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Evolução dos modelos atômicos
Universidade Federal da Paraíba Centro de Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química Disciplina: Química Geral
Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira/Alimentos Professora: Liliana Lira Pontes
Semestre 2012.2
Constituição Elementar da Matéria
→Gregos - 4 elementos que originavam todas as outras coisas.
ÁTOMO
Sucessivas Divisões
Matéria/corpo
Demócrito Leucipo
Filósofos gregos
John Dalton
1807
Modelo Atômico
Evolução da Teoria Atômica
Experimentação
Reações Químicas
1. Todos os átomos de um dado elemento químico são idênticos
2. Os átomos de diferentes elementos tem massas diferentes
3. Um composto é uma combinação específica de átomos de mais de um elemento
4. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos mas trocam de parceiros para produzir novas substâncias
Lei da conservação das massas
“ nenhum ganho ou perda de massa detectável ocorre nas reações químicas. A massa é conservada”
Lei das proporções definidas
“ em um dado composto químico, os elementos estão sempre combinados na mesma proporção de massa”
Experimentação
Reações Químicas
Hipóteses
“Toda matéria é feita de várias combinações de formas simples de matéria chamadas elementos químicos. Um elemento é uma substância que consiste de uma única espécie de átomo”
Átomo
(Modelo da bola de bilhar)
Evolução da Teoria Atômica
Em 1989 a IBM assombrou o mundo ao escrever a palavra I-B-M usando 25 átomos de xenônio com um microscópio eletrônico de tunelamento
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“Toda matéria é composta de várias combinações de formas simples de matéria chamadas elementos químicos. Um elemento é uma substância que consiste de uma única espécie de átomo”
Átomo
(Modelo da bola de bilhar)
Imagem de STM (7 nm x 7 nm) de uma cadeia em ziguezague simples de átomos de arsênio (vermelho) sobre uma superfície de arseneto de gálio (azul).
Evolução da Teoria Atômica
1897 Descoberta dos Elétrons
Átomos não são indivisíveis
Joseph John Thomson (1871-1937)
Tubo de raios catódicos
Evolução da Teoria Atômica
ELÉTRONS
Possuem massa Caminham em linha reta São formados por partículas negativas
Conclusão de Thomson a respeito dos raios catódicos:
Carga de um elétron:
1,602 x 10-19 C
Outra partícula atômica (Prótons)
? ? ?
Novos Questionamentos
“”átomos tem carga zero”
Evolução da Teoria Atômica
De que maneira os prótons e elétrons estariam dispostos no átomo?
Até que ponto seria correto o modelo de Thomson?
Modelo atômico de Thomson “Pudim de passas”
“bolha positivamente carregada de material gelatinoso, com elétrons suspensos nela”
Evolução da Teoria Atômica
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Em 1911
Ernest Rutherford (1871-1937)
Experimento de Rutherford
Evolução da Teoria Atômica
1908
Conclusões de Rutherford
Século XX – avanço tecnológico- espectrômetros de massa
“Nem todos os átomos de um elemento tem a mesma massa”
Núcleo do átomo deveria conter partículas, além dos prótons, e que possuem carga zero
O átomo teria um núcleo positivo;
Os elétrons girariam em volta do núcleo (eletrosfera);
O núcleo é muito pequeno em relação ao tamanho do átomo;
núcleo
elétrons elétrons
Nêutrons
Sistema Planetário
Um átomo neutro sempre possuirá igual quantidade de prótons e elétrons;
A quantidade de prótons de um átomo constitui seu número atômico (Z);
A quantidade total de prótons e nêutrons de um átomo corresponde ao seu número de massa (A);
Cada elemento químico possui um número atômico característico.
(Partículas subatômicas)
Evolução da Teoria Atômica
Um elemento químico é um conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z), ou seja, mesmo número de prótons.
Representação do átomo do elemento Químico (X)
X A
A = Z + N
N = número de nêutrons
A = número de massa Z
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Isótopos
Átomos com o mesmo número atômico (Z), mas diferentes números de nêutrons (N)
20Ne (90,92%)
21Ne (0,26%)
22Ne (8,82%)
Nem todos os átomos de um elemento tem a mesma massa
Z=10
Evolução da Teoria Atômica
X A
Z
Modelo de Rutherford aceito...
O que fazem os elétrons?
O dilema do átomo estável!
Rutherford
Imperfeições
1- o elétron está parado
2-o elétron está em movimento
Evolução da Teoria Atômica
Contradição no modelo de Rutherford
Elétron em movimento circular
Aceleração – física clássica
Partícula carregada (elétron)iria emitir energia
até cair no núcleo
Sistema atômico entraria em colapso
Mas isso não ocorre!
