Tópico 3 - Estrutura	  Atômica	                                                                      	                    ...
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Tópico 3 estrutura atomica parte 1

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Tópico 3 estrutura atomica parte 1

  1. 1. Tópico 3 - Estrutura  Atômica                             INFORMAÇÃO  SOBRE  O  PRÓXIMO  ASSUNTO    No   próximo   assunto,   você   vai   conhecer   a   história   da   teoria   atômica   e   os   principais  experimentos   que   levaram   à   descoberta   do   elétron   e   ao   embasamento   da   teoria   atômica  moderna  e  da  teoria  quântica.  Este  assunto  vai  ser  dividido  em  duas  partes.                    
  2. 2. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral           Metas  da  aula     Conhecer  a  história  da  teoria  atômica.   Compreender  a  mecânica  quântica  e  os  orbitais  atômicos.   Descrever  as  configurações  eletrônicas  dos  átomos,  distribuindo   em  ordem  crescente  de  energia.   A  partir  de  a  configurações  eletrônicas  aprender  como  os  elementos   estão  enquadrados    na  tabela  periódica.          Objetivos  Esperamos  que,  ao  final  desta  aula,  você    seja  capaz  de:  •  Conhecer  a  história  da  teoria  atômica.  •  Conhecer  os  átomos  existentes  e  as  quantidades  prótons,  elétrons  e  nêutrons.  •  Classificar  os  quatros  números  quânticos  e  aprender  as  diferentes  formas  dos  orbitais.  •  Classificar  os  elétrons  dos  átomos  em  ordem    crescente  de  energia,  de  acordo  com  o  diagrama  de    Lewis  Pauling.  •  Identificar  elementos  na  tabela  periódica  e  suas  propriedades,  a  partir  das  quantidades  de  elétrons  na  camada 2    
  3. 3. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral     Aula 2 - Estrutura Atômica3.1 Teoria Atômica da Matéria Pode-se considerar que o desenvolvimento da teoria da estrutura atômicaocorreu essencialmente em 3 etapas: • Descoberta da natureza da matéria e da natureza do elétron; • Constatação de que o átomo é constituído de um pequeno núcleo rodeado de elétrons; • Desenvolvimento das equações mecânico-quânticas que explicam o comportamento dos elétrons nos átomos.3.1.1 Modelo de Dalton Em 1807, o professor e químico inglês, John Dalton, baseado no conceito gregode átomos indivisíveis, realizou experimentos que estudava a razão das massas doselementos que se combinavam para formar compostos. Com base nesses experimentos,ele desenvolveu sua hipótese atômica:1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas de átomos;2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes;3. Os compostos são formados quando átomos de diferentes elementos se combinam; um determinado composto tem sempre o mesmo número relativo dos mesmos tipos de átomos. (Lei da composição constante)4. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, eles trocam apenas de parceiros para formar novas substâncias. (Lei da conservação das massas) Essa hipótese ficou conhecida como “Modelo da bola de bilhar”. 3.1.2 Modelo de Thomson O modelo da bola de bilhar de Dalton foi substituído pelo modelo Pudim deameixa, proposto por Thomson. O físico britânico Joseph John Thomson, em 1897, estava investigando os raioscatódicos em tubos de Crookes (tubos bombeados até quase esgotar-se o ar), constatouque os átomos são indivisíveis, mas constituídos de partículas carregadas negativamente– os elétrons – pois podem sofrer desvios em campos elétricos e/ou magnéticos emdireção a placa positiva. Um tubo de raios catódicos é um recipiente profundo com um eletrodo em cadaextremidade. Experimento: Uma alta voltagem era aplicada entre dois eletrodos em um tubode vidro sob vácuo. Essa voltagem produzia uma radiação dentro do tubo. A radiaçãoficou conhecida como raios catódicos (os elétrons) porque originava-se no eletrodonegativo (cátodo) em direção ao eletrodo positivo (ânodo). 3    
  4. 4. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral     A partir deste experimento Thomson calculou a proporção entre a carga elétricae a massa do eletron = 1,76 x108 Coulomb/grama. Uma vez conhecida à proporção carga-massa do elétron foi possível medir amassa do elétron. Millikan realizou um experimento que ficou conhecido como“experimento da gota de óleo de Millikan” e determinou a massa do elétron = 9,10x10-28 g. Thomson argumentou que já que a massa do elétron compreendia umafração muito pequena da massa do átomo, eles seriam responsáveis por umafração igualmente pequena do tamanho do átomo. E assim ele propôs que oátomo poderia ser uma esfera maciça carregada positivamente, na qual oselétrons estariam inseridos, de modo que a se obter um sistemaeletrostaticamente estável (carga total nula).3.1.3 Modelo de Rutherford Em 1908, Ernest Rutherford derrubou a teoria de Thomson baseando-se emobservações sobre o espalhamento de partículas α por finas folhas de metal. Rutherford executou o seguinte experimento:• Uma fonte de partículas α (partículas carregadas positivamente) 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 passou 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.• 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. 4    
