Capítulo 2 Estrutura Atômica

Capítulo 2 Estrutura Atômica

Teoria atômica da matéria John Dalton: Cada elemento é composto de átomos. Todos os átomos de um elemento são idênticos. Nas reações químicas, os átomos não são alterados. Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam. Lei de Dalton das proporções múltiplas: Quando dois elementos formam diferentes compostos, a proporção da massa dos elementos em um composto está relacionada à proporção da massa do outro através de um número inteiro pequeno.

A descoberta da estrutura atômica Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria é constituída de elementos indivisíveis. Thales água Anaxímenes ar Heráclito fogo Empédocles terra, ar, água e fogo (grande erro do pensamento humano ) Leupico a matéria é discreta ou contínua? - átomos Demócrito existem muitos tipos de átomos (V AC) Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era constituído de entidades carregadas. Faraday e seus experimentos de eletroquímica

A descoberta da estrutura atômica Raios catódicos e elétrons Um tubo de raios catódicos é um recipiente com um eletrodo em cada extremidade. Uma voltagem alta é aplicada através dos eletrodos.

A descoberta da estrutura atômica Raios catódicos e elétrons A voltagem faz com que partículas negativas se desloquem do eletrodo negativo para o eletrodo positivo. A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de um campo magnético. Considere os raios catódicos saindo do eletrodo positivo através de um pequeno orifício. Se eles interagirem com um campo magnético perpendicular a um campo elétrico aplicado, os raios catódicos podem sofrer diferentes desvios.

A descoberta da estrutura atômica Raios catódicos e elétrons A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos campos magnético e elétrico aplicados. Por sua vez, a quantidade do desvio também depende da proporção carga-massa do elétron. Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa de um elétron é 1,76 10 8 C/g. Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar sua massa.

A descoberta da estrutura atômica Raios catódicos e elétrons

A descoberta da estrutura atômica Raios catódicos e elétrons Considere o seguinte experimento: Gotas de óleo são borrifadas sobre uma chapa carregada positivamente contendo um pequeno orifício. À medida que as gotas de óleo passam através do orifício, elas são carregadas negativamente. A gravidade força as gotas para baixo. O campo elétrico aplicado força as gotas para cima. Quando uma gota está perfeitamente equilibrada, seu peso é igual à força de atração eletrostática entre a gota e a chapa positiva.

A descoberta da estrutura atômica Raios catódicos e elétrons

A descoberta da estrutura atômica Raios catódicos e elétrons Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 C. Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 10 8 C/g, Millikan calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g. Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é 9,10939 x 10-28 g.

O tomo de hidrog nio tem massa = 1,6735.10-24 g O tomo de oxig nio tem massa = 2,6560x10-23 g Os tomos tem massas extremamente pequenas. A massa do tomo mais pesado conhecido da ordem de 4.10-22 g. Por isso usa-se a unidade de massa atƒmica (u). 1 u = 1,66054.10-24 g massa do proton = 1,0073 u massa do neutron = 1,0087 u massa do eletron = 5,486.10-4 u (Massa do proton = m1836 e-) Os tomos s o extremamente pequenos. A maioria deles tem di metro entre 1x10-10 m e 5x10-10 m, ou seja, entre 100 e 500 pm. O ngstr m (ˆ) uma unidade de medida de comprimento que se relaciona com o metro atrav s da rela o: 1 ˆ = 10-10 m Š a unidade de medida comumente utilizada para lidar com grandezas da ordem do tomo ou dos espa amentos entre dois planos cristalinos. Cl di metro = 200 pm = 2,0 ˆ

A descoberta da estrutura atômica Radioatividade Considere o seguinte experimento: Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe de radiação seja emitido pelo orifício. A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e é detectada. Três pontos são observados no detector: um ponto no sentido da chapa positiva, um ponto que não é afetado pelo campo elétrico, um ponto no sentido da chapa negativa.

A descoberta da estrutura atômica Radioatividade

A descoberta da estrutura atômica Radioatividade Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à radiação que é negativamente carregada e tem massa baixa. Essa se chama radiação β (consiste de elétrons). Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa se chama radiação γ. Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente corresponde à radiação carregada positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação α.

A descoberta da estrutura atômica O átomo com núcleo Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consiste de entidades neutras e carregadas negativa e positivamente. Thomson supôs que todas essas espécies carregadas eram encontradas em uma esfera.

