Modelos atômicos

QUÍMICA
A) do egípcio kēme (“chem”) = TERRA;
B) do árabe AL-Khemy (alquimia) =
QUÍMICA
QUÍMICA
- É a ciência que estuda a matéria e suas
transformações ;
- Estuda
as
substâncias
interações
e
energia
com
as
baseada
nas
estruturas dos átomos,
outros tipos de agregações.
moléculas e
ESTRUTURA DA MATÉRIA
A
matéria
moléculas,
que
é
por
formada
por
sua
são
constituídas por átomos.
vez
ESTRUTURA DA MATÉRIA
SUBSTÂNCIAS
MISTURAS
a) Material homogêneo (Solução)
Apresenta somente uma fase.
Ex: etanol e água; ouro 18K (75% de Au e 25% de
Cu e/ou Ag); água e açúcar;
b) Material Heterogêneo
Apresenta mais de uma fase.
Ex: água e óleo; leite; sangue.
FENÔMENO QUÍMICO
- O fenômeno químico transforma a
natureza da matéria.
H3C- CH2- OH + 3O2  2CO2 + 3H2O
Reagentes
Produtos
FENÔMENO FÍSICO
O fenômeno físico não altera a natureza da
matéria.
Estados físicos da matéria
MODELOS ATÔMICOS
1) Filosóficos (Gregos)
Demócrito (460-370 a.C)
“A matéria
é formada
por
partículas
indivisíveis os átomos”.
(A = não; tomo = parte).
ÁTOMO = não + divisível
2) John Dalton (1808)
- Esfera maciça;
- Indivisível;
- Indestrutível;
- Sem carga elétrica;
“Bola de bilhar”
- Existe um número finito de tipos de átomos na
natureza.
- A combinação de iguais ou diferentes tipos de
átomos originam os diferentes materiais.
- Os raios catódicos possuem massa. São capazes
de mover um pequeno moinho colocado dentro da
ampola de William Crookes.
- Os raios catódicos caminham em linha reta.
Projetam na parede oposta da ampola a sombra de
qualquer anteparo que for colocado em sua trajetória.
- Os raios catódicos possuem carga negativa.
Quando é aplicado um campo elétrico externo à
ampola, os raios catódicos se dirigem para o campo
positivo.
Em 1897, o físico inglês Joseph John
Thomson, trabalhando com raios catódicos,
concluiu que eles eram parte integrante de
toda espécie de matéria, uma vez que a
experiência podia ser repetida com qualquer
tipo de gás.
Thomson denominou então os raios
catódicos de elétrons
Raios canais – prótons
Eugene Goldstein (1886) observou que a
propagação de um feixe luminoso no sentido oposto
ao dos raios catódicos, na ampola
Crookes,
verificou que esses raios eram constituídos por
partículas positivas, 1836 vezes mais pesada do
que o elétron. A essas partículas foi dado o nome de
prótons (1904).
Radioatividade
Em 1896, Antoine Henri Becquerel descobriu que
certos materiais contendo urânio emitem raios de grande
poder de penetração. Becquerel identificou através que esse
fenômeno envolve 3 tipos de raio.
- Raios alfa - partículas pesadas e positivas
- Raios beta - partículas leves e negativas.
- Raios gama são radiações eletromagnéticas.
Essa descoberta demonstrou que os átomos podem ser
divididos
3) Joseph John Thomson (1898)
- Esfera maciça e positiva;
- Divisível;
- Indestrutível;
- Com elétrons incrustados;
“Pudim de passas”
4) Ernest Rutherford
Experiência da “Lâmina de ouro” (1911)
4) Ernest Rutherford
4) Ernest Rutherford
O átomo apresenta duas regiões distintas:
- Núcleo e eletrosfera.
Núcleo: 100 000 vezes
menor que o átomo!
“Planetário”
Descoberta do nêutrons – 1932 – James
Chadwick – durante experiências com material
radioativo
(urânio),
Chadwick
descobriu
partículas sem carga elétrica e com massa
semelhante à dos prótons. A essas partículas
foi dado o nome de nêutrons.
Características das partículas
Radiação eletromagnética
Natureza da luz:
Duas visões do século XVII:
– Isaac Newton (inglês) acreditava que a luz era
composta de partículas;
– Christian Huygens (holandês) acreditava que a
luz era uma onda.
Espectro
Experimento Isaac Newton (1666)
Observou que um raio de luz
solar ao passar por um
prisma sofre desvio e decomposição. A luz observada não
era mais branca e sim formada pelas sete cores do arcoíris: vermelho, laranja, amarelo, verde, azul, anil e violeta.
