deduz

um conjunto de níveis de energias eletrônicas

quantizadas, que os elétrons podem possuir.

NÍVEIS ELETRÔNICOS DE ENERGIA

OrbitaisOrbitaisOs orbitais correspondem a regiões do átomo com maior

probabilidade de se encontrar determinado elétron (maior

manifestação eletrônica). Eles podem ser representados por

linhas, quadrados ou círculos.

Os orbitais em um átomo são agrupados em subcamadas e, na

ausência de qualquer campo magnético aplicado externamente,

todos os orbitais de uma mesma subcamada têm a mesma

energia.

SUBCAMADAS DE ENERGIA

Em átomos no seu estado fundamental podem existir quatro tipos

de subcamadas, designadas pelas letras s , p , d , f , que

consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente.

Em átomos no seu estado fundamental podem existir quatro tipos

de subcamadas, designadas pelas letras s , p , d , f , que

consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente.

Para designar a camada, a subcamada e o orbital de um elétron

podemos utilizar os números quânticos . Esses números

identificam cada elétron do átomo, porém, não existem dois

elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos (princípio

da exclusão de Pauling).

NÚMEROS QUÂNTICOS

Para designar a camada, a subcamada e o orbital de um elétron

podemos utilizar os números quânticos . Esses números

identificam cada elétron do átomo, porém, não existem dois

elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos (princípio

da exclusão de Pauling).

Número Quântico Principal (n)O número quântico principal, representado por n , indica a

camada em que o elétron se encontra, e só pode assumir valores

inteiros e positivos.

) ) ) ) ) ) )) ) ) ) ) ) )) ) ) ) ) ) )) ) ) ) ) ) )K L M N O P Q

n = 1 2 3 4 5 6 7

Número Quântico Principal (n)

Número máximo de elétrons por camada: n° max. e- = 2n2 .

Camada K L M N O P Qn 1 2 3 4 5 6 7

n° max. e- 2 8 18 32 32 18 2n° max. e- 2 8 18 32 32 18 2

Obs. A expressão n° e- = 2n2, na prática só é válida até aquarta camada.

Número Quântico Secundário ou azimutal (l)

O número quântico azimutal, representado por l , especifica a

subcamada e, assim, a forma do orbital. Pode assumir os valores

0, 1, 2 e 3, correspondentes às subcamadas s , p , d , f .

Subnível s p d fSubnível s p d f

l 0 1 2 3

n° max. e- 2 6 10 14

Obs. O Número máximo de elétrons por subnível é dado por:

n° max. e- = 2(2 l +1)

Número Quântico Magnético (ml)

O número quântico magnético, representado por ml, fornece

informações sobre a orientação de um orbital no espaço. Pode

assumir valores inteiros de + l a - l .

0 s = 1 orbital0

-1 0 +1

-2 -1 0 +1 +2

-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

s = 1 orbital

p = 3 orbitais

d = 5 orbitais

f = 7 orbitais

Número Quântico Spin (ms)

O número quântico spin, representado por ms, especifica o spin

do elétron e possui valor + 1/2 ou - 1/2.

sentido horário s = - ½ anti-horário s = + ½

Horário Anti-horário

EXERCÍCIOS

1. Indique os quatro números quânticos para os elétrons:

a) b)

(camada L) (4° nível)

c)

(nível 6)

1. Indique os quatro números quânticos para os elétrons:

a) b)

(camada L) (4° nível)

c)

(nível 6)

2. Qual o número de subníveis e o número de orbitais,respectivamente, presentes no 3° nível?

a) 1 e 3 b) 3 e 3 c) 3 e 9d) 9 e 9 e) 9 e 18

EXERCÍCIOS

3. Indique qual dos conjuntos de números quânticos

abaixo citados é impossível:

a) 2, 0, 0, -1/2

b) 3, 2, +1, +1/2

c) 3, 0, +1, -1/2

d) 4, 1, 0, -1/2

e) 3, 2, -2, -1/2

3. Indique qual dos conjuntos de números quânticos

abaixo citados é impossível:

a) 2, 0, 0, -1/2

b) 3, 2, +1, +1/2

c) 3, 0, +1, -1/2

d) 4, 1, 0, -1/2

e) 3, 2, -2, -1/2

Segundo Pauling, o átomo do estado fundamental, isolado

ou neutro, apresenta os seus elétrons em ordem crescente

de energia, ou seja, os elétrons ocupam primeiramente os

subníveis de menor energia.

