Este documento fornece informações sobre uma aula introdutória de química para engenharia. Resume o objetivo geral do curso, os livros didáticos utilizados, o conteúdo programático do primeiro semestre, as regras de avaliação e as regras de conduta no laboratório.

1. 29/03/2011
QUÍMICA PARA
ENGENHARIA
AULA 1:
• Introdução
• Estrutura Atômica
Professor:
Geoffroy Roger Pointer Malpass (DEQ/ICTE)
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
OBJETIVO GERAL
A disciplina visa fornecer a descrição e compreensão qualitativa e
quantitativa dos fenômenos químicos relacionados às ciências exatas, em
particular aos cursos de engenharia, visando dessa forma, introduzir ao
aluno os fundamentos do método científico e o exercício do pensamento
crítico.
1

2. 29/03/2011
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
Livro Texto:
PRINCIPAL
Química - A Ciência Central - Theodore
L. Brown, H. Eugene Lemay, Bruce E.
Bursten, 9ª. edição, Pearson.
COMPLEMENTAR
Princípios de Química: Questionando a
Vida Moderna e o Meio Ambiente - Peter
Atkins; Loretta Jones
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
Ementa:
1º. Semestre:
1. Estrutura atômica:
(Introdução a teoria atômica; átomo de Dalton; natureza elétrica da matéria; modelo de Thonsom e
Rutherford; Radiação eletromagnética e o espectro atômico; Teoria de Bohr e o átomo de hidrogênio;
Números quânticos e Orbitais atômicos; O átomo de hidrogênio de Bohr).
2. Tabela periódica e propriedades gerais dos elementos:
(A lei periódica e a tabela periódica moderna; Configuração eletrônica dos elementos - estrutura eletrônica;
Propriedades periódicas dos elementos: Raio atômico, Volume atômico, Densidade, Pontos de fusão e
ebulição, Potencial ou energia de ionização, Afinidade eletrônica e Eletronegatividade).
3. Estrutura molecular:
(Ligação Química: Conceitos Gerais; As formas das moléculas e dos íons; Teoria da ligação de valência;
Teoria do orbital molecular).
4. Os estados da matéria e forças intermoleculares:
(Comparação entre as propriedades dos gases e líquidos; Forças de atração intermoleculares; Calor Latente
de vaporização; Pressão de Vapor; Ponto de ebulição; Ponto de congelamento; Sólidos cristalinos, Redes;
Raios atômicos e iônicos; Tipos de cristais; Curvas de aquecimento e resfriamento, mudanças de estado;
Diagramas de fases).
5. Soluções:
(Tipos de soluções; Unidades de concentração; O processo de dissolução em soluções líquidas; Calor de
dissolução; Solubilidade e temperatura; Efeito da pressão sobre a solubilidade; Pressões de vapor de
solução; Destilação fracionada; Propriedades coligativas das soluções).
2

3. 29/03/2011
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
Ementa:
2º. Semestre:
6. Reações e equações químicas:
(Tipos de reações químicas não-redox e redox envolvendo substâncias nos três possíveis estados da
matéria; Tipos de equações químicas: moleculares, iônicas completas e simplificadas (líquidas); Critérios
para estabelecer equações químicas baseados nas propriedades das substâncias em soluções aquosas;
Balanceamento de equações químicas não-redox e redox em meio aquoso).
7. Cálculos estequiométricos:
(O mol; Peso molecular e peso-formula; Composição centesimal; Formulas químicas; Formulas
moleculares; Balanceamento de equações químicas; Cálculos baseados em equações químicas; Cálculos
com agentes limitantes; Rendimento teórico e centesimal; Concentração molar).
8. Equilíbrio químico:
(O Estado de equilíbrio; A constante de equilíbrio; O quociente reacional; Usos e aplicações das
constantes de equilíbrio; Fatores que afetam o equilíbrio; Pressões parciais e a constante de equilíbrio:
relação entre Kc e Kp; O equilíbrio químico nas reações; Grandezas termodinâmicas e a constante de
equilíbrio; Como estimar o valor de Kc para qualquer tipo de reação química; Estimar constantes de
equilíbrio em qualquer temperatura).
9. Cinética química:
(Fatores que afetam a velocidade das reações; As Leis de velocidade e a ordem de reação; Modelos de
reações: O efeito da temperatura, a teoria das colisões e a teoria do complexo ativado; Mecanismos de
reação; Catálise).
10. Eletroquímica:
(Reações espontâneas e semi-reações; Células galvânicas; Diagramas de células, representação de uma
célula; Tipos de eletrodos nas células galvânicas; Tensão na célula e espontaneidade; Potencial padrão
de uma célula; Termodinâmica da célula; Eletrólise; Corrosão).
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
Avaliação:
-4 Provas (70%) + Relatórios (20%) + Avaliação Contínua (10%).
-Exame Final (60%).
-fluxograma da prática;
-anotar dados da prática;
Verificação do professor
-comportamento no laboratório;
-saber trabalhar em equipe;
-otimizar o trabalho/tempo no laboratório;
-limpeza e organização;
-desperdício de reagentes/solventes/equipamentos/vidrarias, etc;
3