Evolução da Teoria Atômica
Bohr – Elucidação da estrutura atômica encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias;
Energia Radiante....eletromagnética
Novo modelo atômico
Niels Bohr (à direita) e Einstein
Evolução da Teoria Atômica -
Primeira tentativa de descrever o novo modelo...
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Radiação Eletromagnética (REM)
Um tipo de energia transmitida através do espaço a velocidades
altíssimas.
Velocidade - representada por c e chamada de velocidade da luz
c (no vácuo)= 3,00 x 108 m s-1
Evolução da Teoria Atômica
Quando um feixe de luz encontra um elétron “empurra” o elétron para uma direção depois para outra, periodicamente.
REM - Parâmetros Ondulatórios
O movimento ondulatório é caracterizado pelos seguintes parâmetros:
comprimento de onda ()
freqüência ()
velocidade da onda (vi) vi= (i= meio material qualquer)
amplitude (A)
Onde c= velocidade da luz = 3,00 x 108 m s-1 λ(lambda) = comprimento de onda que depende da luz e ν é a freqüência.
ν λ = c
E = hν
h = constante de Planck=6,63 x 10-34 J s ν = freqüência (depende da luz)
Einstein prôpos, em seus estudos, que a REM consistia de partículas chamadas de fótons. Cada fóton pode ser entendido como um pacote de energia, e a energia de 1 só fóton está relacionada com a frequência da radiação pela equação:
Evolução da Teoria Atômica
Modelo atômico de Bohr
1913
Niels Bohr (1885-1962)
Dilema do átomo estável;
Princípios físicos para explicar o movimento dos elétrons;
Fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck;
Os elétrons emitem energia na forma de luz, mas a radiação emitida é limitada para um certo comprimento de onda.
O elétron não está livre para ter qualquer energia.
Energia quantizada!
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Move-se em órbitas circulares em torno do núcleo do átomo.
valores de energia ou camadas K, L, M, N, O, P, Q
Um elétron daria saltos quânticos de um nível de energia para o outro
K 1
L 2
M 3
N 4
O 5
P 6
Q 7
núcleo
Modelo atômico de Bohr 1913
Niels Bohr (1885-1962)
Evolução da Teoria Atômica
Trajetória
fixa-órbita
Modelo de Bohr
Permite calcular as energias
do H concordantes com os
valores experimentais
Virtudes Limitações
Não permite descrever as energias de átomos multieletrônicos.
Não possibilita explicar as ligações químicas.
Um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia
Modelo Atômico de Sommerfeld (1916) – átomos mais complexos que o
hidrogênio
Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível,
ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de
subníveis, que podem ser de quatro tipos: s,p,d,f.
O MODELO ATUAL BASEADO NA MECÂNICA-QUÂNTICA
Proposta por Heisenberg e Schrödinger
Por volta de 1927
Considera o conceito de quantização de Bohr, mas extrapola - porquê da quantização
Modelo matemático
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Princípio da Incerteza de Heisenberg: É impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.
Deixa clara a impossibilidade de determinar a exata trajetória do elétron a partir da energia e da velocidade.
Por este motivo, buscou-se, então, trabalhar com a provável região onde é possível encontrá-lo.
Δx > h/4πmΔv Onde h é a constante de Planck, m é a massa do elétron (9,11 x 10-28 g).
Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma partícula-onda.
Luis Broglie (comportamento dual – partícula-onda) sugeriu que o elétron, em seu movimento ao redor do núcleo, tinha associado a ele um comprimento de onda particular. Ele propôs que o comprimento de onda característico do elétron ou de qualquer outra partícula depende de sua massa (m), e de sua velocidade, (v).
λ = h/mv
EQUAÇÃO FUNDAMENTAL DA MECÂNICA QUÂNTICA – Schrödinger- incorpora o que diz Broglie
H i = Ei
onde:
H = Hamiltoniano (Energia cinética+energia potencial coulômbica)
Ei = energias permitidas
i (psi) = funções de onda dos elétrons nos átomos, ou seja,
orbitais atômicos (i2 densidade de probabilidade)
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron.
Derivada da órbita de Bohr! Mas corresponde também à região do espaço de maior manifestação eletrônica.
Orbital
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Modelo atômico 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.
Números Quânticos
Códigos matemáticos associados à energia do elétron
Caracterização do elétron
Principal = tamanho
Secundário = forma
Magnético=orientação
Spin = direção do elétron no espaço
Princípio da exclusão de Pauli: no mesmo átomo, não existem
2 elétrons com os mesmos números
quânticos
nível, o subnível e o orbital de um elétron podemos utilizar...
