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1 Estrutura Atômica Clique para editar o estilo do subtítulo mestre

2 Evolução dos Modelos Atômicos 1º) Demócrito e Leucipo (400 a 500 a.c) -filósofos gregos -átomo indivisível. 2º) Modelo Atômico de Dalton (1808)- Lei de Dalton das proporções definidas: Quando dois elementos formam diferentes compostos, a proporção da massa dos elementos em um composto estárelacionada àproporção da massa do outro através de um número inteiro pequeno. John Dalton ( )

3 Bola de Bilhar - Esférico, maciço, indestrutível, indivisível, homogêneo e neutro; 1.Todos os átomos de um dado elemento são idênticos. 2. Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes. 3. Os átomos têm a capacidade de se "juntar" (ligar) e formar "átomos compostos" (= hoje são chamados moléculas). 4. Em uma reação química, os átomos não são criados e nem destruídos, consiste de um rearranjo de átomos para produzir novas substâncias.

4 Eletricidade e Radioatividade Uma das evidências de que os átomos eram compostos de partículas menores (subatômicas), vem do trabalho de madame Marie Curie ( ). Ela descobriu a radioatividade, desintegração espontânea de alguns elementos em pedaços menores

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6 3º) Modelo Atômico de Thomson (1897)- Tubos de raios catódicos Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa de um elétron é 1, C/g. Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar sua massa.

7 O átomo de Thomson O átomo é maciço, esférico de matéria com carga positiva e com elétrons incrustados na superfície.

8 Raios catódicos e elétrons Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no elétron é 1,60 x C. Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 10 8 C/g, Millikan calculou a massa do elétron: 9,10 x g. Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é 9,10939 x g.

9 Experimento de Rutherford (1910)

10 Rutherford demonstrou que a maior parte do átomo era espaço vazio, estando a carga positiva localizada no núcleo (ponto central do átomo), tendo este a maior parte da massa do átomo. Os elétrons estariam girando em torno do núcleo.

11 Ondas eletromagnéticas James Maxwell (1864) : desenvolveu uma teoria eletromagnética para a luz.

12 λν= c (1s-1 = Hz..) A velocidade da luz no vácuo c = 2, x 10 8 m s -1 (~ Km s -1 )

13 Espectro eletromagnético

14 Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum. A relação entre a energia e a frequência é onde h é a constante de Planck (6, J s). Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa versus a subida em uma escada: Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto na escada há uma alteração gradual e quantizada na altura.

15 O efeito fotoelétrico e fótons O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - quantização. Se a luz brilha na superfície de um metal, há um ponto no qual os elétrons são expelidos do metal. Os elétons somente serão expelidos se a frequência mínima é alcançada. Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido. Acima da frequência mínima, o número de elétrons expelidos depende da intensidade da luz.

16 O efeito fotoelétrico e os fótons Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons. A energia de um fóton: E = hν

17 Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido. Acima da frequência mínima, o número de elétrons expelidos depende da intensidade da luz.

18 Espectro Contínuo

19 Espectros de linhas A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada de monocromática. A radiação que se varre uma matriz completa de diferentes comprimentos de onda é chamada de contínua. A luz branca ou a luz solar pode ser separada em um espectro contínuo de cores. Observe que não há manchas escuras no espectro contínuo que corresponderiam a linhas diferentes.

20 Espectro do gás H 2 excitado

21 Espectros de linhas Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do hidrogênio se encaixam em uma simples equação. 1 λ 1 1 R 2 2 n = 2 onde R é a constante de Rydberg (1, m -1 ), n = número inteiro (n > 2).

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23 Bohr e o átomo de Hidrogênio (1923) Niels Bohr, físico holandês, foi o primeiro a promover a conexão entre espectros de emissão atômicos e as idéias de Planck e Einstein. No modelo atômico de Rutherford, os elétrons se moviam em ÓRBITAS circulares ao redor do núcleo positivo. Niels Bohr ( )

24 Sendo o núcleo positivo, o elétron eventualmente iria perder energia emitindo luz até colidir com o núcleo (destruição da matéria) Assim Bohr introduziu a idéia de que o elétron então ocuparia apenas certas órbitas ou níveis de energia no qual ele é estável. Bohr introduziu a idéia de QUANTIZAÇÃO. Ou seja a Energia do elétron é quantizada

25 O modelo de Bohr Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas. Após muita matemática, Bohr mostrou que E = ( 18 ) J n 2 onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, e nada mais).