4. 29/03/2011
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
Avaliação:
Prática: 30% do total: relatórios (25%) / participação (5%)
• 12,5 pontos de relatório (em cada semestre)
• 2,5 pontos de participação (em cada semestre)
• Aula prática de reposição - Apresentação de atestado
• As aulas práticas serão avisadas com no mínimo uma semana de
antecedência
Datas das avaliações:
1°AVALIAÇÃO: 30/04/2011 (17,5 pontos)
2°AVALIAÇÃO: 02/07/2011 (17,5 pontos)
3°AVALIAÇÃO: 24/09/2011 (17,5 pontos)
4°AVALIAÇÃO: 10/12/2011 (17,5 pontos)
PROVA SUBSTITUTIVA: (17,5 pontos)
CONDIÇÕES: Apresentação de atestado médico (NASS) e o aluno
deverá fazer a prova da matéria do semestre todo.
EXAME FINAL:
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
Regras:
Regras:
- Respeitar para ser respeitado – regra de boa educação;
- Não será permitida a utilização de computadores ou qualquer
outro equipamento eletrônico nas aulas e provas;
- Lista de presença;
- Faltou na Prova - O aluno somente poderá ter uma segunda
chance para fazer a prova perdida trazendo atestado médico
do NASS. Entretanto o aluno fará a prova no final do semestre
e a matéria será a do semestre todo;
- Nas aulas práticas somente será tolerado atraso de 5
minutos, em caso de atrasos maiores o aluno não fará a
prática e não poderá fazer aula de reposição;
4

5. 29/03/2011
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
Regras:
Regras:
- Nas aulas práticas os alunos deverão usar calça comprida
(jeans de preferência), sapato fechado com meia, jaleco de
manga comprida de algodão e óculos de segurança. AS
MENINAS – CABELOS PRESOS E NADA DE PULSEIRAS, ANÉIS
OU COLARES COMPRIDOS;
- No laboratório os alunos devem manter a ordem e trabalhar
com responsabilidade – laboratório não é lugar para
brincadeiras, bagunça, etc – vidraria, equipamentos, fogo,
solventes, etc;
- Na parte prática o (s) aluno (s) somente poderá
(ão) repor a prática trazendo atestado médico do
NASS, caso contrário não poderá repor a prática
e ficará com 0;
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
Errado X Certo
5

6. 29/03/2011
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
RESULTADO
28 mortos
100 feridos
6

7. 29/03/2011
INTRODUÇÃO
POR QUE ESTUDAR A QUÍMICA?
A INDÚSTRIA QUÍMICA
É DIFÍCIL IMAGINAR A VIDA SEM A CONTRIBUIÇÃO DA
QUÍMICA ...
QUÍMICA
→ Transporte: Produção de gasolina/diesel, aditivos
→ Roupas: materiais sintéticos, corantes
→ Alimentação: Refrigeração, embalagens,
conservantes
→ Medicina: Anestesia, desinfetantes,
remédios, vacinas, contraceptivos
→ Escritório: Toner, tinta, monitores LCD
→ Agricultura: Fertilizantes, pesticidas
→ Segurança: capacetes (policarbonato), retardantes de
incêndio
Mais de 96% dos bens manufaturados tem ligação direta com a indústria química
7

8. 29/03/2011
ALGUMAS ESTATÍSTICAS
Contribuição de 2,6 % do PIB em 2009
Classificações da matéria
Estados da matéria
• A matéria pode ser um gás, um líquido ou um sólido.
• Esses são os três estados da matéria.
• Os gases não têm forma nem volume definidos.
• Os gases podem ser comprimidos para formarem líquidos.
• Os líquidos não têm forma, mas têm volume.
• Os sólidos são rígidos e têm forma e volume definidos.
8