Indica a energia do elétron
K
n=1
núcleo
L M N
n=2 n=3 n=4
n= 1, 2, 3, ....7
Número Quântico principal (n)
Indica a energia do orbital
Núcleo n= 1, 2, 3, ....7
Quanto maior o valor do n maior é a energia do orbital
Número máximo de elétrons
Equação de Rydberg
X= 2n2
Onde
X= número máximo de elétrons
n = número quântico principal
Exemplo: para o nível 3, temos:
N = 2.(n)2 N = 2.(3)2 N= 2.9 = 18
Então, para o nível de n=3, comporta no máximo 18 elétrons
K 2
L 8
M 18
N 32
O 32
P 18
Q 8
Número Quântico principal (n)
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Número Quântico secundário (l) ou azimutal
Cada nível de energia é constituído por um ou mais subníveis
Designação dos subníveis: s, p, d, f (na prática)
(g, h e i) – existem na teoria
Número quântico secundário (l) pode assumir qualquer valor inteiro entre 0 e (n-1)
Quando n = 1, há apenas um valor possível para l: (0)zero.
No primeiro nível de energia, só existe um subnível: o subnível s
Quando n = 2, há dois valores possíveis para l: 0 e 1
Então, no segundo nível de energia existem dois subníveis s e p.
Para um número quântico principal n, teremos n subníveis possíveis.
Generalizando para outros valores de n, temos:
Número Quântico secundário (l)
Número Quântico secundário (l)
Número máximo de elétrons em cada subnível
Nelétrons=2(2l + 1)
Por exemplo, para o subnível s, onde l = 0, temos:
2. (2l + 1) = 2
Portanto, 2 elétrons são permitidos para o subnível s.
Generalizando para os outros valores de l, temos:
Uma observação experimental subníveis do mesmo nível têm energias diferentes.
Ou seja,
Seus subníveis sempre aumentam de energia
s < p < d < f
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Distribuição eletrônica
Proposta por Linus Pauling- químico quântico
Número quântico principal Número quântico secundário
Relação
Níveis de Energia Subníveis de Energia
(n) (l)
Representação esquemática da distribuição dos elétrons de um
átomo de um determinado elemento Relação Direta entre níveis e subníveis
Por exemplo:
2p
Nível Subnível
Distribuição eletrônica
Distribuição eletrônica
Pauling também estabeleceu que:
Energia de cada subnível é dada pela soma do número quântico principal (n) com o número quântico secundário (l)
E = n + l
Subnível 3d mais
energético que 4s
Distribuição eletrônica
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Distribuição eletrônica
Efetuando a soma de E = n+l para todos os subníveis conhecidos, temos a ordem energética:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d
Distribuição eletrônica
Pode-se, então, fazer a distribuição eletrônica a partir do número atômico do elemento:
n sx nível
subnível s
Número de elétrons existentes no subnível
Exemplo: Átomo de Hidrogênio
1H 1s1
Nível 1 subnível s Apenas 1 elétron
Distribuição eletrônica de íons
Íons são formados de átomos por ganho ou perda de elétrons. (Ocorre sempre na camada de valência)
Cátions ou íons positivos
Formado pela perda de elétrons
Exemplo: 11Na
Config. Eletrônica (CE): 1s2 2s2 2p6 3s1
Perda de 1 elétron (Na+)
Config. Eletrônica: 1s2 2s2 2p6
Ânions ou íons negativos
Formado pelo ganho de elétrons
Exemplo: 16S
CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Ganho de 2 elétrons (S2-)
CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Distribuição eletrônica de íons
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Distribuição eletrônica
De acordo com o princípio da Incerteza de Heisemberg, não se pode afirmar que exista uma órbita definida para o elétron. O mais adequado é considerar que existam regiões, denominadas orbitais, em torno do núcleo.
Relembrando....
Região de maior probabilidade de se encontrar o elétron no átomo
Orbital s
orbital é esférico
mais baixa energia
Suporta no máximo 2 elétrons
Orbital p
Suporta no máximo 6 elétrons
Número Quântico magnético (m ou ml)
Indica a orientação dos orbitais no espaço
Para cada orbital, temos um determinado número quântico magnético
m = -l, .....0......+l
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Representação gráfica de um orbital
Número Quântico magnético (m ou ml)
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Relação do subnível com o orbital
Número Quântico spin (s ou ms)
Diferencia os elétrons de um mesmo orbital de acordo com sua rotação
s
+1/2
-1/2
Distribuição Eletrônica em Orbitais
Princípio de exclusão de Pauli: “Num orbital existem no máximo 2 elétrons com spins opostos”
Regra de Hund: elétrons, ao entrarem em uma
subcamada contendo mais do que um orbital, serão
espalhados sobre os orbitais disponíveis com seus spins na
mesma direção.
2He: 1s2
7N: 1s2 2s2 2p3