  5. 5. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral     Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: No átomo há uma densa carga positiva central circundada por um grande volume de espaço vazio, onde os elétrons estão inseridos. Rutherford chamou a região carregada positivamente de núcleo atômico e as partículas positivas de prótons. Rutherford observou ainda que somente cerca da metade da massa nuclear poderia ser justificada pelos prótons. Então, ele sugeriu que o núcleo atômico deveria conter partículas eletricamente neutras e de massa aproximadamente igual a dos prótons. Em 1932, o cientista inglês Chadwick observou ao bombardear o berílio com partículas α, a emissão de partículas não carregadas eletricamente e com massa ligeiramente maior que a dos prótons. Ele as chamou de nêutrons. Atualmente, o modelo atômico aceito é baseado no modelo de Rutherford, um modelo nuclear.3.1.3.1 O Modelo Nuclear • O átomo consiste 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. • Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons. No átomo nuclear, cada elemento é caracterizado pelo seunúmero atômico (Z), o qual determina o número de prótons nonúcleo. Em um átomo neutro a carga total é zero, logo o número deprótons é igual ao número de elétrons que circunda o núcleo. Exemplo: He → número de prótons = 2 (carga positiva) número de elétrons = 2 (carga negativa) carga total = (+2 – 2) = 03.2 Orbitais e números quânticos • O orbital é a região do espaço onde é grande a probabilidade de se encontrar um elétron de determinada energia. • Os números quânticos são usados para definir os estados de energia e os orbitais disponível para o elétron.3.2.1 Número quântico principal, n • Indica a quantidade de energia. À medida que n aumenta o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.3.2.2 O número quântico azimutal, l • Os elétrons em uma determinada camada podem ser agrupados em subcamadas. • Esse número quântico depende do valor de n. • Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. • Cada valor de l corresponde a um tipo diferente de orbital com um formato diferente. 5    
  6. 6. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral     •Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.Então, a camada com n = 2 consiste de duas subcamadas de orbitais, uma com l = 0 e aoutra com l = 13.2.3 O número quântico magnético, ml • Está relacionado à orientação dos orbitais em uma subcamada • Os orbitais em uma determinada subcamada deferem apenas quanto a sua orientação no espaço, não quanto a sua energia. • Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l.3.2.4 Número quântico de spin magnético, ms • Cientistas observaram que o elétron comporta-se como se fosse uma esfera minúscula rodando em torno de seu próprio eixo – chamado spin eletrônico. • Com isso surgiu um novo número quântico, o número quântico de spin magnético, ms - pode assumir somente dois valores +½ e -½. • Podemos caracterizar estes dois estados de spin como a rotação de um elétron em seu próprio eixo em dois sentidos opostos. • Os dois estados são freqüentemente representados por duas setas ou pelas letras gregas α e β +½ ou α -½ ou β 6    
  7. 7. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral    3.3 Representação dos orbitais2.3.1 Orbitais s • Todos os orbitais s são esféricos. • À medida que n aumenta os orbitais s ficam maiores. • À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. • Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero. • Em um nó, Y2 = 0 • Para um orbital s, o número de nós é n-1.3.3.2 Orbitais 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. • As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1. • Os orbitais têm a forma de halteres. • À medida que n aumenta os orbitais p ficam maiores. • Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.3.3.3 Orbitais d e f • Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. • Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z. • Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z. • Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. • Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.3.4 Orbitais e suas energias • Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados. • Para n = 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons interagem entre si. • Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas com muitos elétrons.3.5 Átomos polieletrônicos • Átomo com mais de um elétron • Para descrever esses átomos devemos considerar não apenas a natureza dos orbitais e suas energias, mas também como os elétrons ocupam os orbitais disponíveis. • Nos átomos hidrogenóides, isto é, formados por um núcleo e um só elétron (se chamam assim porque seu comportamento químico é similar ao do hidrogênio. É hidrogenóide dentro desta definição quaisquer dos isótopos do hidrogênio. Um caso típico de átomo hidrogenóide é também o de um átomo de qualquer 7    
  8. 8. Universidade do Estado do Amazonas – UEA Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral     elemento que se tenha ionizado até perder todos os elétrons menos um), a energia de um orbital depende apenas do seu número quântico principal, n. • Em um átomo multieletrônico a repulsão elétron-elétron faz com que os diferentes subníveis estejam em diferentes níveis de energia. Orbitais e suas energias 8    

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