9. 29/03/2011
Classificações da matéria
Substâncias puras e misturas
• Os átomos consistem de apenas um tipo de elemento.
• As moléculas podem consistir de mais de um tipo de elemento.
– As moléculas podem ter apenas um tipo de átomo (um elemento).
– As moléculas podem ter mais de um tipo de átomo (um composto).
• Se mais de um átomo, elemento ou composto são encontrados juntos,
então a substância é uma mistura.
Classificações da matéria
Substâncias puras e misturas
9

10. 29/03/2011
Classificações da matéria
Elementos
• Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo mais, então ela é
um elemento.
• Existem 114 elementos conhecidos.
• A cada elemento é dado um único símbolo químico (uma ou duas letras).
• Os elementos são a base de constituição da matéria.
• A crosta terrestre consiste de 5 elementos principais.
• O corpo humano consiste basicamente de 3 elementos principais.
Classificações da matéria
10

11. 29/03/2011
Classificações da matéria
Misturas
• As misturas heterogêneas não são totalmente uniformes.
• As misturas homogêneas são totalmente uniformes.
• As misturas homogêneas são chamadas de soluções.
11

12. 29/03/2011
Propriedades da matéria
Mudanças físicas e químicas
• Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência física
muda.
– O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um líquido.
• As mudanças físicas não resultam em uma mudança de composição.
• Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma alteração
química:
– Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem completamente,
eles formam água pura. No frasco contendo água não há sobra de
oxigênio nem de hidrogênio.
Propriedades da matéria
12

13. 29/03/2011
Propriedades da matéria
Alterações físicas e químicas
• As propriedades físicas intensivas não dependem da quantidade de
substância presente.
– Exemplos: densidade, temperature e ponto de fusão.
• As propriedades físicas extensivas dependem da quantidade de substância
presente.
– Exemplos: massa, volume e pressão.
Propriedades da matéria
Separação de misturas
• As misturas podem ser separadas se suas propriedades físicas são diferentes.
• Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração.
• O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de filtrado, passa
pelo papel de filtro e é coletada em um frasco.
13

14. 29/03/2011
Propriedades da matéria
Separação de misturas
• As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas através de destilação.
• A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham pontos de ebulição
diferentes.
• Basicamente, cada componente da mistura é fervido e coletado.
• A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada primeiro.
Mistura
14

15. 29/03/2011
Unidades de medida
Unidades SI
• Existem dois tipos de unidades:
– Unidades fundamentais (ou básicas);
– Unidades derivadas.
• Existem 7 unidades básicas no sistema SI.
Unidades de medida
Unidades SI
• As potências de dez são utilizadas por conveniência com menores ou maiores unidades no sistema SI.
15

16. 29/03/2011
Unidades de medida
Unidades SI
Unidades de medida
Unidades SI
• Observe que a unidade SI para comprimento é o metro (m), enquanto a
unidade SI para massa é o quilograma (kg).
– 1 kg tem 2,2046 lb.
Temperatura
Existem três escalas de temperatura:
• Escala Kelvin
– Usada em ciência.
– Mesmo incremento de temperatura como escala Celsius.
– A menor temperatura possível (zero absoluto) é o zero Kelvin.
– Zero absoluto: 0 K = 273,15 oC.
16

17. 29/03/2011
Unidades de medida
Temperatura
• Escala Celsius
– Também utilizada em ciência.
– A água congela a 0 oC e entra em ebulição a 100 oC.
– Para converter: K = oC + 273,15.
• Escala Fahrenheit
– Geralmente não é utilizada em ciência.
– A água congela a 32 oF e entra em ebulição a 212 oF.
– Para converter:
5 9
°C = (°F - 32 ) °F = (°C ) + 32
9 5
Unidades de medida
17

18. 29/03/2011
Unidades de medida
Volume
• As unidades de volume são
dadas por (unidades de
comprimento)3.
– A unidade SI de volume
é o 1 m3.
• Normalmente usamos
1 mL = 1 cm3.
• Outras unidades de volume:
– 1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 =
1000 mL.
Unidades de medida
18

19. 29/03/2011
Unidades de medida
Densidade
• Usada para caracterizar as substâncias.
• Definida como massa dividida por volume:
• Unidades: g/cm3.
A incerteza na medida
A incerteza na medida
• Todas as medidas científicas estão sujeitas a erro.
• Esses erros são refletidos no número de algarismos informados para a
medida.
• Esses erros também são refletidos na observação de que duas medidas
sucessivas da mesma quantidade são diferentes.
Precisão e exatidão
• As medidas que estão próximas do valor “correto” são exatas.
• As medidas que estão próximas entre si são precisas.
19

