Estrutura Atômica e Propriedades Periódicas
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Universidade Federal de Campina Grande Centro de Ciências e Tecnologia Agroalimentar Unidade Acadêmica de Tecnologia de Alimentos Profa. Roberlucia Araújo Disciplina: Química Geral Estrutura Atômica e Propriedades Periódicas Teoria Atômica da Matéria ► Séc. V a.c, Filósofos gregos Leucipo e Demócrito: definem o átomo como a menor partícula indivisível da matéria; ► Em 1807, J. Dalton, medindo as razões entre as massas dos elementos que se combinam para formar as substâncias, propôs que: • Todos os átomos de um dado elemento são idênticos. • Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes. • Um composto tem uma combinação específica de átomos de mais de um elementos. • Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias; Modelo Atômico de Dalton – visto como uma minúscula partícula (esfera) maciça, indivisível, homogênea, e de massa e volume que variavam de acordo com o elemento químico. A DESCOBERTA DA ESTRUTURA INTERNA DO ÁTOMO ► Em 1897, J. J. Thomson descobri a 1ª partícula subatômica, o elétron, ao investigar os raios catódicos. E consegue medir a razão entre a magnitude da carga e massa do elétron. e m Tubo de raios catódicos R. Millikan (1909), determinou a carga e a massa do elétron, com a experiência da gota de óleo: q = 1,6 x 10 –19 C e m = 9,11 x 10-28g 1,76 10 C g 8 1 Modelo Atômico de Thomson (“pudim de ameixa”) – Estabeleceu que o átomo consistia em uma esfera positiva uniforme de matéria, na qual os elétrons estavam incrustados. A descoberta da 2ª Partícula subatômica: o próton Em 1886 foi desenvolvido por E Goldstein, utilizando aparelhagem semelhante ao de Thomson, a inversão do feixe de raios. Ou seja, observou o aparecimento de feixes luminosos no sentido contrário ao dos elétrons E concluiu a existência de cargas elétricas positivas. Posteriormente, E Rutherford (1904) estudando o mesmo experimento, detectou a presença de partículas com cargas elétrica positiva ainda menores, cuja massa é de aprox. 1836 vezes, e as chamou de prótons. ► Em 1896, surge a descoberta da Radioatividade por Henri Becquerel. E com a colaboração de Marie Curie conduziram experiências radioativas. E logo depois, Rutherford revela os três tipos de radiação: alfa (α), beta (β) e gama (γ). ► Em 1908, E. Rutherford e seus colaboradores conduziram experiências de partículas alfa por uma folha metálica, buscando explicar o espalhamento das partículas α. Resultando na região de carga positiva do núcleo atômico. Modelo Atômico Rutherford – Neste modelo nuclear do átomo, todas as cargas positivas e quase toda a massa estão concentradas no pequeno núcleo, e todos os elétrons com carga negativa os circundam. ► As partículas neutras (os nêutrons), foram descobertos em 1923 por James Chadwick. As Propriedades das partículas subatômicas são: Partículas Símbolo Carga Massa elétron e- -1 9,109 x 10-31 próton p +1 1,673 x 10 -27 nêutron n 0 1,673 x 10 -27 Consiste de Prótons e nêutrons, local onde toda a massa do átomo está concentrada. E o resto do átomo é o espaço cujos os elétrons, se localizam. Isótopos, Número Atômico e Número de Massa • Os isótopos são átomos com o mesmo número atômico (Z), mas diferente número de massa (A). Estas massas e as abundância isotópicas são determinadas, atualmente, pela técnica de espectrometria de massa; • O numero atômico (Z) é : Z pe Ex: Para o Hidrogênio, Z=1, ou seja, 1 próton •O numero de massa (A) é: A Z n Ex: O neônio existe em 3 tipos de números de massas, com 20, 21 e 22. Para cada neônio tem-se Z=10, logo, eles contem respectivamente 10, 11 e 12 nêutrons. Bohr x Rutherford O dilema da estabilidade do átomo (Interação da radiação com a matéria) Natureza Ondulatória da luz c=λν = 3,0 x108 m/s Espectro Eletromagnético A cor da luz depende de sua freqüência ou comprimento de onda. Se o comprimento de onda for menor, a freqüência é maior, e vice–versa. Energia Quantizada e Fótons Século XX: os físicos alemães Max Planck e Albert Einstein mostraram independentemente que todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como se fossem compostas por minúsculos pacotes de energia, denominados fótons. Cada fóton tem uma energia proporcional à freqüência da radiação. E h ou E hc h = cte de Planck (6,63 x 10-34 J.s) Efeito Fotoelétrico Espectro Atômico e o Modelo de Bohr Os cientistas (século XIX), buscavam explicar por que os átomos gasosos emitem luz apenas em algumas determinadas freqüências. Espectro Contínuo Espectro de Linhas 1 1 Equação de Johann Balmer-Rydberg: 1 R H 2 2 n1 n2 Sendo, RH : constante de Rydberg (1,096776 x 107 m-1), h : constante de Planck (6,626 x 10-34 J·s), n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1). Modelo de Bohr Baseou-se na teoria de Planck, a qual admitia que a energia era emitida em “pacotes de energia”, a que denominou de quantum. E propôs três postulados: 1. Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas, são permitidas para os elétrons em um átomo; 2. Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um estado de energia permitido. Este não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral em direção ao núcleo; 3. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de energia permitido para o outro. Essa energia é emitida ou absorvida como fóton. Limitado apenas para o átomo de Hidrogênio Modelo de Bohr 1 2 n2 1 E 2.18 10 18 J 2 n 1 18 E 2.18 10 J n2 1 Sendo, n o número quântico principal Quando o elétron salta de n1 para n2, por exemplo, a energia é absorvida. E ao contrário, de uma camada de nível externa para interna, a energia eletromagnética). é emitida (radiação Modelo da Mecânica Quântica Em 1925, De Broglie considera a luz não apenas com propriedades ondulatórias, mas também como propriedade corpuscular, e sugere o modelo de dualidade partícula-onda para o elétron, cuja equação é: h h m p Sendo, mv o momento linear da partícula, p . Em 1927, W. Heisenberg estabeleceu que a dualidade ondapartícula elimina a possibilidade de descrever com precisão a localização e o momento linear do elétron. Esta restrição é chamada de Principio da Incerteza de Heisenberg, cuja equação matemática é: Sendo, Δx a incerteza da h posição, e Δmv a incerteza do x·mv 4 momento. Equação de Schrödinger Em 1927, E. Schrödinger sugere a equação de função de onda, conhecida como equação de Schrödinger, representada pela letra grega (psi), que determina matematicamente a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron. A equação é expressar, Energia total do sistema d 2 V ( x) E 2 2m dx Equação simplificada por: H E Função dualística Orbitais e Números Quânticos A resolução da equação de Schrödinger, fornece as funções de onda e suas energias. As funções de onda são chamadas de Orbitais Atômicos. Cada função de onda pode ser escrita como função das três coordenadas : Ψ (r,θ,Φ). Números Quânticos A equação de Schrödinger descreve três números quânticos: 1) Número quântico principal (n) - especifica o nível de energia do elétron e o volume da região do espaço onde o elétron se encontra. Todos os orbitais com o mesmo valor de n tem a mesma energia – mesma camada; 2) Número quântico secundário (ℓ) - determina a forma da região do espaço onde o elétron será encontrado. E depende do valor de n, podendo ter valores de ℓ = 0,1,2,...,n-1. São as subcamadas; 1) Número quântico magnético (mℓ) – determina a orientação espacial da região no espaço onde o elétron poderá ser encontrado (orbital). Depende do valor de ℓ, e assumem valores mℓ = ℓ, ℓ-1,...,-ℓ. Representação de Orbitais Orbitais s: •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, ψ² = 0; • Para um orbital s, o número de nós é n-1. Orbitais p: • À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores; • Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. Orbitais d: • Existem cinco orbitais d; • Três dos orbitais d, encontram-se em um plano bissecante aos eixos x, y e z; • Dois dos orbitais d, encontram-se 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. Orbitais f: • Existem sete orbitais f; • Forma muito complexa. Explicar os elementos dos grupos dos lantanídeos e actínideos, além das propriedades dos últimos elementos do bloco d. Átomos Polieletrônicos 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. O espectro de linha de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas minimamente espaçado. O elétron tem a propriedade de Spin. O número quântico ms descreve o spin eletrônico quantizado, que pode girar com rotação de ± ½. Esta propriedade pode levar a degeneração do elétron. Princípio da Construção (Distribuição Eletrônica) Três regras: 1. Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. 2. Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Princípio da Exclusão de Pauli). Átomo 1H 2He Notação do Orbital Notação Simplificada _↑_ 1s1 _↑↓_ 1s2 3. Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund). Configuração eletrônica condensada: [He] representa a configuração eletrônica do Helio. Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. Distribuição Eletrônica Estado fundamental: no Distribuição eletrônica de íons: são íons formados apartir de átomos por ganho ou perda de elétrons, ocorrendo sempre na camada mais externa, chamada de camada de valência. Ex, Li3+ 1s² 2s¹ Perde 1 elétron da camada de valência! 1s² Ganha mais 1 elétron na Cl17- 1s² 2s2 2p6 3s2 3p5 camada de valência! 1s² 2s2 2p6 3s2 3p6 Configurações Eletrônicas e Tabela Periódica Periodicidade das Propriedades dos Átomos Carga Nuclear Efetiva (Zef): Zef = Z-σ Z= Carga nuclear real (nº atômico) σ é o efeito de blindagem Raio Atômico: • • A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação. Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo. Aumenta de cima p/ baixo no grupo, e no período da esquerda p/ direita Raio Iônico: Os raios iônicos geralmente crescem com o valor de n em um grupo e decrescem da esquerda para direita em um período. Os cátions são menores e os ânions são maiores do que os átomos originais. Energia de Ionização (EI): Energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa. X (g) → X+ (g) + e- (g) I (g) → E(X+) - E(X) Ex: Mg (g) → Mg+ (g) + e- (g) Mg+ (g) → Mg2+ (g) + e- (g) I1 < I2 < I3... I1 (1ª energia de ionização) I2 (2ª energia de ionização) Energia de Ionização (EI): Afinidade Eletrônica (AE): É a energia liberada quando um elétron se liga a um átomo na fase gás. X (g) + e- (g) → X- (g) E AE → E(X) - E(X-) Ex: Cl (g) + e- (g) → Cl- (g) EAE = 3,62 eV, 349 kJ.mol-1 • Quanto mais negativa a afinidade eletrônica, maior a atração do átomo por um elétron; •Uma afinidade eletrônica > 0, indica que o íon negativo é mais alto em energia que o átomo ou elétron separadamente. Metais, Não Metais Propriedades Características Metais Não-Metais Têm brilho; varias cores, embora a maioria seja prateada. Não têm brilho; Várias cores. Os sólidos são maleáveis e dúcteis. Sólidos são geralmente quebradiços; alguns são duros e outros macios. Bons condutores de calor e eletricidade. Pobres condutores de calor e eletricidade. Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos. Muitos óxidos não metálicos são substancias moleculares que formam soluções acidas. Tendem a formar cátions em solução aquosa. Tendem a formar ânions ou oxiânions em solução aquosa.
