Estrutura Atômica e Propriedades Periódicas

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1 Universidade Federal de Campina Grande Centro de Ciências e Tecnologia Agroalimentar Unidade Acadêmica de Tecnologia de Alimentos Profa. Roberlucia Araújo Disciplina: Química Geral Estrutura Atômica e Propriedades Periódicas

2 Teoria Atômica da Matéria Séc. V a.c, Filósofos gregos Leucipo e Demócrito: definem o átomo como a menor partícula indivisível da matéria; Em 1807, J. Dalton, medindo as razões entre as massas dos elementos que se combinam para formar assubstâncias, propôs que: Todos os átomos de umdado elemento são idênticos. Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes. Um composto tem uma combinação específica de átomos de mais de um elementos. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias; Modelo Atômico de Dalton visto como uma minúscula partícula (esfera) maciça, indivisível, homogênea, e de massa e volume que variavam de acordo com o elemento químico.

3 A DESCOBERTA DA ESTRUTURA INTERNA DO ÁTOMO Em 1897, J. J. Thomson descobri a 1ª partícula subatômica, o elétron, ao investigar os raios catódicos. E consegue medir a razão entre a magnitude da carga e massa do elétron. e m 176, 10 8 C g 1 Tubo de raios catódicos R. Millikan (1909), determinou a carga e a massa do elétron, com a experiência da gota de óleo: q = 1,6 x C e m = 9,11 x g

4 Modelo Atômico de Thomson ( pudim de ameixa ) Estabeleceu que o átomo consistia em uma esfera positiva uniforme de matéria, na qual os elétrons estavam incrustados.

5 A descoberta da 2ª Partícula subatômica: o próton Em 1886 foi desenvolvido por E Goldstein, utilizando aparelhagem semelhante ao de Thomson, a inversão do feixe de raios. Ou seja, observou o aparecimento de feixes luminosos no sentido contrário ao dos elétrons E concluiu a existência de cargas elétricas positivas. Posteriormente, E Rutherford (1904) estudando o mesmo experimento, detectou a presença de partículas com cargas elétrica positiva ainda menores, cuja massa é de aprox vezes, e as chamou de prótons.

6 Em 1896, surge a descoberta da Radioatividade por Henri Becquerel. E com a colaboração de Marie Curie conduziram experiências radioativas. E logo depois, Rutherford revela os três tipos de radiação: alfa (α), beta (β) e gama (γ).

7 Em 1908, E. Rutherford e seus colaboradores conduziram experiências de partículas alfa por uma folha metálica, buscando explicar o espalhamento das partículas α. Resultando na região de carga positiva do núcleo atômico.

8 Modelo Atômico Rutherford Neste modelo nuclear do átomo, todas as cargas positivas e quase toda a massa estão concentradas no pequeno núcleo, e todos os elétrons com carga negativa os circundam. As partículas neutras (os nêutrons), foram descobertos em 1923 por James Chadwick. As Propriedades das partículas subatômicas são: Partículas Símbolo Carga Massa elétron e ,109 x próton p +1 1,673 x nêutron n 0 1,673 x Consiste de Prótons e nêutrons, local onde toda a massa do átomo está concentrada. E o resto do átomo é o espaço cujos os elétrons, se localizam.

9 Isótopos, Número Atômico e Número de Massa Os isótopos são átomos com o mesmo número atômico (Z), mas diferente número de massa (A). Estas massas e as abundância isotópicas são determinadas, atualmente, pela técnica de espectrometria de massa; O numero atômico (Z) é : Z p Ex: Para o Hidrogênio, Z=1, ou seja, 1 próton e O numero de massa (A) é: A Z n Ex: O neônio existe em 3 tipos de números de massas, com 20, 21 e 22. Para cada neônio tem-se Z=10, logo, eles contem respectivamente 10, 11 e 12 nêutrons.

10 Bohr x Rutherford O dilema da estabilidade do átomo (Interação da radiação com a matéria) Natureza Ondulatória da luz c=λν = 3,0 x10 8 m/s

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12 Espectro Eletromagnético A cor da luz depende de sua freqüência ou comprimento de onda. Se o comprimento de onda for menor, a freqüência é maior, e vice versa.

13 Energia Quantizada e Fótons Século XX: os físicos alemães Max Planck e Albert Einstein mostraram independentemente que todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como se fossem compostas por minúsculos pacotes de energia, denominados fótons. Cada fóton tem uma energia proporcional à freqüência da radiação. hc E h ou E h = cte de Planck (6,63 x J.s) Efeito Fotoelétrico

14 Espectro Atômico e o Modelo de Bohr Os cientistas (século XIX), buscavam explicar por que os átomos gasosos emitem luz apenas em algumas determinadas freqüências. Espectro Contínuo Espectro de Linhas Equação de Johann Balmer-Rydberg: R H 2 n 2 1 n2 Sendo, R H : constante de Rydberg (1, x 10 7 m -1 ), h : constante de Planck (6,626 x J s), n 1 e n 2 são números inteiros (n 2 > n 1 ).

15 Modelo de Bohr Baseou-se na teoria de Planck, a qual admitia que a energia era emitida em pacotes de energia, a que denominou de quantum. E propôs três postulados: 1. Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas, são permitidas para os elétrons em um átomo; 2. Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um estado de energia permitido. Este não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral em direção ao núcleo; 3. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de energia permitido para o outro. Essa energia é emitida ou absorvida como fóton.

16 Modelo de Bohr E E Limitado apenas para o átomo de Hidrogênio J 2 2 n1 n2 J 1 n Sendo, n o número quântico principal Quando o elétron salta de n 1 para n 2, por exemplo, a energia é absorvida. E ao contrário, de uma camada de nível externa para interna, a energia é emitida (radiação eletromagnética).