20. 29/03/2011
A incerteza na medida
Precisão e exatidão
Aula 1
ESTRUTURA ATÔMICA
20

21. 29/03/2011
CONTEÚDO
• Introdução a teoria atômica,
• Átomo de Dalton,
• Natureza elétrica da matéria,
• Modelo de Thomson e Rutherford.
• Radiação eletromagnética e o espectro atômico.
• Teoria de Bohr e o átomo de hidrogênio.
• Números quânticos e orbitais atômicos
• O átomo de hidrogênio de Bohr
CONCEITOS BÁSICOS
O Átomo
• Núcleo: Prótons (+)
e nêutrons
• Elétrons (-)
Como chegamos neste ponto?
21

22. 29/03/2011
A idéia que a matéria é formada por pequenas partículas é
natural...
Quando a água num copo evapora ela não deixa de
existir
A água se separa em partículas tão pequenas que não
podemos vê-las
Como não podem ser vistos diretamente, os átomos são
explicados por modelos teóricos
HISTÓRICO
Muitas sociedades antigas desenvolveram teorias sobre a estrutura da
matéria:
• Índia: Século 6 AC conceitos de átomos e moléculas
• Grécia; século 5 AC: Leucipo e seu discípulo Democritus os primeiros a
sugerir a existência dos átomos:
Democritus usou a palavra atamos (ἄτοµος) - indivisível
– Ele acreditava que os átomos eram indivisíveis e
Democritus
indestrutíveis;
As idéias dele não explicavam o comportamento químico e não se baseava em
métodos científicos – somente filosóficos.
22

23. 29/03/2011
ROBERT BOYLE: SÉCULO 17
Até o século 17, pessoas acreditavam que o mundo era
composto dos quatro elementos clássicos:
Água, Terra, Fogo e Ar.
•1661, filosofo natural Robert Boyle publicou
o livro The Sceptical Chymist (O Químico
Cético);
•Propos que matéria é composta de
combinações de átomos.
DALTON
John Dalton
John Dalton
(1766 – 1844)
• Químico;
• Físico;
• Meteorologista;
• Famoso para descrever
“Daltonismo”;
• Sugeriu um modelo atômico.
23

24. 29/03/2011
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
Para Dalton:
• Todos os elementos são compostos de minúsculas partículas
indivisíveis, chamadas átomos;
• Átomos de diferentes elementos se combinam para formar
compostos químicos;
• Nas reações químicas os átomos são combinados, separados ou John Dalton
rearranjados – mas nunca se transformam em átomos de outro (1766 – 1844)
elemento.
• Átomos não podem ser criados, divididos em partículas menores
ou destruídos. Uma reação química só altera a forma em que os
átomos estão ligados
Teoria atômica moderna é um pouco mais complexa, mas a
essência é a mesma.
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
• Dalton imaginou átomos maciços.
• Isso é suficiente para entender e
explicar a composição das substâncias
e as relações entre massas de
reagentes e produtos.
2H2 + O2 → 2H2O
• Na época não se conhecia a
composição exata das substâncias, a
geometria das moléculas e o tamanho
relativo dos átomos.
24

25. 29/03/2011
ESTRUTURA DO ÁTOMO
O ELÉTRON
No dia a dia, existem vários exemplos que comprovam
a natureza elétrica da matéria:
• Um relâmpago durante uma tempestade;
• Levar choque da maçaneta de um carro. J.J. Thomson
Os primeiros estudos científicos sobre a estrutura do átomo foram feitos
estudando-se os gases:
O trabalho do físico Joseph John Thomson usando um tubo de raios
catódicos
25

26. 29/03/2011
O ELÉTRON: DESCOBERTA
Em 1897, J.J. Thomson, usando um tubo de raios catódicos, descobriu a
presença de partículas carregadas negativamente: o elétron.
-Tubo parcialmente evacuado;
-Aplica-se uma alta tensão nos eletrodos: Cathode Ray Tube (1).flv
Thomson concluiu que:
• O feixe era composto de partículas (não de luz);
• As partículas eram carregadas negativamente.
O tubo de raios de catódicos é, basicamente, a tecnologia usada em
televisores tradicionais
MASSA DO ELÉTRON
1916 – Robert Millikan determinou a
massa do elétron como sendo
1/1840 da massa de um átomo de
hidrogêni e tem uma unidade de
carga negativa.
A Massa do elétron é
9.11 x 10-28 g
26

