Unidade 1. Das Estrelas ao Átomo. Química 10º ano Ano lectivo 2007/2008

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1 Unidade 1 Química 10º ano Ano lectivo 2007/2008

2 Como se obtêm espectros atómicos?

3 Os átomos no estado gasoso são excitados por : chamas a altas temperaturas descargas eléctricas.

4 E Módulo 1 E 2 Energia E 1 Excitação Átomo absorve energia Passa ao estado de maior energia

5 E E 2 Energia E 1 Desexcitação Átomo liberta energia Passa ao estado de menor energia Os átomos são desexcitados quando: regressam ao estado fundamental libertam energia sob a forma de radiação.

6 H 2 rarefeito (baixa pressão) Algumas das riscas situam-se na zona do visível d.d.p. elevada Espectro atómico do H

7 O espectro do átomo de H é um espectro de riscas. As riscas do espectro do H agrupam-se em séries ( cada uma compreende radiações de energia próxima) que correspondem a transições para um mesmo nível energético.

8 Espectro do átomo de Hidrogénio

9 Espectro do átomo de Hidrogénio

10 Riscas visíveis do espectro do átomo de Hidrogénio As energias estão expressas por mole de átomos

11 Modelos do átomo: Evolução do Modelo Atómico; O Modelo Quântico do Átomo.

12 É na Grécia clássica que, pela primeira vez, se sugeriu que a matéria é constituída por partículas. Demócrito (400 a.c.) refere o termo átomo que significa indivisível.

13 Método Científico (observação e experimentação) Estrutura corpuscular da matéria

14 Dalton(início do séc. XIX) admitiu que a matéria era formada por átomos indivisíveis. O átomo era uma pequena esfera maciça. Modelo atómico de Dalton ( Bola de bilhar )

15 J.J. Thomson, Descoberta do electrão Átomos neutros Modelo de Thomson (1899) ( bolo de passas ) Cargas negativas (electrões) Carga positiva

16 Rutherford (1911) fez passar um feixe de partículas α (He 2+ ) através de uma finíssima folha de ouro.

17 Interpretação da experiência de Rutherford: He 2+ He 2+??? Carga positiva Electrão (carga negativa) Electrão (carga negativa)

18 Algumas partículas passavam (grandes espaços), mas outras eram desviadas por algo com carga positiva??? que repelia as partículas α. Descoberta do Núcleo.

19 Bohr (1913), considera o átomo com uma estrutura semelhante ao sistema solar (modelo planetário).

20 O electrão (com carga negativa) movia-se em torno do núcleo (com carga positiva) atraído por forças electrostáticas que compensavam a força centrifuga, que tendia a afastá-lo.

21 Bohr considerou as órbitas descritas pelo electrão como sendo circunferências. O electrão do átomo de H só poderia mover-se em certas órbitas a que correspondiam certas energias (energia quantificada). Quando o electrão mudava de órbita, absorvia ou libertava energia.

22 Menor energia E i E f Núcleo Absorção de energia Energia Energia absorvida absorvida E f -E i

23 E i E f Maior energia Núcleo Libertação de energia Energia libertada Energia libertada E f -E i

24 ΔE ΔE ΔE Átomos excitados suficientemente afastados (estado gasoso) libertam a energia sob a forma de radiação. Energia da radiação emitida = E nf E ni = ΔE

25 Se só são emitidas radiações de algumas energias (riscas) é porque o electrão só pode ocupar estados de energia separados por quantidades finitas ΔE. A interpretação do espectro do átomo de hidrogénio levou a considerar que: a energia do electrão no átomo estava quantificada.

26 Podemos comparar a quantificação a uma série de esferas iguais assentes sobre os degraus de uma escada. Só haverá esferas com energias de 1,2 J, 1,4 J e 1,6 J; não haverá esferas com energias intermédias. 1,6 J Quando as esferas mudam de degrau libertam / absorvem 0,2 J (1,6 1,4; 1,4 1,2; etc.). 1,2 J 1,5 J

27 Se os níveis E i fossem infinitamente próximos (ou seja, se não houvesse níveis...), seriam emitidas radiações de energias infinitamente próximas e os espectros seriam contínuos e não de riscas

28 Bohr deduziu uma expressão para cálculo da energia de cada um dos níveis de energia do átomo de hidrogénio: = 2, n ( ) J E n 2 18 n = 1, 2, 3... Número quântico (principal) n Define os diferentes estados estacionários em que o electrão do átomo de H se pode encontrar.