26 O modelo de Bohr A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa. A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e corresponde à energia zero. Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através da absorção e da emissão de energia em quantum (hν).

27 O modelo de Bohr Podemos mostrar que E = hν = hc λ ( ) J n f n i Quando n i > n f, a energia é emitida. Quando n f > n i, a energia é absorvida. =

28 O modelo de Bohr As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de energia no átomo.

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30 Limitações do modelo de Bohr Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas.

31 Dualidade Partícula-Onda L. de Broglie ( ) O espalhamento de um feixe de elétrons por um cristal de Ni mostra variação de intensidade característica de uma difração, na qual as ondas interferem construtivas e destrutivas em diferentes direções. A experiência de Davisson-Germer

32 L. de Broglie em 1924 propôs que todos os objetos que se movem (o elétron também) apresentam propriedades de onda. Para a luz: E = mc 2 E = hν = hc /λ Portanto, mc = h/ λ E para partículas Massa x velocidade = p (quantidade de movimento) = h /λ λ = h/mv

33 Difração de elétrons por uma fina folha de ouro (G.P. Thomson) Difração de elétrons

34 Princípio da Incerteza O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente. Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente. Se x é a incerteza da posição e mv é a incerteza do momento, então: x mv h 4π

35 Equação de Schrodinger E. Schrodinger Schrodinger aplicou a idéia do elétron se comportar como onda para o problema dos elétrons nos átomos; Ele desenvolveu a EQUAÇÃO DE ONDA para o átomo de H; A solução fornece um conjunto de expressões matemáticas chamada de FUNÇÃO DE ONDA, Y; Cada função de onda ou ORBITAL descreve um nível de energia permitido para o elétron. Quantização é introduzida naturalmente.

36 FUNÇÃO DE ONDA, Ψ Ψ é composta de uma função radial, R e uma função angular, Y Ψ = R(r). Y(θ,Φ) Cada Ψ corresponde a um ORBITAL - região do espaço onde o elétron pode ser encontrado. Ψ NÃO descreve a localização exata do elétron. Ψ 2 é proporcional a probabilidade de encontrar o e- num determinado ponto.

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38 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. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.

39 Orbitais e números quânticos 2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 3. O número quântico magnético, m l. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço.

40 Orbitais e números quânticos

41 nome símbolo significado do orbital faixa de valores número quântico principal camada número quântico azimutal subnível número quântico magnético deslocamento de energia número quântico de spin spin

42 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau. Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para um sistema de um só elétron. À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor.

43 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos

44 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos

45 Representações orbitias Orbitais s Todos os orbitais s são esféricos. À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero. Em um nó, Ψ 2 = 0 Para um orbital s, o número de nós é n-1.

46 Representações orbitias

47 Representações orbitias Orbitais s

48 Representações orbitias Orbitais p Existem três orbitais p, p x, p y, e p z. Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema cartesiano. As letras correspondem aos valores permitidos de m l, -1, 0, e +1. Os orbitais têm a forma de halteres. À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.

49 Representações orbitias Orbitais p

50 Representações orbitias Orbitais d e f Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z. Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z. Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.

51 Representações orbitias

52 Átomos polieletrônicos Orbitais e suas energias Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados. Para n 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons interagem entre si. Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas com muitos elétrons.

53 Átomos polieletrônicos Orbitais e suas energias

54 Átomos polieletrônicos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas minimamente espaçado. Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê. Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os átomos foram então detectados. Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.

55 Átomos polieletrônicos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli

56 Átomos polieletrônicos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos m s = número quântico de rotação = ± ½. O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.

57 Átomos polieletrônicos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Na presença de um campo magnético, podemos elevar a degeneração dos elétrons.

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59 Configurações eletrônicas Regra de Hund As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento estão localizados. Três regras: - Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. - Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli). - Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).

60 Configurações eletrônicas Configurações eletrônica condensadas O neônio tem o subnível 2p completo. O sódio marca o início de um novo período. Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como Na: [Ne] 3s 1 [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].

61 Configurações eletrônicas 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.

62 Configurações eletrônicas Lantanídeos e actinídeos Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. Observe: La: [Kr]6s 2 5d 1 4f 1 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.

63 Configurações eletrônicas e a tabela periódica 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 têm o orbital p preenchido. Os grupos 3-12 têm o orbital d preenchido. Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

64 Configurações eletrônicas e a tabela periódica

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