27. 29/03/2011
CONCLUSÕES DO ESTUDO DO ELÉTRON
• Os raios catódicos têm propriedades idênticas independentemente do
material (eletrodo) utilizado para produzi-lo – Todos os elementos
devem conter elétrons carregados idênticos;
• Os átomos são neutros, então devem haver partículas positivas nos
átomos, para balancear a carga negativa dos elétrons;
• Os elétrons têm uma massa tão pequena que os átomos devem conter
outras partículas que representam a maioria da massa.
PRÓTONS E NEUTRONS
• Em 1886, Eugen Goldstein, observou o que hoje é
chamado de “próton” – partículas com carga positiva
e peso relativo de 1 (ou 1840 vezes a massa do
elétron)
• Em 1932, James Chadwick confirmou a existência do
“nêutron” – partícula sem carga, mas com a massa
aproximadamente igual à do próton.
27

28. 29/03/2011
Partículas Subatômicas
Partícula Carga Massa (g)
ELÉTRON -1 9.11 x 10-28
PRÓTON +1 1.67 x 10-24
NÊUTRON 0 1.67 x 10-24
Modelo Atômico de Thomson
Thomson acreditava que os elétrons
eram como ameixas em um pudim– por
isso esse modelo é conhecido como
“pudim de ameixas” (“plum pudding”)
• Modelo de Thomson teve uma vida curta, mas foi o primeiro modelo a
considerar que o átomo é composto de partículas menores–
subatômicas;
• Para saber como a estrutura atômica foi desvendada, temos que saber
um pouco sobre a historia da radioatividade.
28

29. 29/03/2011
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.
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
29

30. 29/03/2011
O EXPERIMENTO DE RUTHERFORD - 1911
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.
RESULTADO SUPREENDENTE
• A maioria das partículas α passaram
diretamente através da chapa, sem desviar
chapa, desviar.
• Algumas partículas α foram desviadas
com ângulos grandes.
grandes.
• Se o modelo do átomo de Thomson
estivesse correto, o resultado de
Rutherford seria impossível.
Conclusões:
O núcleo é pequeno, denso e carregado positivamente.
30

31. 29/03/2011
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.
O ÁTOMO COM NÚCLEO
• 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.
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve
aos elétrons.
Assim, temos um modelo do átomo mais próximo
de nosso entendimento atual, mas como é que os
elétrons ficam em volta do núcleo?
31

32. 29/03/2011
ESTRUTURA
ELETRÔNICA DOS
ÁTOMOS
MODELO DE RUTHERFORD: PROBLEMAS
• 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.
• Para explicar isso, temos que pensar um pouco sobre a natureza da luz:
• Natureza ondulatória
• Natureza particulada
• Vamos considerar primeiro a natureza ondulatória
32

33. 29/03/2011
• A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação da
radiação com a matéria
• A luz que podemos ver com os nossos olhos (luz visível) é um tipo de
radiação eletromagnética (ondas).
• As ondas eletromagnéticas têm características ondulatórias semelhantes às
ondas que se movem na água.
• Radiação eletromagnética é uma forma de transportar energia pelo espaço.
• Existem diferentes formas além de luz visível:
Ondas de rádio
Calor (infravermelho)
Ultravioleta
Microondas
Raios X
Todas tem as seguintes características:
1. Amplitude (A)
2. Comprimento de onda (λ - lambda) – unidade: metros (m)
3. Freqüência (ν - ni) – unidade: Hertz (Hz) s-1
4. Viagem em uma velocidade, c (3,00 x 10 8 m s-1) – valor constante
Qto. mais curto o λ, maior a freqüência, ν.
λν = c
33

34. 29/03/2011
A radiação visível tem λ entre 400 nm (violeta) e 750 nm (vermelho).
O modelo ondulatório da luz explica muito bem o comportamento da luz, mas existem três
fenômenos importantes que ele não pode explicar satisfatoriamente:
1. A emissão de luz por objetos quentes (radiação de corpo preto); Objetos
aquecidos passam por várias cores “quente vermelho” e “quente branco”:
• O físico alemão, Max Planck, sugeriu que energia pode ser liberada em
“pedaços” e aplicou o nome quanta (quantidade fixa). A energia, E, de um
quanta é igual a freqüência (ν) muliplicada por uma constante.
• Esta constante é a constante de Planck (h) – 6,63 x 10-34 J s.
E=hν
A noção de quanta é esquisita e passa despercebida em nosso dia-a-dia
devido ao fato que a energia de um único quantum é muito pequena. Por
outro lado seu impacto em nível atômico é muito mais significativo.
34