LINUS PAULING

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

Segundo Pauling, o átomo do estado fundamental, isolado

ou neutro, apresenta os seus elétrons em ordem crescente

de energia, ou seja, os elétrons ocupam primeiramente os

subníveis de menor energia.

1S2Númeroquânticoprincipal

Quantidade de elétrons no subnível.

Número quântico secundário

LINUS PAULING

A ordem crescente de

energia dos subníveis pode

ser obtida através do

diagrama de Linus Pauling.

NíveisK 1L 2M 3N 4O 5

e-

28

183232

s p d f

1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f6s 6p 6d7s 7p

A ordem crescente de

energia dos subníveis pode

ser obtida através do

diagrama de Linus Pauling.O 5P 6Q 7

32188

2 6 10 14Max. de e-

1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f6s 6p 6d7s 7p

REGRA DE HUND

Segundo a regra de Hund, os elétrons são distribuídos em

um átomo, da seguinte forma:

“ao ser preenchida uma subcamada, cada orbital dessa

subcamada recebe inicialmente apenas um elétron; somente

depois de o último orbital dessa subcamada ter recebido seu

primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital

semicheio com o segundo elétron.”

Segundo a regra de Hund, os elétrons são distribuídos em

um átomo, da seguinte forma:

“ao ser preenchida uma subcamada, cada orbital dessa

subcamada recebe inicialmente apenas um elétron; somente

depois de o último orbital dessa subcamada ter recebido seu

primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital

semicheio com o segundo elétron.”

EXEMPLO

REGRA DE HUND

1. Assinale a opção que contraria a regra de Hund:

a) b) c)

d) e)

1. Assinale a opção que contraria a regra de Hund:

a) b) c)

d) e)

FÓRMULA MOLECULAR

Moléculas

• Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si.

• Cada molécula tem uma fórmula química.

• A fórmula química indica:

– quais átomos são encontrados na molécula e

– em qual proporção eles são encontrados.

• Compostos formados a partir de moléculas são compostos moleculares.

Moléculas

• Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si.

• Cada molécula tem uma fórmula química.

• A fórmula química indica:

– quais átomos são encontrados na molécula e

– em qual proporção eles são encontrados.

• Compostos formados a partir de moléculas são compostos moleculares.

EXEMPLOS

H2O, CO2, CO, CH4, H2O2, O2, O3 e C2H4

CONSTRUÇÃO DE MOLÉCULAS.jar

MASSAS ATÔMICAS

É a massa de um átomo expressa pela unidade de massa

atômica, u (Dalton).

Subíndice

É a massa de um átomo expressa pela unidade de massa

atômica, u (Dalton).

1/12avos 12C

1 u

MASSAS MOLECULARES

É a soma das massas de seus átomos componentes

Ex. C2H4 (acetileno)

2x12u

28 u

2x12u

4x1u

28 u

MASSAS MOLECULARES

Parathion é um composto tóxico que tem sido usado como

inseticida. Sua fórmula molecular é C10H14O5NSP. Qual é a

massa molecular do parathion? (Massas atômicas: C= 12,0;

H= 1,0; H= 1,0; O= 16,0; N= 14,0; S =32,1; P=31,0.)

EXEMPLOS Epinephrine, algumas vezes chamado de adrenalina, é um

hormônio produzido na glândula supra-renal em humanos e

outros animais. Sua fórmula molecular é C9H13O3N. Qual é

amassa molecular de epinephrine? (Massas atômicas: C =

12,0; H = 1,0; O =16,0; N= 14,0.)

MOL, NÚMERO DE AVOGRADO

O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas

entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012

quilogramas de carbono 12.

Mas o que écarbono 12?

12C

6 prótons

12C 6 nêutrons

6 elétrons

Isótopomais

abundante


O número de entidades elementares contidas em 1 mol

correspondem à constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 x

1023 mol-1.