29 Quando os átomos de hidrogénio são excitados, por regresso ao estado fundamental, emitem radiações (espectro de riscas), cujas energias e comprimentos de onda podem ser previstos.

30 Notar que: Os níveis se vão aproximando à medida que n aumenta; Quando o electrão, em repouso, está fora da acção do núcleo, a sua energia considera-se nula, E = 0.

31 Teremos então: E Electrão livre 0 Electrão fora do átomo (energia qualquer) Electrão livre H + (g) Electrão no átomo Estados excitados Energia quantificada Energia de ionização Estado fundamental H(g)

32 A teoria de Bohr foi um êxito para o átomo de H (explicou o espectro de riscas e foram previstas as energias das várias riscas). Para átomos com mais electrões foi necessário recorrer a outras teorias e a outro modelo (modelo da nuvem electrónica).

33 Heisenberg: não é possível conhecer simultaneamente a posição e energia de um electrão, isto é, não é possível conhecer simultaneamente a órbita e a energia de um electrão. Princípio da Incerteza de Heisenberg

34 Só é possível conhecer a probabilidade de encontrar um electrão de dada energia numa dada zona do espaço, em torno do núcleo. A noção de Órbita teve de ser substituída pela Electrão Núcleo Nuvem electrónica noção de Orbital. Órbita (a linha) Orbital (a esfera)

35 Se fosse possível fotografar as posições do electrão do átomo de H sobre a mesma película, obteríamos a imagem: Nuvem menos densa (menor probabilidade de encontrar o electrão) Nuvem mais densa (maior probabilidade de encontrar o electrão)

36 O que são as orbitais? São zonas em torno do núcleo onde é elevada a probabilidade de encontrar um electrão com determinada energia.

37 O electrão do átomo H, no estado de menor energia, tem uma probabilidade de cerca de 95% de ser encontrado dentro de uma esfera centrada no núcleo, com raio (R) igual a 10-8 cm. R Orbital do electrão do átomo de H (estado fundamental)

38 Números quânticos. Camadas, subcamadas e orbitais. Princípio de Pauli.

39 Átomo Vários electrões (distribuídos por diferentes zonas do espaço em torno do núcleo ) Energias que não são todas iguais.

40 Para caracterizar diferentes estados dos electrões de um átomo Números quânticos do mesmo modo que as matrículas caracterizam os automóveis de um país.

41 Número quântico principal, n. n = 1, 2, 3... energia da orbital tamanho da orbital n indica um nível ou camada.

42 Os valores possíveis de n são os números inteiros naturais n = 1, 2, 3 O conjunto de orbitais com o mesmo valor de n designa-se por camada. Cada valor de n corresponde às camadas K,L,M, respectivamente.

43 Número quântico principal - n A energia aumenta com n E n E 3 E 2 E 1 n =3 n =2 n =1 Quanto maior for n maior é a energia do electrão e o tamanho da nuvem electrónica (orbital). O tamanho aumenta com n

44 Na análise das radiações emitidas por átomos excitados Utilização de espectroscópios de melhor resolução Mostra riscas obtidas constituídas por riscas muito próximas Níveis energéticos constituídos por subníveis (subcamadas) de energias próximas

45 Número quântico secundário ou azimutal - l (l = 0 a n-1) forma da orbital energia da orbital l indica um subnível ou subcamada.

46 Camadas, subcamadas e orbitais: Para n = 1 (nível ou camada K) l = 0 (um único subnível ou subcamada) Para n = 2 (nível ou camada L) l = 0 ou l = 1 (dois subníveis ou subcamadas) Para cada nível ou camada n existem n subníveis ou subcamadas.