35. 29/03/2011
2. Emissão de elétrons de uma superfícies metálica onde a luz
coincide (efeito fotoelétrico - Einstein);
1. Einstein bombardeou uma amostra de
metal com luz.
2. Ao receber a luz de uma dada energia o
metal emite um elétron – abaixo deste valor
de energia nada acontece.
3. O comprimento de onda mínimo para isso
acontecer é diferente para cada metal.
•Einstein supôs que a luz trafega em
pacotes de energia denominados fótons.
•A energia de um fóton: E = h ν
3. A emissão de luz a partir de um gás excitado eletronicamente (espectro
de emissão)
• A luz branca pode ser separada
em um espectro contínuo de cores.
• Observe que não há manchas
escuras no espectro contínuo que
corresponderiam a linhas
diferentes – isso é um espectro
contínuo
• Nem todos as fontes de irradiaçào
produzem espectros contínuos.
• Quando se confina um gás a alta
pressão e aplicar um potencial, os
gases emitem cores diferentes
35

36. 29/03/2011
• O físico dinamarquês Niels 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.
1913 - Niels Bohr
Bohr refinou a idéia de Rutherford - elétrons
encontram-se em orbitas, como os
planetas orbitando o sol, onde cada orbita
pode conter um número fixo de elétrons.
Niels Bohr
(1885 – 1962)
36

37. 29/03/2011
1913 - Niels Bohr
• O elétron se movimenta em órbitas circulares em volta de um núcleo.
• A energia de um elétron não pode apresentar qualquer valor, mas, sim,
valores múltiplos de um quantum (plural de quanta)
• Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron e ele
não emite energia ao percorrê-las
• Quando um elétron passa de uma órbita para outra, ele emite ou absorve
uma quantidade finita de energia (um quantum)
1913 - Niels Bohr
• O modelo de Bohr estabelece que os átomos possuem regiões específicas
para acomodar seus elétrons – camadas eletrônicas
• No seu estado fundamental, os elétrons ocupam o nível mais baixo
• Quando o átomo recebe energia suficiente de uma fonte externa um ou mais
elétrons “pulam” para níveis energéticos maiores, formando um estado
excitado
37

38. 29/03/2011
1913 - Niels Bohr
• Quando o elétron “pula” para outro nível de energia, ele cria um espaço livre.
1913 - Niels Bohr
• A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1,
é a mais próxima do núcleo e convencionou-se
que ela tem energia negativa.
• A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n
próximo ao infinito e corresponde à energia
zero.
• Os elétrons no modelo de Bohr podem se
mover apenas entre órbitas através da
absorção e da emissão de energia em quantum
(hv).
• A limitação do modelo do Bohr é que ele
somente descreve o comportamento do elétron
em termos de um partícula e desconsidera seu
comportamento ondulatória.
38

39. 29/03/2011
ESTRUTURA ELETRÔNICA
• 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:
h
λ=
mv
• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é uma
propriedade ondulatória.
• de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas.
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.
• Se ∆x é a incerteza da posição e ∆mv é a incerteza do momento, então:
h
∆x·∆mv ≥
4π
39

40. 29/03/2011
Schröedinger
• Schrödinger propôs uma equação que
contém os termos onda e partícula.
• A resolução da equação leva às funções de
onda (Ψ).
• A função de onda fornece o contorno do
orbital eletrônico.
• O quadrado da função (Ψ2) de onda fornece
a probabilidade de se encontrar o elétron,
isto é, dá a densidade eletrônica para o
átomo
ESTRUTURA ELETRÔNICA
• Depois de muitos estudos – terão que acreditar – foram determinadas
sete “camadas eletrônicas” – números quânticos principais (n): 1, 2, 3
4 ... n
• Cada camada é dividida em sub-camadas (s, p, d, f, g, h, i) - número
quântico azimutal (l)
• Essa divisão depende da distância do núcleo.
1ª camada – 1s
2ª camada – 2s 2p
3ª camada – 3s 3p 3d
4ª camada – 4s 4p 4d 4f
5ª camada – 5s 5p 5d 5f 5g
6ª camada – 6s 6p 6d 6f 6g 6h
7ª camada – 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i
...e tem mais.
40