Mas de ondevem o númerode avogrado?

1 mol = 6,02 x 1023 = 12 gramas

É proveniente dos estudosde Amedeo Avogadro (1786-1856)

CÁLCULO DA QUANTIDADE DE ÁTOMOS BASEADONA CONSTANTE DE AVOGADRO

Calcular a quantidade de átomos em 50 gramas de Sódio

(Na).1 mol de Na = 23 g = 6,02 x 1023

Pela regra de três teremos:

Em 23 g (Na) têm-se 6,02 x 1023 átomosEntão em 50 g teremos X átomos.

EXEMPLOS

Pela regra de três teremos:

Em 23 g (Na) têm-se 6,02 x 1023 átomosEntão em 50 g teremos X átomos.

CÁLCULO DA QUANTIDADE DE MOLS BASEADO NACONSTANTE DE AVOGADRO

Uma amostra de nitrogênio gasoso contém 4,63 x 1022

átomos de N. Quantos mols de átomos de N apresenta?

1 mol de N = 6,02 x 1023 átomos de N

1 mol de N – 6,02 x 1023 átomos de N

x mol de N – 4,63 x 10 22 átomos de N

X= 0,0769 mol de N

EXEMPLOS

1 mol de N – 6,02 x 1023 átomos de N

x mol de N – 4,63 x 10 22 átomos de N

X= 0,0769 mol de N

MOLS DE MOLÉCULAS

Qual é a massa de 1,00 mol de moléculas de dióxido de

enxofre (SO2)? (Massas atômicas: S =32,1; O= 16,0.).

NOTA. Fazer o somatório

Qual é massa de 0,674 mol de moléculas de

hexaóxido de tetrafósforo (P4O6)? (Massas atômicas:

P = 31,0; O= 16,0.)EXEMPLOS

Qual é massa de 0,674 mol de moléculas de

hexaóxido de tetrafósforo (P4O6)? (Massas atômicas:

P = 31,0; O= 16,0.)

DICAS.1. Fazer o somatório2. Fazer a regra de três.

ÍONS E ESPÉCIES ISOELETRÔNICAS

É o átomo que perdeu ou ganhou elétrons.

ÂNIONÁtomo que

perdeu elétrons

Átomo que

perdeu elétronsCÁTION ÂNIONÁtomo que

perdeu elétrons

Átomo que

perdeu elétrons

11Na23 cátion Na+1 + e-11Na23 cátion Na+1 + e-

17Cl35 + e- ânion Cl-1


Em Geral:Átomos metálicos tendem a perder elétrons para se transformarem

em cátions;

Íons não-metálicos tendem a ganhar elétrons para formarem ânions.

Previsão das cargas iônicasPrevisão das cargas iônicas


ESPÉCIES ISOELETRÔNICAS:

Quando as espécies apresentam o mesmo número de elétrons.

Com 2 elétrons → 2He; 3Li+; 4Be2+; 1H-

Com 10 elétrons → 10Ne, 11Na+; 12Mg2+; 13Al3+

Com 2 elétrons → 2He; 3Li+; 4Be2+; 1H-

Com 10 elétrons → 10Ne, 11Na+; 12Mg2+; 13Al3+

RUSSEL, J. B. Química Geral. 2ª ed. Vol. I. São Paulo: Makron Books,1994.

MAHAN, B. M., MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4ªed. São Paulo: Edgard Blücher, 1995.

LEE, J. D. Química Inorgânica não tão Concisa. 5ª ed. São Paulo:Edgar Blücher, 1999.

ATKINS, P. W.; JONES L. L. Princípios Química, questionando avida moderna e o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman,2006.

53

RUSSEL, J. B. Química Geral. 2ª ed. Vol. I. São Paulo: Makron Books,1994.

MAHAN, B. M., MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4ªed. São Paulo: Edgard Blücher, 1995.

LEE, J. D. Química Inorgânica não tão Concisa. 5ª ed. São Paulo:Edgar Blücher, 1999.

ATKINS, P. W.; JONES L. L. Princípios Química, questionando avida moderna e o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman,2006.

Aula 2- ESTRUTURA DO ÁTOMO

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