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10/12/2012Número Quântico magnético (m ou ml)                     Relação do subnível com o orbital                       ...
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  1. 1. 10/12/2012 Universidade Federal da Paraíba Constituição Elementar da Matéria Centro de Ciências Exatas e da Natureza Departamento de Química Disciplina: Química Geral →Gregos - 4 elementos que originavam todas as outras coisas. Filósofos gregos Matéria/corpo Evolução dos modelos atômicos Sucessivas DivisõesCurso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira/Alimentos ÁTOMOProfessora: Liliana Lira Pontes Leucipo Demócrito Semestre 2012.2 Evolução da Teoria Atômica Reações Químicas Evolução da Teoria Atômica Reações Químicas Experimentação Experimentação “Toda matéria é feita de várias combinações de formas 1807 Lei da conservação das massas simples de matéria chamadas elementos químicos. Um John Dalton “ nenhum ganho ou perda de massa elemento é uma substância que consiste de uma única detectável ocorre nas reações espécie de átomo” Modelo químicas. A massa é conservada” Atômico Lei das proporções definidas Átomo Hipóteses “ em um dado composto químico, os elementos estão sempre combinados na (Modelo da bola de bilhar) mesma proporção de massa”1. Todos os átomos de um dado elemento químico são idênticos2. Os átomos de diferentes elementos tem massas diferentes3. Um composto é uma combinação específica de átomos de mais de um Em 1989 a IBM assombrou o mundo ao escrever a elemento palavra I-B-M usando 25 átomos de xenônio com um4. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos mas microscópio eletrônico de tunelamento trocam de parceiros para produzir novas substâncias 1
  2. 2. 10/12/2012Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica“Toda matéria é composta de várias combinações de formas 1897 Descoberta dos Elétronssimples de matéria chamadas elementos químicos. Umelemento é uma substância que consiste de uma únicaespécie de átomo” Átomos não são indivisíveis Átomo (Modelo da bola de bilhar) Joseph John Thomson Imagem de STM (7 nm x 7 nm) de uma (1871-1937) cadeia em ziguezague simples de átomos de arsênio (vermelho) sobre uma superfície de arseneto de gálio (azul). Tubo de raios catódicosEvolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica De que maneira os prótons e elétrons estariam dispostos Conclusão de Thomson a respeito dos raios catódicos: no átomo?Possuem massaCaminham em linha reta Carga de um elétron:São formados por partículas negativas 1,602 x 10-19 C ELÉTRONS Modelo atômico de Thomson “Pudim de passas” “”átomos tem carga zero” “bolha positivamente carregada de material Outra partícula atômica (Prótons) gelatinoso, com elétrons suspensos nela” ? ? Novos Até que ponto seria correto o modelo de Thomson? ? Questionamentos 2
  3. 3. 10/12/2012 Evolução da Teoria Atômica Conclusões de Rutherford 1908 1911 Em Experimento de Rutherford O átomo teria um núcleo positivo; Os elétrons girariam em volta do núcleo (eletrosfera); O núcleo é muito pequeno em relação ao tamanho do átomo; Século XX – avanço tecnológico- espectrômetros de massa “Nem todos os átomos de um elemento tem a mesma massa”Ernest Rutherford (1871-1937) Núcleo do átomo deveria conter partículas, além dos prótons, e que possuem carga zero elétrons elétrons Nêutrons núcleo Sistema Planetário Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica (Partículas subatômicas)  Um elemento químico é um conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z), ou seja, mesmo número de prótons. Representação do átomo do elemento Químico (X)Um átomo neutro sempre possuirá igual quantidade de prótons eelétrons;A quantidade de prótons de um átomo constitui seu número A=Z+Natômico (Z); AA quantidade total de prótons e nêutrons de um átomo Z X N = número de nêutronscorresponde ao seu número de massa (A); A = número de massaCada elemento químico possui um número atômico característico. 3
  4. 4. 10/12/2012Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica Nem todos os átomos de um elemento tem a mesma massa Isótopos Modelo de Rutherford aceito... O que fazem os elétrons? Rutherford Átomos com o mesmo número atômico (Z), mas diferentes números de nêutrons (N) A O dilema do átomo estável! Imperfeições Z X Z=10 1- o elétron está parado 2-o elétron está em movimento 20Ne 21Ne 22Ne (90,92%) (0,26%) (8,82%)Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica - Novo modelo atômico Primeira tentativa de descrever o novo modelo...Contradição no modelo de Rutherford Elétron em movimento Niels Bohr (à direita) e Einstein circular Bohr – Elucidação da estrutura atômica Aceleração – física clássica encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias; Energia Radiante....eletromagnética Partícula carregada Sistema atômico entraria em (elétron)iria emitir energia colapso até cair no núcleo Mas isso não ocorre! 4
