QUÍMICA. A) do egípcio kēme ( chem ) = TERRA; B) do árabe AL-Khemy (alquimia) = QUÍMICA

Transcrição

1 QUÍMICA A) do egípcio kēme ( chem ) = TERRA; B) do árabe AL-Khemy (alquimia) = QUÍMICA

2 QUÍMICA - É a ciência que estuda a matéria e suas transformações ; - Estuda as interações com as substâncias e energia baseada nas estruturas dos átomos, moléculas e outros tipos de agregações.

3 ESTRUTURA DA MATÉRIA A matéria é formada por moléculas, que por sua vez são constituídas por átomos.

4 ESTRUTURA DA MATÉRIA

5

6 SUBSTÂNCIAS

7 MISTURAS a) Material homogêneo (Solução) Apresenta somente uma fase. Ex: etanol e água; ouro 18K (75% de Au e 25% de Cu e/ou Ag); água e açúcar; b) Material Heterogêneo Apresenta mais de uma fase. Ex: água e óleo; leite; sangue.

8 FENÔMENO QUÍMICO - O fenômeno químico transforma a natureza da matéria. H 3 C- CH 2 - OH + 3O 2 2CO 2 + 3H 2 O Reagentes Produtos

9 FENÔMENO FÍSICO O fenômeno físico não altera a natureza da matéria. Estados físicos da matéria

10 MODELOS ATÔMICOS 1) Filosóficos (Gregos) Demócrito ( a.c) A matéria é formada por partículas indivisíveis os átomos. (A = não; tomo = parte). ÁTOMO = não + divisível

11 2) John Dalton (1808) - Esfera maciça; - Indivisível; - Indestrutível; - Sem carga elétrica; Bola de bilhar - Existe um número finito de tipos de átomos na natureza. - A combinação de iguais ou diferentes tipos de átomos originam os diferentes materiais.

12

13 - Os raios catódicos possuem massa. São capazes de mover um pequeno moinho colocado dentro da ampola de William Crookes. - Os raios catódicos caminham em linha reta. Projetam na parede oposta da ampola a sombra de qualquer anteparo que for colocado em sua trajetória. - Os raios catódicos possuem carga negativa. Quando é aplicado um campo elétrico externo à ampola, os raios catódicos se dirigem para o campo positivo.

14 Em 1897, o físico inglês Joseph John Thomson, trabalhando com raios catódicos, concluiu que eles eram parte integrante de toda espécie de matéria, uma vez que a experiência podia ser repetida com qualquer tipo de gás. Thomson denominou então os raios catódicos de elétrons

15 Raios canais prótons Eugene Goldstein (1886) observou que a propagação de um feixe luminoso no sentido oposto ao dos raios catódicos, na ampola Crookes, verificou que esses raios eram constituídos por partículas positivas, 1836 vezes mais pesada do que o elétron. A essas partículas foi dado o nome de prótons (1904).

16 Radioatividade Em 1896, Antoine Henri Becquerel descobriu que certos materiais contendo urânio emitem raios de grande poder de penetração. Becquerel identificou através que esse fenômeno envolve 3 tipos de raio. - Raios alfa - partículas pesadas e positivas - Raios beta - partículas leves e negativas. - Raios gama são radiações eletromagnéticas. Essa descoberta demonstrou que os átomos podem ser divididos

17 3) Joseph John Thomson (1898) - Esfera maciça e positiva; - Divisível; - Indestrutível; - Com elétrons incrustados; Pudim de passas

18 4) Ernest Rutherford Experiência da Lâmina de ouro (1911)

19 4) Ernest Rutherford

20 4) Ernest Rutherford O átomo apresenta duas regiões distintas: - Núcleo e eletrosfera. Núcleo: vezes menor que o átomo! Planetário

21 Descoberta do nêutrons 1932 James Chadwick durante experiências com material radioativo (urânio), Chadwick descobriu partículas sem carga elétrica e com massa semelhante à dos prótons. A essas partículas foi dado o nome de nêutrons.

