Parte I - Webnode

• O átomo de Dalton
A teoria atômica de Dalton foi baseada no seguinte modelo:
1) Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos.
2) Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem destruídos.
3) Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento
são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes
propriedades.
4) As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de
átomos - LEI DE CONSERVAÇÃO DAS MASSAS.
5) Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão
fixa – LEI DA COMPOSIÇÃO DEFINIDA.
Observação: sabemos hoje que átomos são formados de pequenas partículas e que, devido à
existência de ISÓTOPOS, todos os átomos de um dado elemento não têm a mesma massa.
• Experimentos em tubos de Crookes (raios catódicos):
Os experimentos de tubos de Crookes podem ser interpretados da seguinte forma: a baixas
pressões, é evidente que alguma coisa deixa o cátodo e viaja para o ânodo.
RAIO CATÓDICO = fluxo de minúsculas partículas.
Pode ser usado qualquer metal como eletrodo e qualquer gás no tubo, exceto para aqueles gases
que emitem cor a pressões intermediárias.
Thomson mostrou que as partículas em raio catódico são carregadas negativamente. Atualmente,
estas partículas são chamadas de elétrons. Devido às partículas que emergem do cátodo em tubo
de Crookes sempre terem as mesmas propriedades e serem independentes do material do cátodo,
pode-se concluir que elas estão presentes em toda matéria.
Thomson mostrou a razão carga-massa do elétron.
Millikan ao realizar um experimento demonstrou a carga do elétron.
Todas as observações experimentais feitas com tubos de Crooker.podem ser resumidas como
segue: os elétrons estão presentes em qualquer substância usada como cátodo. Sob influência de
alta voltagem localizada nos eletrodos do tubo, os elétrons deixam o cátodo, e alguns deles
colidem com as moléculas do gás no tubo, chocando-se um ou mais elétrons adicionais, que
deixam as moléculas com uma carga positiva. Desde que as moléculas são normalmente
descarregadas (neutras), essas moléculas e seus átomos consistem em partículas carregadas
positivamente e elétrons carregados negativamente. A soma das cargas positivas em uma
molécula normal precisa ser igual à soma das cargas negativas dos elétrons, assim, a molécula
não carrega carga líquida.
Quando uma molécula (ou átomo) perde um ou mais de seus elétrons, adquire uma carga líquida
positiva igual ao número de elétrons perdidos. A partícula resultante é chamada de íon positivo.
(vale o mesmo p/ íon negativo).
A carga de um íon é o produto da carga apresentada na sua fórmula vezes a magnitude da carga
do elétron.
• O átomo de Thomson:
Átomo como uma esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons estão incrustados, e
apontou que isso levaria uma fácil remoção dos elétrons dos átomos. (”Pudim de ameixas”).
www.soexatas.com
Página 1
• O átomo de Rutherford (experimento de Geiger-Mausden):
Rutherford, Geiger e Mausden lançaram um fluxo de partículas alfa emitidas por
uma pequena quantidade do elemento polônio em várias folhas finas de diversos materiais como
mica, papel, ouro. Observaram que, embora muitas partículas atravessassem as folhas em linha
reta, algumas foram espalhadas ou desviadas da linha reta.
O modelo de Rutherford apresenta o átomo consistindo em um pequeno núcleo
rodeado por um grande volume no qual os elétrons são distribuídos. O núcleo carrega toda a
carga positiva e a maior parte do átomo.
• O átomo moderno:
Em resumo, podemos então descrever um átomo como apresentado um núcleo central, que é
pequeníssimo, mas que contém a maior parte da massa do átomo e é circulado por uma enorme
região extranuclear contendo elétrons (carga - 1). O núcleo contém prótons (carga + 1) e nêutrons
(carga 0). O átomo como um todo não tem carga devido ao número de prótons ser igual ao
número de elétrons. A soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em
comparação com a massa dos prótons e nêutrons.
Observações:
ISÓTOPOS – mesmo número atômico. Exemplo: O ; O ; O
*massa atômica: média ponderada das massas de todos os seus isótopos de ocorrência
material.
O dilema do átomo estável: elétron parado x elétron em movimento
↓
↓
Atração do núcleo (+) Trajetória em órbita, elétron emitindo energia
com o elétron (-),
radiante, o elétron espiralaria
provocando colapso do átomo
para o núcleo, colapso do átomo
As leis da física clássicas são insatisfatórias quando aplicada a partículas tão pequenas quanto
elétrons.
• Energia Radiante (energia eletromagnética):
Percorre 3x10 m/s no vácuo(c).
