Modelo atômico e estrutura eletrônica

QUÍMICA
T.S.
1O TERMO
Professores Responsáveis:
Profa Aline Mendes
Profa Juliana L. Dreyfuss
Programa Química T.S. 1o Termo
Data
Aula
Atividade
05/03
Teórica
Átomos, moléculas e íons. Configuração
eletrônica
Apresentação
Avaliação
Introdução teórica ao
Laboratório
19/03
Teórica
Bases da química de coordenação aplicada a
métodos diagnósticos por imagem
Texto e lista de
exercícios
09/04
Teórica
Estado físico da matéria. Ligação Química e
forças intermoleculares
Discussão da lista de
exercícios da aula
anterior
Lista de exercícios
16/04
Teórica
Reações químicas. Estequiometria
Lista de exercícios
30/04
Prática
Soluções, concentração , diluição. Aula
prática de titulção, cálculos e preparo de
soluções
Relatório de aula
prática
Programa Química T.S. 1o Termo
Data
Aula
Atividade
07/05
Prova e
Aula Prática
1a PROVA
Aula prática de
espectrofotometria
Relatório de aula prática
14/05
Teórica
Termoquímica e Termodinâmica
Lista de Exercícios
21/05
Teórica
Cinética Química
Resolução de exercícios
termoquímica
28/05
Teórica e
Prática
Corrosão e eletroquímica
Relatório de aula prática
11/06
Teórica
Equilíbrio Químico
Texto e lista de exercícios
18/06
Prática
Equilíbrio ácido-base e produto de
solubilidade
Relatório de aula prática
25/06
2a PROVA
12/07
PASTA VERDE
Entrega de notas
Avaliação Disciplina de Química T.S. 1o Termo
2
Provas Teóricas (PT)
5
Listas de Exercícios (LE)
4
Relatórios de Aula Prática (RAP)
( PT)/2x0,7 + (LE + RAP)/9x0,3 = Média Final
Média Final ≥ 7,0 = aprovado
Avaliação Disciplina de Química T.S. 1o Termo
Exemplo:
( PT)/2x0,7 + (LE + RAP)/9x0,3 = Média final
[(6+8)/2]x0,7 + [(7+9+8+10+8+9+7+10+10)/9]x0,3= MF
(6,5x0,7)+(8,6x0,3)= MF
4,9+2,6=7,5
Aprovado
Átomos, moléculas e íons
Configuração eletrônica
Modelo atômico de Dalton
Entre 1803-1807 surgiu a base para a
teoria atômica, no trabalho do
professor inglês John Dalton
Dalton e seus Postulados
1. Cada elemento é composto de partes extremamente
pequenas chamadas átomos
2. Os átomos de um dado elemento são idênticos
3. Os átomos de um elemento não se convertem em
diferentes tipos de átomos em reações químicas
4. Compostos são formados quandos átomos de mais de
um elemento se combinam
A teoria de Dalton deu origem a leis simples de
combinação química:
1. Lei da composição constante (postulado 4)
Em um determinado composto o número relativo de átomos e
seus tipos são constantes
2. Lei da conservação das massas (postulado 3)
A massa total dos materiais presentes depois da reação
química é igual a massa total antes da reação
3. Lei das proporções múltiplas
H2O
8g O se combinam com 1g de H (1:1)
H 2 O2
16g O se combinam com 1g de H (2:1)
Assim a água oxigenada contém 2 x mais oxigênio por
hidrogênio do que a água
Descoberta da estrutura atômica
Hoje se sabe que os átomos possuem uma estrutura
interna (não são maciços).
São constituídos de partículas menores ainda, as
partículas subatômicas.
Um elemento difere de outro porque seus átomos
possuem números diferentes de cada partícula
subatômica e, conseqüentemente, diferentes massas
e tamanhos.
