Teoria Atômica QUÍMICA GERAL

Transcrição

1 Teoria Atômica QUÍMICA GERAL

2 Do que é feita a matéria? o Por volta de 440 a.c. Empédocles sugeriu que a matéria era composta pela mistura de 4 elementos: água, terra, ar e fogo. o Por volta de 400 a.c. Demócrito, outro filósofo grego, propôs que os elementos eram formados por pequenas partículas que não podiam mais ser divididas, chamadas de átomos. Átomos = indivisível o Filósofos indianos também sugeriram esta ideia por volta da mesma época.

3 O átomo de Dalton o John Dalton, químico e físico inglês, em 1803 retomou a ideia de Demócrito. o Desenvolveu sua teoria atômica com evidências experimentais, baseando-se nas leis da conservação das massas e das proporções definidas.

4 Teoria atômica de Dalton 1. Toda matéria é composta de partículas fundamentais os átomos. 2. Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem destruídos. 3. Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades. 4. As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos. 5. Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.

5 O átomo de Thomson o J. J. Thomson, físico inglês, em 1897 provou a existência de partículas negativas nos átomos os elétrons. o O átomo não é indivisível!

6 O experimento com o tubo de Crookes o Thomson selou um gás em tubo contendo dois eletrodos (tubo de crookes ou de raios catódicos). o Os eletrodos foram conectados a uma fonte de alta voltagem, formando-se então, um feixe de luz. o O feixe de luz estava sempre presente, independente do gás presente ou do metal utilizado para os eletrodos. o Provou que o feixe de luz era composto por partículas com carga negativa devido ao desvio que o feixe sofre quando submetido a um campo elétrico ou magnético.

7 O átomo de Thomson o Thomson propôs que o átomo era composto de partículas carregadas negativamente (elétrons) em uma esfera carregada positivamente modelo pudim de ameixas. elétrons matéria carregada positivamente

8 Cálculo da massa e da carga de um elétron o Posteriormente, determinou-se experimentalmente que um elétron apresenta: o Massa igual a 9, g. o Carga elétrica igual a -1, C.

9 O átomo de Rutherford o Ernest Rutherford, físico e químico neozelandês/britânico, realizou em 1912 um experimento que culminou em novas descobertas. o Experimento: uma fonte radioativa emitiu partículas α (partículas com carga positiva) na direção de uma fina folha de ouro.

10 O átomo de Rutherford o A grande maioria das partículas atravessou a folha de ouro em linha reta com pouca ou nenhuma deflexão. oconclusão: o O átomo é formado por um núcleo minúsculo compreendendo toda a carga positiva e praticamente toda a massa do átomo; o Os elétrons estão distribuídos em uma região extra-nuclear (eletrosfera) que é principalmente um espaço vazio.

11 Do que o núcleo é composto? o Em 1914, Rutherford demonstrou a existência de uma partícula com massa muito maior do que o elétron e com carga igual em grandeza, mas de sinal oposto ela foi denominada de próton. o Os prótons constituiriam a carga positiva do núcleo atômico. o No entanto, os prótons sozinhos não conseguiam compor a massa dos núcleos.

12 Do que o núcleo é composto? o Em 1932, o físico inglês James Chadwick comprovou a existência de uma partícula com massa semelhante a do próton e com carga neutra a denominou de nêutron. Partícula Carga Elétron -1 Próton +1 Nêutron 0

13 O átomo de Rutherford o Um núcleo contendo prótons e nêutrons e uma eletrosfera contendo os elétrons em movimento. o Obs.: É importante perceber como o núcleo é extremamente pequeno em comparação com o restante do átomo. Se seu núcleo fosse do tamanho de uma bola de tênis, o átomo inteiro teria um diâmetro aproximado de 6,4 km.

14 O número atômico e o número de massa o Um átomo de determinado elemento é especificado por dois números inteiros: o O número atômico (Z) corresponde ao número de prótons no núcleo. o O número de massa (A) corresponde ao número total de núcleons (prótons + nêutrons). o Logo, o número de nêutrons no núcleo é igual a A Z. A ZX 12 6C 16 8O

15 Isótopos o Átomos de um mesmo elemento podem ter diferentes números de massa devido a presença de diferentes números de nêutrons em seu núcleo. Átomos Prótons Nêutrons Elétrons 1 H (prótio) H (deutério) H (trítio) O O O U U U

16 Isótopos o Possuem as mesmas propriedades químicas que são definidas pelo número atômico. o Possuem diferentes propriedades físicas que dependem do número de massa, como é o caso da densidade. o Possuem também diferentes propriedades nucleares havendo alguns radioisótopos, ou seja, átomos que possuem as mesmas propriedades químicas do isótopo que não é radioativo, mas com a diferença de que emitem radiações de seu núcleo. o Exemplo: oc-12 não radioativo oc-13 não radioativo oc-14 radioativo

17 Massa atômica o Número de massa massa atômica: o Número de massa = número inteiro que representa o número de partículas no núcleo. o Massa atômica de um elemento = média ponderada das massas de todos os seus isótopos de ocorrência natural (abundância isotópica). Portanto, não são números inteiros.

18 Massa atômica o Uma unidade de massa atômica (1 u) é definida como sendo 1/12 da massa do isótopo de carbono mais comum ( 12 6 C). o 1 u = 1, g.

