AULA 01 TEORIA ATÔMICA COMPLETA - ESTRUTURA ATÔMICA; - MODELOS ATÔMICOS; - ESPECTROSCOPIA ATÔMICA; - PROPRIEDADES ONDULATÓRIAS DOS ELÉTRONS; - NÚMEROS QUÂNTICOS E DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA.
QUÍMICA estudo das propriedades e do comportamento da MATÉRIA. O que é MATÉRIA???
ESTRUTURA DA MATÉRIA Macroscópico Microscópico
ESTRUTURA DA MATÉRIA
CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA SÓLIDO LÍQUIDO GÁS O que determina o estado físico da MATÉRIA!??
TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA Propriedades Físicas Pode ser medida sem alterar a identidade e a composição das substâncias. Ex.: estado da matéria, solubilidade, condutividade elétrica, densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição, etc. Propriedades Químicas Descrevem como uma substância pode se alterar ou reagir para formar outras. Ex.: Combustão, reação química.
TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA Propriedade Física Ex.: Dissolução do NaCl em água e evaporação da água.
TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA Propriedade Química Ex.: Dissolução do Vitamina C em água e escurecimento de folhas.
MATÉRIA partículas microscópicas
ESTRUTURA ATÔMICA Prótons com carga + Nêutrons sem carga
CONCEITOS FUNDAMENTAIS MOLÉCULAS Correspondem a dois ou mais átomos unidos um ao outro; Essa união é chamada de ligação química; A união ocorre com diferentes forças; Moléculas ocorrem com diferentes formas e padrões.
CONCEITOS FUNDAMENTAIS: ÁTOMO X MOLÉCULAS
Por que estudar modelos atômicos? COMPORTAMENTO DA MATÉRIA INTERAÇÃO ENTRE OS ÁTOMOS ESTRUTURA DOS ÁTOMOS
ATIVIDADE EM CLASSE!!!! APRESENTAÇÃO DOS 4 MODELOS ATÔMICOS 1 - MODELO DE Dalton 2 - MODELO DE Thomson 3 - MODELO DE Rutherford 4 - MODELO DE Bohr
Modelo de Dalton (1803-1808) Átomo partícula extremamente pequena, maciça, indivisível e eletricamente neutra.
A teoria de Dalton explica duas leis básicas da química Lei de Conservação das Massas (Lei de Lavosieir) As massas se conservam nas transformações químicas. Lei das Proporções Constantes (Lei de Prost) Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa.
Descoberta do Elétron: Tubos de Crookes (1897) Thomson raios catódicos são jatos de partículas com massa, carregadas negativamente. Razão massa/carga ELÉTRON = 1,76 x 10 8 C/g!!!
Átomo de Thomson (1989) Pudim de ameixas Modelo de Thomson, durou pouco.
Átomo de Rutherford (1911) Partículas α são positivas
Átomo de Rutherford (1911) Os prótons (carga +) localizados dentro do núcleo do átomo, região extremamente densa e pequena.
Nêutrons 1923 por Chadwick verificou que o núcleo do elemento Berílio radioativo emite partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons.
Estrutura Eletrônica dos Átomos Comportamento dos elétrons nos átomos distribuição eletrônica. Estrutura eletrônica do átomo número de elétrons, distribuição eletrônica ao redor do núcleo e a suas energias!! Análise da luz EMITIDA e ABSORVIDA pelas substâncias.
Estrutura Eletrônica dos Átomos
Radiação Eletromagnética (RE) Transporta energia pelo espaço
Radiação Eletromagnética (RE) Tem propriedades de ondas e de partículas. Onda: comprimento de onda (l) e da freqüência (n). l Comprimento de onda (l): distância entre dois máximo (nm) Freqüência (n): número de l completo, ou ciclos que passa por um dado ponto a cada segundo (hertz (Hz) ou cm -1 )
l RE Move-se no vácuo a uma velocidade constante (3,0 x 10 8 m/s) velocidade da luz (c) c = l n logo n = c / l Quanto maior n menor l
Radiação Eletromagnética (RE) Tem propriedades de ondas e de partículas. Partículas FÓTONS Max Planck QUANTUM menor quantidade de energia que pode ser EMITIDA ou ABSORVIDA como RE. E quantum = h. n h (constante de Plank) = 6,63x10-34 J/s
Einstein (1905) Efeito fotoelétrico Cada fóton deveria ter uma energia proporcional à freqüência da luz. E fóton (E luz ) depende de sua v Altas frequências de Raio X
Modelo de Bohr (1913) Postulados: Os elétrons estariam em órbitas ao redor do núcleo com certos raios, correspondendo a certas energias definidas (Energia Quantizada). Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron, e ele não emite energia ao percorrê-las. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron, quando ele muda de estado de energia permitido para outro. Essa energia é absorvida ou emitida como um fóton: E = h.
Modelo de Bohr (1913) Teste de chama
Modelo de Bohr (1913) Limitações do modelo de Bohr: Explica apenas os espectros para sistemas com apenas 1 elétron (H e He + ). Descreve o caminho dos elétrons ao redor do núcleo como um caminho de raio fixo, o qual não corresponde ao modelo aceito pelo átomo. A idéia de trajetória circulares de Bohr não pode ser comprovada.