41. 29/03/2011
ESTRUTURA ELETRÔNICA
Os elétrons são arranjados em Níveis de Energia ou Camadas ao redor do
núcleo de átomo.
• 1a. camada máximo de 2 elétrons
• 2a. camada máximo de 8 elétrons
• 3a. camada máximo de 18 elétrons
...mas
ESTRUTURA ELETRÔNICA
• O princípio de exclusão de Pauli: dois
elétrons só podem ocupar o mesmo orbital se
tiver “spins” opostos;
• Spin é uma medida do movimento rotacional
de um elétron ao redor do seu próprio eixo
(horário e anti-horário);
• Este movimento faz que ele cria campo
magnético;
• Usa-se a convenção ↑↓ para indicar o “spin”
• Num mesmo orbital:
• Por convenção é dado com ms, e pode ter os
valores de +1/2 e -1/2 são números
quânticos de spin (ms).
Isso leva a outras conseqüências – como pode ter mais de 2 elétrons no
orbital p?
41

42. 29/03/2011
ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS
1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n
aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante
do núcleo.
2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor
de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. 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.
3. Número quântico de spin, ms: -1/2 ou +1/2
4. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O
número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a
orientação do orbital no espaço.
83
ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS
84
42

43. 29/03/2011
Estrutura eletrônica
Portanto, cada orbital é dividida em sub-orbitais....
1ª camada – 1s: 1 orbital (2 e-)
2ª camada – 2s: 1 orbital (2 e-)
2p: 3 orbitais (6 e-)
3ª camada – 3s: 1 orbital (2 e-)
3p: 3 orbitais (6 e-)
3d: 5 orbitais (10 e-)
4ª camada – 4s: 1 orbital (2 e-)
4p: 3 orbitais (6 e-)
4d: 5 orbitais (10 e-)
4f: 7 orbitais (14 e-)
•Elétrons em cada sub-orbital tem uma orbita (distribuição) distinta e
uma energia associada
•Para um átomo os elétrons preenchem os orbitais com maior
energia primeiro (menor número quântico)
ESTRUTURA ELETRÔNICA
Energia de orbitais
1s > 2s > 2p > 3s > 3p > 4s > 3d > 4p > 5s >4d > 5p > 6s
Agora podemos estabelecer a distribuição eletrônica para qualquer átomo
43

44. 29/03/2011
ÁTOMO DE HÉLIO
camada
próton
N
+ -
+
- N
nêutron
elétron
2 eletrons, 2 protons, e 2 neutrons.
DEFINIÇÃO DE TERMOS
O número atômico (Z) é o número de prótons
(indicado na parte inferior do símbolo)
O número de massa (A) é o número de prótons
+ o número de nêutrons (indicado na parte
superior do símbolo)
Por convenção, para um elemento X, escreve-se
Z X
A
44

45. 29/03/2011
ÁTOMO DE HÉLIO
4
2 He
Quando existe o mesmo elemento, mas com um número de nêutrons
(portanto número de massa) diferente, este é denominado isótopo.
ESTRUTURA ELETRÔNICA
Lembrando ZAX, onde Z é o número de prótons:
1H: 1s1
2He: 1s2
3Li: 1s 2s
2 1
4 Be: 1s2 2s2
5B: 1s 2s 2p
2 2 1
45

46. 29/03/2011
EXERCÍCIO
Escrever a configuração eletrônica dos seguintes elementos:
40 23 16
a) Ca20 b) Na11 c) O8
35 28 5
d) Cl e) Si f) B 11
17 14
ESTRUTURA ATÔMICA
Existem 3 maneiras de representar a estrutura atômica de um elemento
ou composto:
1. Configuração Eletrônica (já vista);
2. Diagramas de bolas;
3. Diagrama usando a regra de Hund;
46

47. 29/03/2011
DIAGRAMAS DOT & CROSS
Com o diagrama de Dot & Cross os elétrons são representados bolas ou “x”
para mostrar as diferentes camadas eletrônicas de um elemento:
X
14
Nitrogênio
N
X X N X X
7
XX
DIAGRAMA DE SETAS
Regra de Hund: Os elétrons preencherão, preferencialmente, os orbitais vazios:
1H: 1s1 ↑
2He: ↑↓
1s2
3Li: 1s2 2s1 ↑↓ ↑
5B: 1s2 2s2 2p1 ↑↓ ↑↓ ↑
6C: 1s2 2s2 2p2 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
7N: 1s2 2s2 2p3 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ Menor nível de energia
Esta forma de apresentar os orbitais atende melhor o princípio de exclusão de Pauli
47

48. 29/03/2011
REPRESENTAÇÃO DO ORBITAIS
ORBITAIS
• Até este momento temos falado em termos de orbitais s, p, d, f, g, h, i.
• Para a maioria das substâncias entendimento dos orbitais s, p, d é
suficiente;
• Então, o que são estes orbitais?
Orbital s
• No início o Bohr imaginou que um
elétron orbita o núcleo como um
planeta orbita em volta do sol;
• Na interpretação moderna um
orbital é uma região do espaço na
qual a probabilidade de encontrar
o elétron é elevada.
48