47 As subcamadas de uma dada camada são normalmente designadas: l = 0 l = 1 l = 2 l = 3 l = 4 subcamada s subcamada p subcamada d subcamada f subcamada g

48 O que é uma subcamada? Uma ou mais orbitais com os mesmos valores de n e l. Exemplo: Para n=2 l = 0 l = 1 subcamada s subcamada p subcamada 2s subcamada 2p

49 Forma das orbitais: Simetria esférica

50 Número quântico magnético m l (- l a + l ) orientação da orbital no espaço, quando sujeito a um campo magnético. m l - indica o número de orbitais numa subcamada.

51 Forma e orientação das orbitais p: Orbitais com a mesma forma e energia Diferem na orientação

52 A existência de spins electrónicos diferentes foi observada com átomos de lítio no estado gasoso. A separação do feixe em dois resulta dos dois spins possíveis do electrão de valência em diferentes átomos de lítio. E E

53 A Mecânica Clássica interpreta os dois estados de spin do electrão como correspondendo a movimentos de rotação do electrão em torno de si mesmo, como um pião, em dois sentidos possíveis. Número quântico de spin m s +1/2 e -1/2 Sentido de rotação do electrão

54 Faça corresponder os números quânticos da coluna da esquerda a uma (ou mais) alíneas da coluna da direita. A n B l C m l D m s a) Subcamada b) Sentido de rotação do electrão c) Camada d) Tamanho e) Orientação f) Energia

55 Uma orbital é caracterizada pelo conjunto dos números n, l e m l. Ex. A orbital 2p x n=2 l =1 m = -1 ou m = 0 ou m = 1

56 Os quatro números quânticos n, l, m l, m s permitem caracterizar completamente o electrão em qualquer orbital. Notação: (n, l, m l, m s )

57 Princípio de exclusão de Pauli: Num átomo não podem existir electrões com igual conjunto de números quânticos.

58 Capacidades das diferentes camadas e subcamadas. Átomos polielectrónicos. Preenchimento das orbitais. Princípio da Energia Mínima. Regra de Hund.

59 Dado um átomo neutro com número atómico Z, como se distribuem os Z electrões nas diferentes orbitais no estado fundamental? Os electrões distribuem-se pelas diferentes orbitais disponíveis que conduzam a um mínimo de energia para o átomo (Princípio da energia mínima).

60 Quais são essas orbitais? Há regras para efectuar o preenchimento das orbitais (2 electrões em cada) de modo a obter a mínima energia possível: Utilização de um triângulo de subcamadas.

61 Regra: 1 - Escrever as notações das subcamadas de cada camada em linhas horizontais; 2 Seguir sucessivamente as linhas a 45º indicadas no triângulo. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s...

62 Regra de Hund: - Num conjunto de orbitais da mesma energia (por exemplo as 3 orbitais p, as 5 orbitais d, as 7 orbitais f) ocupam-se primeiro (parcialmente) as orbitais vazias e só depois se passa ao emparelhamento de electrões (se os houver). e não

63 - Os electrões das orbitais semipreenchidas têm o mesmo spin. e não Spins opostos

64 Configurações electrónicas dos elementos: A distribuição dos electrões pelas várias orbitais constitui a configuração electrónica do átomo (ou do ião). Notação: x electrões na orbital n l x Número quântico principal Número quântico secundário

65 Notar que: o nº de electrões num átomo neutro é igual ao nº atómico Z. Exemplo: Notação utilizada para representar o átomo de Azoto (Z=7): 2 electrões na orbital 1s (n = 1; l = 0) 1s 2 2 electrões na orbital 2s (n = 2; l = 0) 2s 2 3electrões na orbital 2p (n = 2; l = 1) 2p 3 Configuração electrónica do Boro: 7 N - 1s2 2s 2 2p 3

66 Representação em diagrama de energia: Energia 2p 2s 1s 2 2s 2 2p 3 1s

67 As propriedades químicas dos elementos dependem da sua configuração electrónica de valência, isto é, da última camada. Exemplo: gases nobres (raros ou inertes) He, Ne, Elevada estabilidade Última camada preenchida