22 Características das partículas

23 Radiação eletromagnética Natureza da luz: Duas visões do século XVII: Isaac Newton (inglês) acreditava que a luz era composta de partículas; Christian Huygens (holandês) acreditava que a luz era uma onda.

24 Espectro Experimento Isaac Newton (1666) Observou que um raio de luz solar ao passar por um prisma sofre desvio e decomposição. A luz observada não era mais branca e sim formada pelas sete cores do arcoíris: vermelho, laranja, amarelo, verde, azul, anil e violeta. Espectro: é o conjunto de radiações emitidas por uma fonte de luz.

25 Século XIX: A Luz é Onda Thomas Young (1801) experiência da fenda dupla, mostra o fenômeno de interferência da luz e conclui sobre sua natureza ondulatória. Luz é a parte visível da radiação eletromagnética que se propaga em qualquer meio e até mesmo no vácuo.

26 A radiação eletromagnética Radiação eletromagnética pode ser considerada como uma combinação de corrente elétrica alternada e campo magnético que percorre através do espaço com um movimento de onda. Em 1860, James Clark Maxwell unifica o magnetismo com a eletricidade em uma única teoria: Eletromagnetismo.

27 A radiação eletromagnética

28 Espectro eletromagnético O conjunto de todos os valores possíveis de comprimentos de onda da radiação eletromagnética é chamado de espectro eletromagnético.

29 Fótons Efeito Fotoelétrico foi observado em 1887 por Heinrich Hertz e, na sequência, estudado por Phillip Lenard. A luz é composta de partículas energéticas, chamadas fótons, com certo quantum de energia.

30 Teoria Quântica Max Planck (1900) - Energia quantizada O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado átomo, surgindo assim os "números quânticos".

31 Energia do fóton e proporcional a freqüência da radiação eletromagnética: Teoria Quântica

32 Ondas eletromagnéticas

33 Propriedade ondulatória energia quantizada Relacionando as equações 1, 2 e 3: 1) 2) Temos 3) Exemplos: Exercícios

34 Problemas do átomo de Rutherford 1) Força eletrostática átomo instável. 2) Emissões da radiação de gases as orbitas dos elétrons não podem estar a qualquer distância do núcleo (ou a estados da energia específicos)

35 Niels Bohr (1913) Os elétrons podem girar em órbita somente a determinadas distâncias permitidas do núcleo. Um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia.

36 Niels Bohr (1913) Quando há o retorno do elétron à órbita original ocorre a emissão de radiação eletromagnética (emissão de fótons).

37 Séries de emissão de energia

38 - Apesar do modelo atómico de Bohr conseguir explicar qualitativamente as propriedades químicas dos elementos, houve necessidade de determinar valores quantitativos. - Utilizou-se a mecânica quântica, onde se trabalha a fórmula das orbitais (probabilidade matemática). - Tem por objetivo prever o que irá acontecer numa experiência envolvendo elementos químicos.

39 Século XX: A Natureza Dual da Luz Mecânica Quântica: dualidade onda-partícula: - A luz se comporta tanto como onda e como partícula: 1) como onda: onda eletromagnética (interferência etc...) 2) como partícula: efeito fotoelétrico (quantum, fóton etc.)

40 O modelo atômico quântico Propriedade ondulatória do elétron (Luis de Broglie, 1924): - Uma partícula pode apresentar comportamento ondulatório. PARA UM ELÉTRON = h/m.v (de Broglie)

41 Modelo atômico atual Principio da dualidade de Louis de Broglie O elétrons comportam-se como onda e como energia.

42 Caráter dual dos elétrons Luz Fenômenos comuns Emissão/absorção como partícula (hn) Transmissão como onda Na difração Probabilidade de encontrar fótons Resultante das interferências A Luz viaja por meio de ondas que não precisam de meio físico para serem transportadas (diferente de ondas sonoras e água). O elétron sofre difração Em movimento = comportamento ondulatório Em absorção/emissão = partícula

43 Princípio de Incerteza de Heisenberg (1927) Física Clássica: qualquer partícula pode ser medida e descrita de modo exato (determinar simultaneamente sua posição e a velocidade sem perturbar o seu movimento. Física Quântica: para o elétron o ato de medir interfere na partícula e modifica o seu movimento, por isso é impossível determinar simultaneamente, e com precisão a posição e a quantidade de movimento de cada partícula que constitui tais sistemas.