Descoberta da estrutura atômica
Comportamento das partículas:
“Partículas de mesma craga se repelem, partículas com cargas
diferentes se atraem”
ânodo
cátodo
A 1ª partícula
subatômica
(elétrons)
1897 por
John Thomson
“raios
catódicos”
Modelo de Thomson (1897)
A existência do elétron levava a crer na existência de uma
partícula positiva que anulasse a carga negativa, uma vez
que o átomo é neutro
O átomo seria uma esfera
carregada positivamente e os
elétrons estariam suspensos
nessa massa, “como pudim de
ameixas”
Massa Positiva
Elétrons
Radioatividade
1896: Henri Becquerel estudndo urânio descobriu que este mineral
emitia radiação de alta energia espontâneamente
Rutherford: revelou 3 tipos de radiação:
a
b
g
Partículas de movimento rápido
a
b
g
compactas, carga positiva
elétrons em alta velocidade
alta energia, não possui carga
Partículas a dispersadas quando passavam por folha de ouro
Falhas no Modelo de Rutherford
Não explicava como os elétrons
estavam localizados ao redor
do núcleo
 Rutherford concluiu que quase toda a massa do átomo
está concentrada em um núcleo, núcleo atômico
 O núcleo é carregado positivamente
1919: Rutherford descobre os prótons
1923: Chadwick descobre os nêutrons
Rutherford
Bohr
 Com o experimento da folha de ouro comprova
a existência de um núcleo atômico.
 Não explica a distribuição de elétrons ao redor
do núcleo.
 Propõe que os elétrons estão em constante
movimento ao redor do núcleo.
1) Os elétrons podem orbitar somente a certas distâncias do núcleo
2) Átomos liberam ou absorvem energia quando um elétrons passa
para outro nível energia
3) A energia só é emitida ou absorvida quando ele muda o estado de
energia
Sistema solar microscópico no qual os elétrons se
movimentam ao redor do núcleo.
Modelo Moderno da Estrutura Atômica
O modelo de Bohr oferece uma explicação para o
átomo de hidrogênio, mas não explica o espectro de
outros átomos.
O modelo atual é definido pela
MECÂNICA QUÂNTICA
O entendimento de como a luz (radiação eletromagnética) interage
com a matéria fornece a compreensão clara do comportamento
dos elétrons no átomo
Estrutura eletrônica
• Descreve as energias e os arranjos dos elétrons ao redor do
núcleo
• A observação da interação da luz com a matéria revela
bastante sobre a estrutura eletrônica
LUZ = RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
Componentes elétricos
Componentes magnéticos
Natureza ondulatória da luz
Ondas que transportam energia
Comprimento de onda
Amplitude
Frequência = número de comprimentos de onda completos que
passam por determinado ponto a cada segundo
Comprimento
de onda
Frequência
Radiação Eletromagnética
Consiste de campos elétrico e magnético oscilando a uma velocidade
de 3 x 108 ms-1 (c) – chamada velocidade da luz
 Empurra partículas carregadas como os elétrons em uma direção e
depois na direção oposta, e assim sucessivamente (um ciclo)
 Oscila também quanto a intensidade.
Formas de Radiação Eletromagnética
 Luz Visível
 Ondas de Rádio
 Microondas
 Raios-X
Os átomos desprendem cores características de luz o que fornece
pistas de como os elétrons estão arranjados nos átomos
Espectro contínuo
- Quando o gás H2 recebe alta energia ele emite luz com um comprimento
de onda () específico
- H2 (g) absorve energia, elétrons ficam excitados, e quando retornam ao
estado fundamental emitem luz
 Um elétron permanece no menor nível de energia caso não sofra
nenhuma perturbação
 Energia é absorvida ou emitida se um elétron muda de um nível de
energia para outro
n=4
n=3
n=2
Luz
+ 984 kJ
- 984 kJ
n=1
DE = Efinal - Einicial
Efeito fotoelétrico
EINSTEIN propôs que quando um fóton (pacote de energia) atinge
uma superfície metálica emite elétrons
O Modelo atômico de Bohr explicava apenas o H e outros sistemas
com um elétron como He +
Erwin Schrödinger - trabalhou em uma teoria com relação ao
comportamento do elétron nos átomos utilizando a mecânica
quântica.