Consiste na combinação da oscilação dos campos elétricos e magnéticos percorrendo o espaço.
. =
• Espectroscopia atômica:
Descobriu-se que os comprimentos de ondas da luz responsáveis pelas linhas nas séries de
Balmer de hidrogênio estão relacionados pela equação:
1
1 1
=R −
λ
4 n²
em que R = 1,0974x10 nm = cte. deRydbergen ∈ N, n ≥ 3.
www.soexatas.com
Página 2
As equações diferentes (para as diferentes séries) podem ser combinadas em uma
única relação simples,algumas vezes chamadas Equação de Rydling:
1
1
1
= R, − λ
n
n
em que . > .
• O átomo de Bohr e os níveis de energia do átomo de hidrogênio:
Questionou a física clássica.
Ele deduziu que, em um átomo, um elétron não está livre para ter qualquer quantidade de
energia. Preferencialmente, um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades
específicas de energia; isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada.
Plank e Einstein mostraram que independente das radiações eletromagnéticas elas comportavamse como pacotes de energia (fótons).
h. c
E1ó345 = h. f =
λ
Devido à relação simples entre a energia e o comprimento de onda de um fóton, o comprimento
da onda da radiação precisa também ser quantizado.
O maior sucesso de Bohr reside no fato de que ele foi capaz não somente de deduzir a equação,
mas também de calcular um valor de R que concorda com o valor experimental para cinco
algarismos significativos. Assim, Bohr foi capaz de obter todos os comprimentos de onda no
espectro de linhas de hidrogênio.
Bohr propôs o modelo planetário modificado no qual cada nível de energia quantizado
corresponde a uma órbita eletrônica circular, específica e estável com raio quantizado.
• Energia Quantizada:
O modelo ondulatório não conseguiu explicar alguns fenômenos:
I.
Radiação de corpo preto (emissão de luz por objetos quentes).*
II.
Efeito fotoelétrico (emissão de elétrons a partir de superfícies metálicas onde a luz incide).**
III.
Espectro de emissão (emissão de luz a partir de átomos de gás excitados eletronicamente).
*
- Planck propôs que a energia podia ser liberada (ou absorvida) apenas em “pedaços” distintos de
tamanhos mínimo (quantum).
- Dizemos que as energias permitidas são quantizadas, isto é, seus valores são restritos a
determinadas quantidades.
**
- Einstein supôs que a energia radiante atingindo a superfície metálica é um fluxo de pacotes de
energia. Cada pacote de energia, chamado de fóton, comporta-se como uma partícula minúscula.
Einstein deduziu que cada fóton deveria ter uma energia proporcional à frequência da luz.
E1ó345 = h. f
- Se os fótons têm mais energia do que a energia mínima (função trabalho =Φ) necessária para
liberar os elétrons, o excesso aparece como energia cinética dos elétrons emitidos.
www.soexatas.com
Página 3
E943:; = Φ + E=>5é3>=:
- Dualidade da luz: comporta-se macroscopicamente como uma onda, mas consiste em um conjunto
de fótons. Quando examinamos o fenômeno em nível atômico, observamos suas propriedades de
partículas.
• Espectro de linhas e modelo de Bohr:
Nem todas as fontes de radiação produzem um espectro contínuo. Quando a luz vinda dos tubos
contendo gases passa através de um prisma, apenas linhas de poucos comprimentos de onda estão
presentes nos espectros resultantes. As linhas coloridas são separadas por região pretas, que
correspondem o comprimento de onda ausente na luz. Um espectro contendo apenas radiações de
comprimentos de onda específicas é chamado espectro de linhas.
Equação de Rydlurg, que permite calcular os comprimentos de todas as linhas espectrais do
hidrogênio.
Bohr começou supondo que os elétrons moviam-se em órbitas circulares ao redor no núcleo.
Entretanto, de acordo com a física clássica, uma partícula carregada que se move em uma
trajetória circular perderia energia continuamente pela emissão de radiação eletromagnética. À
medida que o elétron perde energia, ele deve mover-se em forma de espiral em direção ao núcleo,
assumindo que as leis predominantes da física eram inadequadas para descrever todos os
aspectos dos átomos. Além disso, ele adotou a ideia de Planck de que as energias eram
quantizadas. Bohr baseou seu modelo em três postulados:
a). Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas, são
permitidas para os elétrons em um átomo.
b). Um elétron em um estado de energia permitido não irradiará energia e, portanto, não se
moverá em forma de espiral em direção ao núcleo.
c). A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de
energia permitido para ouro. Essa energia é emitida ou absorvida como fóton.