49. 29/03/2011
Orbital s
No caso do orbital s, o tamanho aumenta com cada camada elétrica, pois o
elétron se torna mais energético (portanto aumenta a probabilidade de se
afastar o núcleo)
Orbital p
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.
• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
98
49

50. 29/03/2011
Orbital p
Cada nível p é formada por 3 sub-níveis:
Orbital d e f
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.
100
50

51. 29/03/2011
Orbital d
Cada nível d é formada por 5 sub-níveis:
IMPORTANTE: Orbitais simplesmente representam a probabilidade de
encontrar um elétron com uma dada energia.
ISÓTOPOS, NÚMEROS ATÔMICOS E
NÚMEROS DE MASSA.
51

52. 29/03/2011
O ÁTOMO
• Sabemos que átomos são feitas de elétrons, prótons e nêutrons.
• O que torna o átomo de uma substância diferente de um átomo
outra substância?
O número de prótons
(O número de elétrons deve ser igual ao número de prótons)
Vamos considerar o átomo de Hélio
ÁTOMO DE HÉLIO
camada
próton
N
+ -
+
- N
nêutron
elétron
2 eletrons, 2 protons, e 2 neutrons.
52

53. 29/03/2011
DEFINIÇÃO DE TERMOS
O número atômico (Z) é o número de prótons
(indicado na parte inferior do símbolo)
O número de massa (A) é o número de prótons
+ o número de nêutrons (indicado na parte
superior do símbolo)
Por convenção, para um elemento X, escreve-se
Z X
A
ISÓTOPOS
• Muitos elementos são encontrados como uma mistura de
isótopos Muitos isótopos são importantes:
• Carbono existe com 4 isótopos11C, 12C, 13C, e 14C.
12
C = 99% do total
14C (carbono quatorze) é usado para estimar a idade de fósseis
53

54. 29/03/2011
EXERCÍCIO
Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem em um átomo de 197Au?
Resposta: 79 prótons, 79 elétrons e 118 nêutrons
E 138Ba e 28Si?
Elemento Número atômico
Au 79
Ba 56
Si 14
Mg 12
EXERCÍCIO
O magnésio (No Atômico = 12) tem isótopos com massas 24, 25 e 26.
(a) escreva o símbolo completo para cada um.
(b) Quantos nêutrons tem em cada núcleo?
Resposta: (a) 2412Mg; 2512Mg e 26
12Mg; (b) 12, 13, 14
54

55. 29/03/2011
PESO ATÔMICO
Conceito de pesos atômicos
• Devemos lembrar que o número de massa é somente uma soma dos
prótons e nêutrons presentes no núcleo.
• Devemos lembrar que prótons e nêutrons têm massa...
Vamos pensar
• 100 g de água (H2O) contem 88,9 g de Oxigênio e 1,1 g de Hidrogênio;
• Água contem ~8 vezes mais Oxigênio que hidrogênio (por massa)
• Ao saber que a água tem a proporção de 2H:1O, ao H foi dado o valor
1 e ao O o valor 16 (2x8).
• Daí descobriram um isótopo de Oxigênio (17O) ...
55

56. 29/03/2011
Conceito de pesos atômicos
12
Assim, um padrão que usa a massa de C foi estabelecido em 1964.
• Definiu-se a “unidade atômica”, u.
• Definiu-se: u = 1/12 da massa de um átomo de 12C.
• Usando unidades de massa atômica:
1 u = 1,66054 x 10-24 g
1 g = 6,02214 x 1023 u
Neste sistema, o peso atômico de H é 1,0078 u
Conceito de pesos atômicos
56

57. 29/03/2011
FORMAÇÃO DE ÍONS
ÍONS
• Íon: uma espécie com um número de elétrons diferente (a mais ou a
menos) do número de prótons. Existem dois tipos:
• Ânion: carregado negativamente (ganhou e-)
• Cátion: carregado positivamente (perdeu e-)
• A tendência de formar ânions ou cátions depende da natureza
química de cada elemento/substância – mais para frente no curso.
57

58. 29/03/2011
SUMÁRIO DA AULA
• Introdução à disciplina
• Histórico do desenvolvimento da Estrutura do átomo
• Estrutura atômica moderna
geoffroy.malpassuftm@gmail.com
58