A descoberta da estrutura atômica O átomo com núcleo Rutherford executou o seguinte experimento: Uma fonte de partículas α foi colocada na boca de um detector circular. As partículas α foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro. A maioria das partículas α passaram diretamente através da chapa, sem desviar. Algumas partículas α foram desviadas com ângulos grandes. Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford seria impossível.

A descoberta da estrutura atômica O átomo com núcleo Para fazer com que a maioria das partículas α passe através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de massa baixa o elétron. Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículas α, o centro ou núcleo do átomo deve ser constituído de uma carga positiva densa.

A descoberta da estrutura atômica O átomo com núcleo Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva deve estar localizada no centro, com uma carga negativa difusa em torno dele.

A descoberta da estrutura atômica O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e nêutrons). Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo. Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo número de prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números diferentes de nêutrons. Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons.

A descoberta da estrutura atômica

A visão moderna da estrutura atômica Isótopos, números atômicos e números de massa Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. Número de massa (A) = número total de núcleos no núcleo (por exemplo, prótons e nêutrons). A Z X Por convenção, para um elemento X, escreve-se A Z X Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente. Encontramos o Z na tabela periódica.

A escala de massa atômica A massa do 1 H é 1,6735 x 10-24 g e do 16 O é 2,6560 x 10-23 g. Pesos atômicos Definimos: a massa de 12 C = exatamente 12 u. Usando unidades de massa atômica: 1 u = 1,66054 x 10-24 g 1 g = 6,02214 x 10 23 u Como 1mol = 6,02214 x 10 23 unidades, Podemos associar u e g para 1 mol de substância

Pesos atômicos Massas atômicas médias A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos: O C natural: 98,892 % de 12 C + 1,107 % de 13 C. A massa média do C: (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica média, ou simplesmente peso atômico. As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica.

Espectros de linhas e o modelo de Bohr O modelo de Bohr Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol. Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve perder energia. Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford.

Natureza ondulatória da luz

Natureza ondulatória da luz

Natureza ondulatória da luz Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, λ, e uma amplitude, A. A frequência, ν, de uma onda é o número de ciclos que passam por um ponto em um segundo. A velocidade de uma onda, v, é dada por sua frequência multiplicada pelo seu comprimento de onda. Para a luz, velocidade = c.

v.lambda=c Natureza ondulatória da luz

Espectros de linhas e o modelo de Bohr O modelo de Bohr Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas.

Espectros de linhas e o modelo de Bohr Espectros de linhas Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do hidrogênio se encaixam em uma simples equação. Mais tarde, Rydberg generalizou a equação de Balmer para: 1 = 1 1 109678 2 λ n 2 1 n2 em que 109678 é uma constante empírica.

Espectros de linhas e o modelo de Bohr O modelo de Bohr Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas. Após muita matemática, Bohr mostrou que ( 18 ) 1 E = 2.18 10 J 2 n onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, e nada mais).

Espectros de linhas e o modelo de Bohr O modelo de Bohr

Energia quantizada e fótons Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum. A relação entre a energia e a frequência é E = hν onde h é a constante de Planck (6,626 10-34 J s). Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa versus a subida em uma escada: Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto na escada há uma alteração gradual e quantizada na altura.

Podemos mostrar que ΔE hc = hν = = λ O modelo de Bohr Quando n i > n f, a energia é emitida. Quando n f > n i, a energia é absorvida. Espectros de linhas e o modelo de Bohr ( ) 18 1 2.18 10 J 1 2 2 n f n i 1 = λ ( 18 2.18 10 J) hc 1 1 2 n f n i 2 109730

Espectros de linhas e o modelo de Bohr Limitações do modelo de Bohr Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas.

O Comportamento ondulatório da matéria Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória. Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou: λ = h mv O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é uma propriedade ondulatória. de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos.

O Comportamento ondulatório da matéria

O Comportamento ondulatório da matéria O princípio da incerteza O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente. Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente. Mas podemos, baseando-nos na estatística, determinar a probabilidade de encontrar um elétron em determinada região.

Mecânica quântica e orbitais atômicos Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula, com enfoque estatístico. A resolução da equação leva às funções de onda, que definem o elétron em termos de energia, posição espacial no átomo, etc. O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo e nos leva à definição de orbital.