Bohr calculou as energias correspondentes a cada órbita permitida
1
@ = −2,18C10
.²
em que n é o número quântico (. ∈ D ∗ ).
Observações: quanto maior n, maior o raio da órbita; quanto mais baixa (mais negativa) for a
energia, mais estável será o átomo.
Um elétron deve absorver energia para que ele mude para um estado de mais alta energia
(um estado com um valor mais alto de n). De maneira contrária, a energia radiante é emitida
quando o elétron pula para um estado de energia mais baixo (um estado com menor valor de
n).
∆@ = @G − @H = @GóIJK = ℎ.
Portanto, o modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio afirma que apenas frequências
específicas de luz podem ser absorvidas ou emitidas pelo átomo.
www.soexatas.com
Página 4
1 = 2,18C10
=
λ
h. c
,
1
1
− n1 n>
Limitações: não explica o espectro de outros átomos e descreve um elétron meramente como
uma partícula circulando ao redor do núcleo.
O mais importante da teoria de Boh:
1. Os é existem apenas em níveis de energia distintos, que são descritos pelos números
quânticos.
2. A energia está envolvida na movimentação de um é de um nível para outro.
•
Comportamento ondulatório da matéria:
De Broglie questionou se a energia radiante pudesse se comportar, sob condições
apropriadas, como um feixe de partículas. A matéria sob condições apropriadas, poderia
possivelmente mostrar propriedades de uma onda?
Ele propôs que o comprimento de onda característico do elétron ou qualquer outra partícula
depende de sua massa “m” e de sua velocidade, “v”.
ℎ
=
M. N
Isso foi provada por meio de difração dos é pelos cristais. Assim, um fluxo de é em
movimento exibe os mesmos tipos de comportamento ondulatório que a radiação
eletromagnética.
• O princípio da incerteza:
Quando aplicado aos elétrons em um átomo, esse princípio afirma que é inerentemente
impossível para nós saber de maneira simultânea tanto o exato momento do elétron quanto
sua posição específica no espaço.
ℎ
∆C. ∆MN ≥
4O
• Mecânica quântica e os orbitais atômicos:
Equação da onda de Schrodinger: incorpora tanto o comportamento ondulatório como o de
partículas do elétron. A resolução da equação de Schrodinger leva a uma série de funções de
onda que descreve a questão ondulatória do elétron. O quadrado da função de onda (Ψ²)
fornece informações importantes sobre a localização de um elétron quando ele está em estado
de energia permitido.
Não podemos especificar a localização exata de um elétron individual ao redor do núcleo, por
isso, no modelo da mecânica quântica, falamos em probabilidade de um elétron ser
encontrado em certa região do espaço em determinado instante. Assim, Ψ² representa essa
probabilidade que é chamada de densidade de probabilidade.
Órbitas são funções de onda que há energias bem definidas.
No modelo da mecânica quântica usa três números quânticos para descrever um orbital:
www.soexatas.com
Página 5
Número quântico principal (n): . ∈ DQ∗ , à medida que “n” aumenta, o
orbital torna-se maior, e o elétron passa mais tempo mais distante do
núcleo, além de aumentar a energia do elétrons.
II.
Número quântico azimutal (l): varia de o a n-1, esse número quântico define o formato
do orbital (0-s / 1-p / 2-d / 3-f
III.
Número quântico magnético (MR ): varia de – l a + l, inclusive zero. Esse número
quântico descreve a orientação do orbital no espaço.
Observação: n² = número total de orbitais em um subnível.
I.
• Representações de orbitais:
Orbitais s:
É o orbital de mais baixa energia o 1 s
São esféricos.
As regiões onde Ψ² é zero são chamadas de nós. O número de nós aumenta com a elevação
do valor do número quântico principal “n”. À medida que “n” aumenta, é cada vez mais
provável que o elétron seja encontrado distante do núcleo. (1s – não possui nó 2 s – possui
um nó 3s – possui dois nós).
Para os orbitais s, essas representações de contorno são simplesmente esferas. As
representações de superfície limite ou de contorno dos orbitais 1s, 2s, 3s têm o mesmo
formato, mas diferem no tamanho. Desvantagem dessa representação: perda de detalhamento
da densidade eletrônica, algo que não é sério.
Orbitais p:
A densidade eletrônica está concentrada em duas regiões em ambos os lados do núcleo,
separados por um nó no núcleo.