19 Massa atômica o Exemplo: o O cobre ocorre na natureza como uma mistura isotópica de 69,09% de 63 Cu (massa = 62,93 u por átomo) e 30,91% de 65 Cu (massa = 64,95 u por átomo). Qual é a massa atômica do cobre? Resposta: A massa atômica do cobre é 63,55.

20 O átomo de Bohr o Em 1913, o dinamarquês Niels Borh colocou a seguinte questão: o Se os elétrons são carregados negativamente e o núcleo do átomo é carregado positivamente, por que os elétrons que orbitam o núcleo não colidem com o núcleo?

21 O átomo de Bohr o Quando átomos são aquecidos ou submetidos a descargas elétricas, eles absorvem energia que em seguida é emitida como radiação. o Passando uma descarga elétrica através do gás hidrogênio, este emite luz na região do visível do espectro eletromagnético gerando uma série de linhas com diferentes comprimentos de onda.

22 O átomo de Bohr o Espectro eletromagnético o Espectro do hidrogênio na região do visível (Série de Balmer)

23 A teoria atômica de Bohr o Bohr propôs um modelo atômico onde os elétrons se movem em torno do núcleo em orbitas circulares, semelhante ao movimento dos planetas em torno do sol. 1. Um elétron não emite energia enquanto permanecer numa mesma órbita, e portanto, não deve sofrer desaceleração. 2. Quando um elétron passa de uma órbita a outra é porque ele irradiou ou absorveu energia. Se ele se moveu em direção ao núcleo, houve emissão de energia e, se ele se afastou do núcleo, houve absorção de energia. 3. Para que um elétron permaneça em sua órbita, a atração eletrostática entre o núcleo e os elétrons que tende a puxar os elétrons em direção ao núcleo deve ser igual a força centrífuga que tende a afastar o elétrons.

24 A teoria atômica de Bohr o Explicação para o espectro atômico do hidrogênio. o Obs.: os átomos podem encontrar-se no estado fundamental ou excitado.

25 A natureza dual dos elétrons o Na década de 1920 observou-se os elétrons podiam se comportar como partículas ou ondas, dependendo do experimento específico. Difração de elétrons comportamento ondulatório

26 O princípio da incerteza de Heisenberg o O elétron é pequeno demais para ser visto, ele só pode ser observado quando submetido a uma perturbação. o Werner Heisenberg formulou que quanto mais exatamente pudermos determinar a posição de um elétron, tanto menor será a exatidão com que poderemos estimar sua velocidade, ou vice-versa. o O conceito de elétrons movimentando-se em uma órbita definida, na qual pode se calcular com exatidão a sua velocidade e a posição, deve ser substituído pela probabilidade de se encontrar um elétron numa determinada posição ou volume do espaço.

27 A função de onda de Schrödinger o Erwin Schrödinger combinou o princípio da incerteza de Heisenberg com o modelo atômico de Bohr para descrever a forma dos orbitais atômicos (região de máxima probabilidade de se encontrar um elétron).

28 Os números quânticos o Cada elétron presente em um átomo é identificado pelo seu conteúdo energético, que é expresso por 4 códigos numéricos denominados números quânticos. o Número quântico principal (n) o Define a órbita (nível de energia principal) na qual o elétron se encontra. o Pode assumir valores iguais a 1, 2, 3, 4...

29 Os números quânticos o Número quântico azimutal ou secundário (l) o Indica o subnível de energia no qual o elétron está. o Pode ter valores de 0 a n 1. n n - 1 l ou , 1 ou , 1, 2 ou 3 l Subnível 0 s 1 p 2 d 3 f

30 Os números quânticos o Número quântico magnético (m l ) o Indica a orientação dos orbitais no espaço. o Os valores podem variar entre l,..., 0,..., +l. Subnível l m l Representação gráfica s 0 0 p 1-1, 0, +1 d 2-2, -1, 0, +1, +2 f 3-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

31 Os números quânticos o Número quântico de spin (m s ) o Indica o sentido da rotação dos elétrons. o Em cada orbital pode existir até 2 elétrons que não se repelem porque giram sobre seu próprio eixo em sentido oposto. o Pode assumir os valores +½ ou -½.

32 O princípio da exclusão de Pauli Um elétron em um átomo não pode apresentar os quatro números quânticos exatamente iguais a nenhum outro. o São necessários três números quânticos n, l e m l para definir um orbital. o Cada orbital pode conter até dois elétrons desde que tenham spins opostos.

33 A regra de Hund Quando um átomo encontra-se em seu estado fundamental, o número de elétrons não emparelhados em um dado nível energético deve ser máximo. o A permanência dos elétrons desemparelhados, ou seja, com spins paralelos ocasiona uma menor repulsão intereletrônica. o Exemplo: átomo de nitrogênio no estado fundamental 7 elétrons.

34 O princípio de Aufbau (diagrama de Pauling) o Método utilizado para distribuir os elétrons na eletrosfera de átomos ou íons. o Os elétrons devem ocupar primeiramente os níveis energéticos mais baixos. número quântico principal 1s 2 quantidade de elétrons no número quântico secundário número quântico secundário

35 Exemplos: distribuição eletrônica o 12 Mg o Ordem energética: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2. o Ordem geométrica: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2. o 30 Zn o Ordem energética: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 10. o Ordem geométrica: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 3d 10, 4s 2. o 50 Sn o Ordem energética: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 10, 4p 6, 5s 2, 4d 10, 5p 2. o Ordem geométrica: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 3d 10, 4s 2, 4p 6, 4d 10, 5s 2, 5p 2.

36 Recapitulação: teoria atômica