aula q - química quântica

MODELO ATÔMICO: DO SIMPLES AO ELABORADO
UMA TENTATIVA DE DESVENDAR OS MISTÉRIOS DA MATÉRIA
Leucipo → Demócrito → Epicuro (de
400-250 a.C): a matéria seria
constituída de átomos e espaços
vazios;
Aristóteles (384-322 a.C.): a matéria
seria contínua. Negava a existência de
espaços vazios na matéria. As
menores partículas seriam grãos de
matéria, que exibiriam todas as suas
propriedades. Por mais de 2000 anos
prevaleceu a teoria aristotélica...
Stahl, séc. XVIII: Flogistico, um outro
elemento?
Século XIX
1803 (?) : Dalton retomou a hipótese atômica para explicar as Leis
Ponderais, o comportamento dos diversos gases da atmosfera e das
misturas gasosas;
1833: Faraday estabelece uma
relação entre a eletricidade e a
idéia de partículas;
Segunda metade do século:
Willian Crookes desenvolve a
ampola de raios catódicos.
1897: J. J. Thomson comprovou a natureza corpuscular dos
raios catódicos e mediu não só a velocidade das partículas,
mas também a relação entre sua carga e sua massa (Em
1911, Millikan determina a carga do elétron).
1900: A partir dos
resultados de suas
experiências, Thomson
propõe um novo modelo
para o átomo...
Porém, antes do modelo atômico de
Thomson, outros experimentos marcaram o
final do século XIX e provocaram
conseqüências profundas no século XX: a
descoberta do raio X por Rötngen (1895), a
descoberta e os estudos sobre a
radioatividade realizados por Henri
Becquerel (1896) e o casal Curie e a
descoberta das radiações α, β e γ por
Rutherford (1898);
Experimento I de Rutherford:
PRIMEIRA METADE DO SÉCULO XX
Experimento II de Rutherford (orientador):
Resultado esperado: de acordo com os cálculos de Geiger e Marsden
a partir dos conhecimentos já disponíveis sobre a força de interação
coulombiana que ocorre entre partículas carregadas:
Resultados reais obtidos:
Rutherford propõe um novo modelo atômico:
O átomo é constituído por duas
regiões: a eletrosfera e o núcleo;
No núcleo estaria concentrada toda a
massa do átomo. Esse núcleo seria
ainda formado por prótons (de carga
+ e m = 1,6 · 10-24) e nêutrons (sem
carga e m = 1,672x10-24 g). Esta
última partícula foi verificada
experimentalmente por Chadwick em
1932;
A eletrosfera seria povoada por
elétrons (de carga – e m =
9.10 × 10−28 g);
Vamos fazer exercícios!
UNIVERSO ATÔMICO E SUAS PARTÍCULAS
CONCEITOS IMPORTANTES
ESTRUTURA BÁSICA
Partículas básicas do núcleo e da eletrosfera
Um átomo eletricamente neutro possui igual n° de pr ótons e elétrons
*Íons: átomo com n° diferente de prótons e elétrons.
Número atômico (Z) = n° de prótons
Número de massa (A): A = Z + n
Representação simbólica:
Exemplos:
1) Átomo eletricamente neutro:
2) Átomo eletricamente carregado:
Elemento químico e isótopos
Elemento químico: conjunto de átomos de mesmo número atômico;
Isótopos: átomos de mesmo Z, mas com A diferente;
Qual seria então a massa do
elemento químico Hidrogênio?
Representação simbólica:
Determinação da massa do elemento químico
A massa atômica de um
elemento químico é a
média ponderada das
massas atômicas de seus
isótopos.
MAE = x%.MAI1 + ... + x%MAIn
100
Exemplo:
MAN = 99,63.14 + 0,37.15
100
MAN = 14,004 u
Aprimoramento do modelo de Rutherford:
PRELÚDIO
1675: Newton faz experimentos com a decomposição da luz
Espectro eletromagnético:
Em um movimento ondulatório é possível identificar dois elementos
principais:
O comprimento de onda (λ) e a freqüência (ν) que mantêm a seguinte
relação:
1859: Kircchhoff e Bunsen começam a estudar os espectros dos
átomos;
Aprimoramento do modelo de Rutherford:
PRELÚDIO
Espectro eletromagnético
1900: Planck propôs que a radiação é emitida na forma descontínua, em
minúsculas quantidades fixas, denominadas quanta.
ε = hν
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD-BOHR
Principais postulados:
O elétron estaria em órbita circular em torno no núcleo;
A energia do elétron estaria quantizada associada então a um nível de
energia ou camada;
O elétron estaria em estado estacionário de energia. Nessa condição,
o átomo estaria no chamado estado fundamental (estado mínimo de
energia);
Ao receber energia, os elétrons realizariam saltos quânticos (a níveis
mais energéticos). Retornando para sua posição original, o elétron
devolveria a energia recebida sob a forma de ondas eletromagnéticas;
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD-BOHR
LIMITAÇÕES DA MECÂNICA CLÁSSICA
E O SURGIMENTO DA MECÂNICA ONDULATÓRIA (Quântica)
1 – DUALIDADE ONDA-PARTÍCULA DA MATÉRIA
Louis de Broglie (1924): sugeriu que assim como “as ondas de luz”
tinham propriedades de partículas o inverso também deveria ser válido.
De Broglie propôs que toda partícula está associada a um comprimento
de onda λ , que poderia ser determinado pela seguinte equação:
λ = h.m–1.ν
ν−1
Em que h é a constante de Planck
( h = 6,6260693 x 10-34 J.s)
2 – PRINCÍPIO DA INCERTEZA
Heisenberg (1925): quando se deseja descrever a trajetória de uma
partícula em movimento, deve-se determinar sua posição e velocidade.
Para partículas macroscópicas isso é perfeitamente possível. No
entanto, Heisenberg propôs um princípio que revela a significativa
incerteza em se determinar a velocidade e posição (portanto, trajetória)
de partículas atômicas (elétrons).
3 – FUNÇÃO DE ONDA E OS ORBITAIS
Schrödinger (1926): após a elucidação do caráter ondulatório do elétron,
os esforços dos cientistas se direcionaram no sentido de adaptar o
modelo de Bohr a esse conceito. Uma brilhante solução foi então
encontrada por Erwin Schrödinger (contribuições posteriores de Paul
Dirac).
Utilizando a equação de De Broglie, Schrödinger deduziu uma equação de
onda tridimensional para os elétrons. Calculando as soluções possíveis
para essa equação e plotando em um gráfico, são obtidas as posições com
probabilidade de conter o elétron. Essa região é então chamada de orbital:
Possível região em que podem ser encontrados
os 2 primeiros elétrons
As soluções numéricas para essa equação, denominadas números
quânticos (principal, secundário, magnético e spin), permitem que cada
elétron seja caracterizado pela sua quantidade de energia.