•
Orbitais e suas energias:
No hidrogênio a energia de um orbital depende apenas do seu número quântico principal, n; os
subníveis 3s, 3p e 3d, por exemplo, têm todos a mesma energia. Em um átomo polieletrônico,
entretanto, a repulsão elétron-elétron fez com que os diferentes subníveis estejam em diferentes
níveis de energia. Por exemplo, o subnível 2s é mais baixo em energia que o subnível 2 p.
Ideia importante: em um átomo poliédrico, para certo valor de “n”, a energia de um orbital
aumenta com o aumento do valor de l.
Os orbitais com n = 3 aumenta sua energia na ordem s p d.
Todos os orbitais de determinado subnível ainda têm a mesma energia da mesma forma que no
átomo de hidrogênio. Dizemos que os orbitais com a mesma energia são degenerados.
•
Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli:
Um novo número quântico, magnético de spin (mS ) = + 1T2 ou − 1T2. Esse número quântico
representa os sentidos que os elétrons podem girar em torno do seu próprio eixo.
O princípio da exclusão de Pauli afirma que dois elétrons em um átomo não podem ter o com
junto de quatro números quânticos n, l, m; , mS iguais. Assim , concluímos que um orbital pode
receber o máximo de dois é, e eles devem ter spins opostos.
www.soexatas.com
Página 6
• Configurações eletrônicas:
Configuração eletrônica é a maneira no qual os elétrons são distribuídos entre os
vários orbitais de um átomo.
O estado fundamental é o mais estável, onde os elétrons estão nos estados mais baixos de
energia. Se não existissem restrições nos possíveis valores para os números quânticos dos
elétrons todos se aglomeraria no orbital 1s porque é o mais baixo em energia. Contudo, o
princípio da exclusão de Pauli nos diz que pode haver no máximo dois elétrons em um único
orbital. Assim, os orbitais são preenchidas em ordem crescente de energia, com não mais que
dois elétrons por orbital.
Um elétron desemparelhado não está acompanhado por um companheiro de spin contrário. Já um
elétron emparelhado está acompanhado.
• Regra de Hund:
Para orbitais degenerados, a menor energia será obtida quando o número de elétrons com o
mesmo spin for maximizado, isto é, os é ocuparão individualmente os orbitais até a máxima
extensão possível, com o mesmo número quântico magnético de spin.
• Configurações eletrônicas condensadas:
Configuração eletrônica do gás nobre de menor número atômico mais próximo mais os elétrons
listados depois. Exemplo: XY: [\]^2_
•
Configurações eletrônicas e a tabela periódica:
A tabela periódica é estruturada de forma que os elementos com o mesmo padrão de
configuração eletrônica de níveis mais externos (Valência) estejam distribuídos em colunas.
Carga nuclear efetiva é uma representação do campo elétrico médio sofrido por um único elétron.
`aG = ` − b
Qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e um elétron mais externo diminui a carga nuclear
efetiva agindo em um elétron mais externo. Diz-se que a densidade eletrônica relativa aos
elétrons mais internos blinda ou protege os elétrons mais externos da carga total do núcleo.
Assim, elétrons mais internos blindam com muito mais eficiência do que os é de mesmo nível.
Tamanhos de átomos e íons
Raios atômicos: Em cada grupo (coluna) o z tende a crescer à medida que descemos –
aumento do n – aumento do raio. Em cada período o raio atômico tende a diminuir
quando vamos da esquerda para direita. Isso porque o aumento da carga efetiva atrai
continuamente os elétrons, inclusive os mais externos, para perto do núcleo fazendo
com que o raio diminua.
Íons: cdYefdQ < cdYefd < cdYefd Para íons de mesma carga, o tamanho do
raio aumenta à medida que descemos um grupo na tabela periódica. Em série
www.soexatas.com
Página 7
isoeletrônicas, o raio diminui com o aumento da Z, à medida que os
elétrons estão mais fortemente presos ao núcleo.
Energia de Ionização: quantidade mínima de energia p/ remover um elétron de um átomo ou
íon gasoso isolado em seu estado fundamental. Quanto maior a energia ionização, mais difícil
a remoção de um elétron (h < h < hi ). Quando um elétron do nível mais é removido, ocorre
um aumento brusco na energia de ionização.
Irregularidades:
1. Berílio e Boro: porque os elétrons no orbital preenchido 2s são mais eficientes em
blindar os elétrons no subnível 2p do que são em se blindarem.
2. Nitrogênio e Oxigênio: porque ocorre uma repulsão dos elétrons emparelhados na
configuração jk .
.
:
www.soexatas.com
Página 8