44 Princípio da incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante. Orbital é a região onde é mais provável encontrar um elétron. No modelo atômico de Bohr, o elétron descreve uma órbita. No modelo atômico atual, o elétron ocupa um orbital.

45 Modelo Atômico de Sommerfeld (1916) 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.

46 Erwin Schrödinger (1926) - Equação de onda - Incorpora tanto o comportamento ondulatório como o de partícula do elétron. - Fornece informações sobre a localização do elétron no espaço quando ele está em um estado específico de energia permitido (ORBITAL). - As soluções da equação de Schroedinger levam a funções de onda que se caracterizam pelos números quânticos:

47 Números quânticos 1) Número quântico principal (n): relacionado à distância média elétron-núcleo e aos níveis de energia de Bohr; (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7). 2) Número quântico azimutal ou secundário (l): relacionado à forma dos orbitais, ou seja ao tipo de trajetória dos elétrons; Valor de l Letra usada s p d f

48 2) O Número quântico azimutal está relacionado ao subnível. Possui valores inteiros podendo variar de 0 a n-1. Exemplos: n=1; valor de l = 1-1 = 0 (s) n=2; valores de l=0 e 2-1=1:então (0 e 1) (s, p) n=3; valores de l=0 e 3-1=2:então (0, 1 e 2) (s, p, d) n= 4; valores de l=0 e 4-1=3:então (0,1, 2 e 3) (s, p, d, f). E assim por diante.

49 3) Número quântico magnético de orbital (m l ): a interpretação do quadrado da função de onda (ψ 2 ) gera uma imagem física da distribuição de probabilidade de localização do elétron em certa região do espaço, o orbital (relacionado ao número dos orbitais); O Número de orbitais em um subnível é n 2 : n = 1 1 orbital n = 2 4 orbitais n = 3 9 orbitais n = 4 16 orbitais E assim por diante

50 Número de elétrons: - por orbital = 2; cada nível = 2n 2 : n = 1 2 elétrons; n = 2 8 elétrons; n = 3 18 elétrons n = 4 32 elétrons; n = 5 50 elétrons; n = 6 72 elétrons; n = 7 98 elétrons.

51 Número quântico magnético spin (m s ): indica a orientação permitida para uma nuvem eletrônica no espaço, que está relacionada à forma da nuvem (designada pelo valor de l). Dessa forma, este número quântico varia de -l, até +l.

52 Orbital s Todos os orbitais s são esféricos. A medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.

53 Orbital p Existem três orbitais p, px, py, e pz. Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x, y e z de um sistema cartesiano. Os orbitais têm a forma de halteres. As letras correspondem aos valores permitidos de m l (-1, 0, e +1). À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.

54 Orbitais s, p

55 Orbital d

56 Orbital f

57 Átomos polieletrônicos Repulsão elétron-elétron faz com que os diferentes subníveis estejam em diferentes níveis de energia.

58 Aplicando o Modelo Quântico: o Diagrama de Pauling

59 Distribuição eletrônica - Aufbau 1) Princípio da construção: Os e - devem ocupar os orbitais de menor energia; 2) Princípio de exclusão de Pauli: No máximo 2 e - por orbital, com spins emparelhados; 3) Regra de Hund: Em orbitais de mesma energia (p, d e f). Adicionamos um e - a cada orbital até que cada um seja completado.