- dualidade onda partícula do elétron
- descreveu o movimento do e- como uma função de onda
A localização de um elétron em um átomo é descrita
por uma função de onda conhecida como orbital
atômico. Os orbitais atômicos são designados por seus
números quânticos.
Forma dos orbitais moleculares
Cada orbital descreve uma distribuição específica da densidade
eletrônica no espaço
Números Quânticos
Os números quânticos designam o arranjo eletrônico de todos os
átomos (configurações eletrônicas).
1) Número quântico principal (n) – descreve o nível ou camada que o
elétron ocupa. Está relacionada com a distância do núcleo e energia
do elétron. Pode ser qualquer número inteiro positivo
n = 1, 2, 3, 4, 5 …
2) Número quântico do momento angular (l)– descreve a forma da
região espacial que o elétron pode ocupar. Designa um subnível
dentro de n. Números inteiros partindo de 0 até n-1
l = 0, 1, 2, 3, 4…
s, p, d, f, g…
3) Número quântico magnético (ml) – está relacionado com a
orientação do orbital no espaço. Designa um orbital específico dentro
de uma subcamada. Pode ser qualquer valor partindo de -l até + l.
l = 0  m(l) = 0
l = 1  m(l) = -1, 0, +1
4) Número quântico magnético de spin (ms) – sentido em que o
elétron gira em torno de si mesmo. Pode ser +1/2 (sentido horário) ou
-1/2 (sentido anti-horário)
Spin eletrônico
Número quântico magnético
O elétron se comporta como se estivesse girando em
volta de um eixo
+ 1/2
- 1/2
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m(s) = +1/2 e -1/2 para cada m(l)
Configurações Eletrônicas no Estado Fundamental
Na Tabela Periódica os elementos foram organizados de acordo
com sua Estrutura Eletrônica
Camada de Valência
camada eletrônica ocupada de maior (n),
número quântico principal
Propriedades Químicas
1860 – Congresso na Alemanha reuniu muitos químicos com a intenção de
obter concordância em alguns resultados tais como: existência do átomo,
as massas atômicas corretas, e como os elementos se relacionam entre si.
Composição atômica
Número de prótons
Número de nêutrons
Número de elétrons
Número atômico (Z) = número de prótons presentes no núcleo atômico
Um elemento químico é definido por seu número atômico.
Isótopos: átomos com mesmo número de prótons (Z)
Número de Massa (A) = soma do número
de prótons e nêutrons
A
Símbolo do elemento
Isóbaros: átomos com mesmo número de
massa
Z
Linhas Horizontais
Período - Elementos de um mesmo período tem a mesma camada
de valência expressa pelo número quântico principal (n)
Linhas Verticais
Grupo - Elementos de um mesmo Grupo tem a mesma configuração
de elétrons de valência
Qual a configuração eletrônica do Na no estado fundamental?
Diagrama de Linus Pauling
Na
Z = 11
1s2 2s2 2p6 3s1
Íons e compostos ionicos
X
Átomo que perde um elétron =
+ cátion
Átomo que ganha um elétron =
- ânion
 Energia de Ionização
Energia necessária para retirar um elétron de um átomo na fase gasosa
I1 → átomo neutro
I2 → cátion gasoso com uma carga unitária
Contração devido ao aumento da
atração nuclear
A Energia de Ionização diminui
com o aumento de camadas
eletrônicas
Menor atração nuclear
A Energia de Ionização aumenta
com o aumento de Z
Maior atração nuclear
O que é Mol?
1 mol contém o mesmo número de espécies (átomos,
moléculas, íons, partículas) = 6,022 x 1023
Este é o chamado número de Avogadro
É um fator de conversão entre o número de átomos, moléculas, íons
etc... em gramas, em outras palavras, entre a escala atômica e a
escala macroscópica
Massa molar = a quantidade em gramas de 1 mol (6, 022 x 1023)
de qualquer átomo, molécula, etc.