  5. 5. 10/12/2012 Evolução da Teoria Atômica REM - Parâmetros Ondulatórios Radiação Eletromagnética (REM) O movimento ondulatório é caracterizado pelos seguintes parâmetros:  comprimento de onda ()Um tipo de energia transmitida através do espaço a velocidades  freqüência ()altíssimas.  velocidade da onda (vi) vi= (i= meio material qualquer)Velocidade - representada por c e chamada de velocidade da luz amplitude (A) c (no vácuo)= 3,00 x 108 m s-1 Quando um feixe de luz encontra um elétron “empurra” o elétron para uma direção depois para outra, νλ=c periodicamente. Onde c= velocidade da luz = 3,00 x 10 8 m s-1 λ(lambda) = comprimento de onda que depende da luz e ν é a freqüência. Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria AtômicaEinstein prôpos, em seus estudos, que a REM consistia de Modelo atômico de Bohrpartículas chamadas de fótons. 1913 Dilema do átomo estável;Cada fóton pode ser entendido como um pacote de energia, e a Princípios físicos para explicar o movimento dosenergia de 1 só fóton está relacionada com a frequência da elétrons;radiação pela equação: Fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck; E = hν Os elétrons emitem energia na forma de luz, mas a radiação emitida é limitada para um certo comprimento de onda. h = constante de Planck=6,63 x 10-34 J s ν = freqüência (depende da luz) O elétron não está livre para ter qualquer energia. Niels Bohr (1885-1962) Energia quantizada! 5
  6. 6. 10/12/2012 Evolução da Teoria Atômica Um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior 1913 Modelo atômico de Bohr energia para uma de menor energia Move-se em órbitas circulares em torno do núcleo do átomo. Modelo de Bohr valores de energia ou camadas K, L, M, N, O, P, Q Virtudes Limitações  Não permite descrever as energias de átomos Niels Bohr Permite calcular as energias multieletrônicos. (1885-1962) núcleo do H concordantes com os valores experimentais  Não possibilita explicar K L Trajetória as ligações químicas. M N O P Q fixa-órbita 1 2 3 4 5 6 7 Um elétron daria saltos quânticos de um nível de energia para o outroModelo Atômico de Sommerfeld (1916) – átomos mais complexos que ohidrogênio O MODELO ATUAL BASEADO NA Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível, MECÂNICA-QUÂNTICAocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou desubníveis, que podem ser de quatro tipos: s,p,d,f. Considera o conceito de quantização de Bohr, mas extrapola - porquê da quantização Modelo matemático Por volta de 1927 Proposta por Heisenberg e Schrödinger 6
  7. 7. 10/12/2012 Princípio da Incerteza de Heisenberg: Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: É impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante. o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, Deixa clara a impossibilidade de determinar a exata comporta-se como matéria e energia sendo uma trajetória do elétron a partir da energia e da velocidade. partícula-onda.  Por este motivo, buscou-se, então, trabalhar com a Luis Broglie (comportamento dual – partícula-onda) sugeriu que o elétron, em provável região onde é possível encontrá-lo. seu movimento ao redor do núcleo, tinha associado a ele um comprimento de onda particular. Ele propôs que o comprimento de onda característico do elétron ou de qualquer outra partícula depende de sua massa (m), e de sua velocidade, Δx > h/4πmΔv (v).Onde h é a constante de Planck, m é a massa do elétron (9,11 x 10-28 g). λ = h/mv EQUAÇÃO FUNDAMENTAL DA MECÂNICA QUÂNTICA – Orbital Schrödinger- incorpora o que diz Broglie Derivada da órbita de Bohr! Mas corresponde também à região do espaço de maior manifestação eletrônica. H i = Ei  Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron. onde: H = Hamiltoniano (Energia cinética+energia potencial coulômbica) Ei = energias permitidas i (psi) = funções de onda dos elétrons nos átomos, ou seja, orbitais atômicos (i2 densidade de probabilidade) 7