Modelo de Schrödinger (1926) Modelo usado atualmente. Equações de Schrödinger funções de ondas (Ψ). Ψ 2 está relacionada com a probabilidade de se encontrar o elétron em uma determinada região do espaço, quando ele está em estado de energia permitido.
Modelo de Schrödinger (1926) A região do espaço em que há maior probabilidade de se encontrar o elétron de determinada energia é chamado ORBITAL ATÔMICO.
Modelo de Schrödinger (1927) Cada orbital tem energia e forma características.
Para resolver a equação de Schrödinger para um elétron no espaço tridimensional, são necessários 4 números quânticos (n, l, m1, ms), os quais são parte integral da resolução matemática.
1 - Número Quântico Principal, n Camada ou nível eletrônico principal em que o elétron se encontra. n =1,2,3,4,...,.
2 - Número Quântico Secundário ou Azimutal (l) Subcamada ou subnível. Este número quântico define o formato do orbital (s, p, d, f) l = 0, 1, 2,3, (n-1). Valor de l Subcamada /Subnível / Orbital Nº máximo de elétrons 0 s 2 1 p 6 2 d 10 3 f 14
3 - Número Quântico Magnético (m 1 ). Representa à orientação espacial dos orbitais em uma subcamada ou subnível. Pode assumir os valores m 1 = - l a + l. Valor de l Subcamada /Subnível / Orbital m 1 Nº de orbitais (2l + 1) 0 s 1 1 p 3 2 d 5 3 f 7
3 - Número Quântico Magnético de Spin (m S ). Pode assumir os valores +½ ( ) ou -½ ( )
Princípio de Exclusão de Pauli Um orbital pode receber o MÁXIMO de 2 elétrons, e eles devem ter spins opostos.
EXERCÍCIOS 1) Qual o número máximo de orbitais que o subnível d comporta? 2) Qual o número máximo de elétrons que podem existir no subnível f? 3) Quais são os subníveis que formam a camada eletrônica L? 4) Em relação aos números quânticos. a) Quando n=2 e n=4 quais são os possíveis valores de l para cada um? b) Quando l=1 e l=3 quais os possíveis valores de m1 para cada um? c) Para o orbital 3d quais são os possíveis números quânticos n, l e m1.
REVISÃO Modelo de Schrödinger 4 números quânticos Número Quântico Principal, n Número Quântico Secundário ou Azimutal (l) Número Quântico Magnético (m 1 ) (2l + 1) Número Quântico Magnético de Spin (m S )
Distribuição Eletrônica Distribuição dos elétrons entre os vários orbitais de um átomo. A configuração eletrônica mais estável, ou estado fundamental de um átomo é aquela na qual os elétrons estão nos estados MAIS BAIXOS de energia. Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia, com exatos dois elétrons por orbital.
Distribuição Eletrônica Completa 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
Atividade 01 Fazer a distribuição eletrônica do Ni (Z=28).
Elemento Total de elétrons Configuração de quadrículas Configuração eletrônica
Atividade 02 Fazer a distribuição eletrônica do Ni (Z=27). Quais os valores quânticos principal (n), secundário (l), magnético (m1) e magnético de spin (ms) para o último elétron do Ni (Z=27).
Atividade 03 Fazer a distribuição eletrônica do Ce (Z=58). a) Quais os valores quânticos principal (n), secundário (l), magnético (m1) e magnético de spin (ms) para o último elétron do Ce b) Quais são os elétrons mais externos? c) Quais são os elétrons mais energéticos?
o Configurações Eletrônicas Condensadas Gases Nobres 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
Configurações Eletrônicas Condensadas Na: [Ne] 3s 1 Neônio subnível 2p completo ( 10 Ne) Sódio marca o início de um novo período ( 11 Na) Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 Na: [Ne] 3s 1 [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
Configurações Eletrônicas Condensadas Praticar!!!! Ba (Z=56):
Exercícios 1) Apresente a distribuição eletrônica e o diagrama em quadrículas para o O (Z=8). Quantos elétrons desemparelhados o O possui? 2) Escreva a configuração eletrônica de P (Z=15). Quantos elétrons desemparelhados o átomo de P possui? 3) A última camada de um átomo possui a configuração eletrônica 3s 2 3p 4. Qual o número atômico? 4) Utilizando o diagrama de Pauling e considerando o elemento químico tungstênio (W), Z= 74, responda : a) Qual a distribuição eletrônica? b) Quais os elétrons mais externos? c) Quais os elétrons mais energéticos?
Exercícios 5) O último elétron de um átomo neutro apresenta o seguinte conjunto de números quânticos n=4; l=1; M=0; s= +1/2. Calcule o número atômico desse átomo. 6) A ordem crescente de energia dos subníveis eletrônicos pode ser determinada pela soma do nº quântico principal (n) ao nº quântico secundário ou azimutal (l). Se a soma for a mesma, terá maior energia o mais afastado do núcleo (> n). Colocar em ordem crescente de energia os subníveis eletrônicos: 4d 4f 5p 6s