TEORIAS ATÔMICAS. Menor partícula possível de um elemento (Grécia antiga) John Dalton (1807)

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1 TEORIAS ATÔMICAS Átomo Menor partícula possível de um elemento (Grécia antiga) John Dalton (1807) 1. Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas chamadas átomos; 2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; 3. Um composto é constituído por átomos de mais de um elemento; 4. Numa reação química, os átomos não são criados nem destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias. ( ) 3ª hipótese Lei das proporções definidas (Proust) Amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção em massa dos seus elementos constituintes 1

2 4ª hipótese Lei das proporções múltiplas Se 2 elementos podem se combinar para formar mais de um composto, as massas de um elemento que se combinam com dada massa do outro elemento estão na razão de números pequenos e inteiros Exemplo = CO e CO 2 Elemento químico Átomo Substância composta por um único tipo de átomo Unidade básica de um elemento que pode participar de uma combinação química JJ Thomson(1897) Descoberta do elétron (tubo de raios catódicos) ( ) Quando se liga as 2 placas metálicas a uma fonte de alta tensão, no tubo com vácuo, a placa carregada negativamente, denominada catodo, emite uma radiação invisível. Os raios catódicos são atraídos para a placa com carga positiva, conhecida com anodo, passam por um orifício e continuam o percurso até a outra extremidade do tubo. Quando os raios atingem a superfície coberta com um revestimento especial, produzem uma fluorescência forte

3 JJ Thomson(1897) Os elétrons estão embutidos numa esfera com carga positiva distribuída uniformemente Cada átomo deve conter um número suficiente de cargas positivas para cancelar a carga negativa pudim de passas Mediu ao valor de e/m e, a razão entre a magnitude da carga do elétron e e sua massa m e Millikan ( ) Determinação da carga do elétron m e = 9,1 x C Massa do elétron - 1,6022 x C 3

4 1895 Descoberta dos raios X (Röntgen) radioatividade Marie Curie ( ) Emissão espontânea de partículas e/ou radiação (Partículas α, β e ) 2 prêmios Nobel Rutherford (1910) Junto com Geiger e Marsden ( ) A carga positiva está concentrada no núcleo do átomo Partícula positiva = PRÓTON Partícula negativa = ELÉTRON (dispersos no espaço ao redor do núcleo 100 mil vezes maior!!!) 4

5 Dúvida: porque o Hélio é 4 vezes mais pesado do que o Hidrogênio, se ele possui apenas 1 próton a mais? Em 1932, descobriu a 3ª partícula subatômica. Como ela era eletricamente neutra com uma massa ligeiramente superior à massa do próton, deu-lhe o nome de NÊUTRON Chadwick ( ) Carga Partícula Massa (g) Coulomb Unidades de carga Elétron 9,10939 x ,6022 x Próton 1,67262 x ,6022 x Nêutron 1,67493 x Número atômico (Z) = é o número de prótons no núcleo de cada átomo de um elemento químico Número de massa (A) = é o número total de prótons e nêutrons presentes no núcleo de um átomo de um elemento químico A = Z + n 5

6 Isótopos = átomos que têm o mesmo Z, mas com A diferentes N 0 de massa N 0 atômico A X Z 1 H 1 1 H 2 1 H 3 Isótopos do hidrogênio 1900 Planck descobriu que os átomos e moléculas emitem energia apenas em determinadas quantidades discretas (quanta) Teoria quântica E = h h = constante de Planck (6,626 x J.s) = frequência de uma onda Onda = perturbação vibracional com transmissão de energia Frequência ( ) = é o número de ondas que passam por determinado ponto a cada segundo Comprimento de onda ( ) = distância entre pontos idênticos em ondas sucessivas Como = c/ E = h c/ fóton C = 3,0 x 10 8 m/s Radiação eletromagnética É a emissão e transmissão de energia na forma de ondas eletromagnéticas 6

7 Espectro eletromagnético 1905 Efeito fotoelétrico (Einstein) Elétrons são expelidos da superfície de certos metais expostos a uma luz de determinada frequência mínima, denominada frequência limite. O número de elétrons expelidos é proporcional à intensidade da radiação, mas as energias dos elétrons não. ( ) Prêmio Nobel em

8 1913 Bohr apresenta uma explicação teórica para o espectro do hidrogênio Níveis de energia (fundamental e excitado) Órbitas circulares para o átomo de H Um elétron originalmente numa órbita de energia mais elevada passa p/ uma órbita de energia mais baixa. Como resultado, um fóton com energia h é emitido Niels Bohr ( ) Dúvida: Por que o elétron limita-se a orbitar, em torno do núcleo, a determinadas distância fixas? 1924 De Broglie anunciou o dualismo partícula-onda da matéria Todas as matérias devem ser entendidas como tendo propriedades de uma onda = h/mv m = massa da partícula V = velocidade O comprimento de onda está associado a uma partícula em movimento, sua massa e sua velocidade 8

9 Dúvida: Como pode ser especificada a posição de uma onda? Princípio da incerteza de Heisenberg Mecânica quântica É impossível determinar ao mesmo tempo, e com certeza, o momento linear (produto da massa pela velocidade) e a posição de uma partícula Orbital atômico Números quânticos Função de onda de um elétron em um átomo Derivam da solução matemática da equação de Schrödinger para o átomo de H Número quântico principal (n) Valores = 1, 2, 3, 4,... Está relacionado com a distância média entre o elétron em determinado orbital e o núcleo Número quântico de Momento Angular (l) Refere-se ao formato dos orbitais Valores = 0, 1, 2,... n-1 l Nome do orbital s p d f g h Número de orbitais

10 Número quântico Magnético (m l ) Valores = m l Número quântico de spin eletrônico (m s ) Valores = 1/2 Descreve a orientação do orbital no espaço Descreve o movimento de rotação do elétron em torno do próprio eixo Configuração Eletrônica Distribuição dos elétrons nos diversos orbitais atômicos Linus Pauling ( ) Os quatro números quânticos para um elétron em um orbital 3p 3, 1, -1, - ½ 3, 1, -1, + ½ 3, 1, 0, - ½ 3, 1, 0, + ½ 3,1, 1, - ½ 3,1, 1, + ½ Princípio de Aufbau

11 Princípio de Exclusão de Pauli Configuração Eletrônica 12Mg 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2 3s 2 Dois elétrons em m átomo não podem ter os quatro números quânticos iguais N 0 quântico principal N 0 de elétrons no orbital ou subcamada N 0 quântico de momento angular Regras: 1. Adicione elétrons, um após o outro, aos orbitais. Porém, não coloque mais de dois elétrons em cada orbital; 2. Se mais de um orbital em uma subcamada estiver disponível, adicione elétrons com spins paralelos aos diferentes orbitais daquela subcamada até completá-la, antes de emparelhar dois elétrons em um dos orbitais. Regra de Hund O arranjo mais estável dos elétrons em subcamadas é aquele que contém o maior número de spins paralelos 11

12 Configuração Eletrônica 35Br 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 4p 5 Distribuições possíveis 12

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