  8. 8. 10/12/2012 nível, o subnível e o orbital de um elétron podemos utilizar...Modelo atômico de Schrödinger - não é possíveldeterminar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, Números Quânticosa uma dada energia do sistema, obtém-se a região maisprovável de encontrá-lo. Códigos matemáticos associados à energia do elétron Caracterização do elétron Principal = tamanho Princípio da exclusão de Pauli: Secundário = forma no mesmo átomo, não existem 2 elétrons Magnético=orientação com os mesmos números Spin = direção do elétron no quânticos espaço Número Quântico principal (n) Número Quântico principal (n) Indica a energia do elétron Número máximo de elétrons Indica a energia do orbital K L M N Onde Equação de Rydberg X= número máximo de elétrons n= 1, 2, 2, ....7 ....7 X= 2n2 núcleo n= 1, 3, 3, n = número quântico principal Núcleo 2 Exemplo: para o nível 3, temos: K L 8 n=1 n=2 n=3 n=4 N= 2.(n)2  N= 2.(3)2  N= 2.9 = 18 M 18 N 32 Quanto maior o valor do n maior é a energia do orbital Então, para o nível de n=3, comporta no máximo 18 O 32 elétrons P 18 Q 8 8
  9. 9. 10/12/2012Número Quântico secundário (l) ou azimutal Número Quântico secundário (l)Cada nível de energia é constituído por um ou mais subníveis Para um número quântico principal n, teremos n subníveis possíveis.Designação dos subníveis: s, p, d, f (na prática)(g, h e i) – existem na teoria Generalizando para outros valores de n, temos:Número quântico secundário (l) pode assumir qualquer valorinteiro entre 0 e (n-1)Quando n = 1, há apenas um valor possível para l: (0)zero.No primeiro nível de energia, só existe um subnível: o subnível sQuando n = 2, há dois valores possíveis para l: 0 e 1Então, no segundo nível de energia existem dois subníveis s e p.Número Quântico secundário (l) Generalizando para os outros valores de l, temos:Número máximo de elétrons em cada subnível Nelétrons=2(2l + 1) Por exemplo, para o subnível s, onde l = 0, temos: 2. (2l + 1) = 2 Uma observação experimental  subníveis do mesmo nível têm energias diferentes. Ou seja, Portanto, 2 elétrons são permitidos para o subnível s. Seus subníveis sempre aumentam de energia s<p<d<f 9
  10. 10. 10/12/2012 Representação esquemática daDistribuição eletrônica distribuição dos elétrons de um Distribuição eletrônica átomo de um determinado elemento Relação Direta entre níveis e subníveis Proposta por Linus Pauling- químico quântico Relação Níveis de Energia  Subníveis de EnergiaNúmero quântico principal Número quântico secundário (n) (l) Por exemplo: 2p Nível SubnívelDistribuição eletrônica Distribuição eletrônica Pauling também estabeleceu que:Energia de cada subnível é dada pela soma do númeroquântico principal (n) com o número quântico secundário (l) E=n+l Subnível 3d mais energético que 4s 10
  11. 11. 10/12/2012Distribuição eletrônica Distribuição eletrônica Efetuando a soma de E = n+l para todos os subníveis Pode-se, então, fazer a distribuição eletrônica a conhecidos, temos a ordem energética: partir do número atômico do elemento: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d Número de elétrons nível n sx existentes no subnível subnível s Exemplo: Átomo de Hidrogênio 1H  1s1 Nível 1 subnível s Apenas 1 elétron Distribuição eletrônica de íons Distribuição eletrônica de íonsÍons são formados de átomos por ganho ou perda deelétrons. (Ocorre sempre na camada de valência) Ânions ou íons negativosCátions ou íons positivos Formado pelo ganho de elétrons Formado pela perda de elétrons Exemplo: 16S Exemplo: 11Na CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Config. Eletrônica (CE): 1s2 2s2 2p6 3s1 Ganho de 2 elétrons (S2-) Perda de 1 elétron (Na+) CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Config. Eletrônica: 1s2 2s2 2p6 11
  12. 12. 10/12/2012Distribuição eletrônica Orbital sRelembrando....  orbital é esféricoDe acordo com o princípio da Incerteza de Heisemberg, não sepode afirmar que exista uma órbita definida para o elétron. O  mais baixa energiamais adequado é considerar que existam regiões, denominadasorbitais, em torno do núcleo. Suporta no máximo 2 elétrons Região de maior probabilidade de se encontrar o elétron no átomoOrbital p Número Quântico magnético (m ou ml) Indica a orientação dos orbitais no espaço Para cada orbital, temos um determinado número quântico magnético m = -l, .....0......+l Suporta no máximo 6 elétrons 12
  13. 13. 10/12/2012Número Quântico magnético (m ou ml) Relação do subnível com o orbital 3 Representação gráfica de um orbital Número Quântico spin (s ou ms) Distribuição Eletrônica em OrbitaisDiferencia os elétrons de um mesmo orbital de acordo Princípio de exclusão de Pauli: “Num orbital existemcom sua rotação no máximo 2 elétrons com spins opostos” 2He: 1s2 +1/2 Regra de Hund: elétrons, ao entrarem em uma subcamada contendo mais do que um orbital, serão s espalhados sobre os orbitais disponíveis com seus spins na -1/2 mesma direção. 7N: 1s2 2s2 2p3 13

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