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18 Modelo da Mecânica Quântica Em 1925, De Broglie considera a luz não apenas com propriedades ondulatórias, mas também como propriedade corpuscular, e sugere o modelo de dualidade partícula-onda para o elétron, cuja equação é: x mv h m h 4 h p Sendo, mv o momento linear da partícula, p. Em 1927, W. Heisenberg estabeleceu que a dualidade ondapartícula elimina a possibilidade de descrever com precisão a localização e o momento linear do elétron. Esta restrição é chamada de Principio da Incerteza de Heisenberg, cuja equação matemática é: Sendo, Δx a incerteza da posição, e Δmv a incerteza do momento.

19 Equação de Schrödinger Em 1927, E. Schrödinger sugere a equação de função de onda, conhecida como equação de Schrödinger, representada pela letra grega (psi), que determina matematicamente a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron. A equação é expressar, Energia total do sistema 2 d V ( x) 2 2m dx E Função dualística Equação simplificada por: H E

20 Orbitais e Números Quânticos A resolução da equação de Schrödinger, fornece as funções de onda e suas energias. As funções de onda são chamadas de Orbitais Atômicos. Cada função de onda pode ser escrita como função das três coordenadas : Ψ (r,θ,φ).

21 Números Quânticos A equação de Schrödinger descreve três números quânticos: 1) Número quântico principal (n) - especifica o nível de energia do elétron e o volume da região do espaço onde o elétron se encontra. Todos os orbitais com o mesmo valor de n tem a mesma energia mesma camada; 2) Número quântico secundário (l) - determina a forma da região do espaço onde o elétron será encontrado. E depende do valor de n, podendo ter valores de l = 0,1,2,...,n-1. São as subcamadas; 1) Número quântico magnético (ml) determina a orientação espacial da região no espaço onde o elétron poderá ser encontrado (orbital). Depende do valor de l, e assumem valores ml = l, l-1,...,-l.

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23 Representação de Orbitais Orbitais s: 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, ψ² = 0; Para um orbital s, o número de nós é n-1.

24 Orbitais p: À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores; Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.

25 Orbitais d: Existem cinco orbitais d; Três dos orbitais d, encontram-se em um plano bissecante aos eixos x, y e z; Dois dos orbitais d, encontram-se 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.

26 Orbitais f: Existem sete orbitais f; Forma muito complexa. Explicar os elementos dos grupos dos lantanídeos e actínideos, além das propriedades dos últimos elementos do bloco d.

27 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. O espectro de linha de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas minimamente espaçado.

28 O elétron tem a propriedade de Spin. O número quântico ms descreve o spin eletrônico quantizado, que pode girar com rotação de ± ½. Esta propriedade pode levar a degeneração do elétron.

29 Princípio da Construção (Distribuição Eletrônica) Três regras: 1. Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.

30 2. Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Princípio da Exclusão de Pauli). Átomo Notação do Orbital Notação Simplificada 1H _ _ 1s 1 2He _ _ 1s 2

31 3. Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund). Configuração eletrônica condensada: [He] representa a configuração eletrônica do Helio. Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].

32 Distribuição Eletrônica no Estado fundamental: Distribuição eletrônica de íons: são íons formados apartir de átomos por ganho ou perda de elétrons, ocorrendo sempre na camada mais externa, chamada de camada de valência. Ex, Li 3 + 1s² 2s¹ 1s² Cl 17-1s² 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s² 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Perde 1 elétron da camada de valência! Ganha mais 1 elétron na camada de valência!

33 Configurações Eletrônicas e Tabela Periódica

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36 Periodicidade das Propriedades dos Átomos Carga Nuclear Efetiva (Z ef ): Z ef = Z-σ Z= Carga nuclear real (nº atômico) σ é o efeito de blindagem Raio Atômico: A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação. Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.

37 Aumenta de cima p/ baixo no grupo, e no período da esquerda p/ direita

38 Raio Iônico: Os raios iônicos geralmente crescem com o valor de n em um grupo e decrescem da esquerda para direita em um período. Os cátions são menores e os ânions são maiores do que os átomos originais.

39 Energia de Ionização (EI): Energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa. X (g) X + (g) + e - (g) I (g) E(X + ) - E(X) Ex: Mg (g) Mg + (g) + e - (g) I 1 (1ª energia de ionização) Mg + (g) Mg 2+ (g) + e - (g) I 2 (2ª energia de ionização) I 1 < I 2 < I 3...

40 Energia de Ionização (EI):

41 Afinidade Eletrônica (AE): É a energia liberada quando um elétron se liga a um átomo na fase gás. X (g) + e - (g) X - (g) E AE E(X) - E(X - ) Ex: Cl (g) + e - (g) Cl - (g) E AE = 3,62 ev, 349 kj.mol -1 Quanto mais negativa a afinidade eletrônica, maior a atração do átomo por um elétron; Uma afinidade eletrônica > 0, indica que o íon negativo é mais alto em energia que o átomo ou elétron separadamente.

42 Metais, Não Metais Metais Têm brilho; varias cores, embora a maioria seja prateada. Os sólidos são maleáveis e dúcteis. Bons condutores de calor e eletricidade. Propriedades Características Não-Metais Não têm brilho; Várias cores. Sólidos são geralmente quebradiços; alguns são duros e outros macios. Pobres condutores de calor e eletricidade. Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos. Tendem a formar cátions em solução aquosa. Muitos óxidos não metálicos são substancias moleculares que formam soluções acidas. Tendem a formar ânions ou oxiânions em solução aquosa.

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