Espectro:
é
radiações
emitidas
fonte de luz.
o
conjunto
por
de
uma
Século XIX: A Luz é Onda
Thomas Young (1801)  experiência da fenda
dupla, mostra o fenômeno de interferência da luz
e conclui sobre sua natureza ondulatória.
Luz é a parte visível da radiação eletromagnética que se
propaga em qualquer meio e até mesmo no vácuo.
A radiação eletromagnética
Radiação eletromagnética pode ser considerada
como
uma
combinação
de
corrente
elétrica
alternada e campo magnético que percorre através
do espaço com um movimento de onda.
Em
1860,
James
Clark
Maxwell
unifica
o
magnetismo com a eletricidade em uma única teoria:
Eletromagnetismo.
A radiação eletromagnética
Espectro eletromagnético
O
conjunto
de
todos
os
valores
possíveis
de
comprimentos de onda da radiação eletromagnética é
chamado de espectro eletromagnético.
Fótons
Efeito Fotoelétrico foi observado em 1887 por Heinrich
Hertz e, na sequência, estudado por Phillip Lenard.
A luz é composta de partículas energéticas, chamadas
fótons, com certo quantum de energia.
Teoria Quântica
Max Planck (1900) - Energia quantizada –
O quantum é o pacote fundamental de
energia e é indivisível.
A Teoria Quântica permitiu a identificação
dos elétrons de um determinado átomo,
surgindo assim os "números quânticos".
Teoria Quântica
Energia do fóton e proporcional a freqüência da
radiação eletromagnética:
Ondas eletromagnéticas
Propriedade ondulatória – energia quantizada
Relacionando as equações 1, 2 e 3:
1)
2)
3)
Temos
Exemplos: Exercícios
Problemas do átomo de Rutherford
1) Força eletrostática 
átomo instável.
2) Emissões da radiação de gases  as orbitas dos
elétrons não podem estar a qualquer distância do núcleo
(ou a estados da energia específicos)
Niels Bohr (1913)
• Os
elétrons
podem
girar
em
órbita
somente
a
determinadas distâncias permitidas do núcleo.
• Um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma
órbita de maior energia para uma de menor energia.
Niels Bohr (1913)
Quando há o retorno do elétron à órbita original ocorre a
emissão de radiação eletromagnética (emissão de fótons).
Séries de emissão de energia
- Apesar do modelo atómico de Bohr conseguir explicar
qualitativamente as propriedades químicas dos elementos,
houve necessidade de determinar valores quantitativos.
- Utilizou-se a mecânica quântica, onde se trabalha a fórmula
das orbitais (probabilidade matemática).
- Tem por objetivo prever o que irá acontecer numa
experiência envolvendo elementos químicos.
Século XX: A Natureza Dual
da Luz
Mecânica Quântica: dualidade onda-partícula:
- A luz se comporta tanto como onda e como
partícula:
1) como onda: onda eletromagnética (interferência
etc...)
2) como partícula: efeito fotoelétrico (quantum,
fóton etc.)
O modelo atômico quântico
Propriedade ondulatória do elétron (Luis
de Broglie, 1924):
- Uma
partícula
pode
comportamento ondulatório.
PARA UM ELÉTRON
= h/m.v (de Broglie)
apresentar
Modelo atômico atual
Principio da dualidade de Louis de Broglie – O
elétrons comportam-se como onda e como energia.
Caráter dual dos elétrons
Luz
Fenômenos comuns
Na difração
Emissão/absorção como
partícula (hn)
Probabilidade de
encontrar fótons
Resultante das
interferências
Transmissão como onda
A Luz viaja por meio de ondas que não precisam de
meio físico para serem transportadas (diferente de
ondas sonoras e água).
O elétron sofre difração
Em movimento = comportamento
ondulatório
Em absorção/emissão = partícula
Princípio de Incerteza de Heisenberg (1927)
Física Clássica:
qualquer partícula pode ser medida e descrita de modo
exato
(determinar
simultaneamente
sua
posição
e
a
velocidade sem perturbar o seu movimento.
Física Quântica:
para o elétron o ato de medir interfere na partícula e
modifica o seu movimento, por isso é impossível determinar
simultaneamente, e com precisão a posição e a quantidade
de movimento de cada partícula que constitui tais sistemas.
Princípio da incerteza de Heisenberg: é impossível
determinar com precisão a posição e a velocidade de um
elétron num mesmo instante. Orbital é a região onde é
mais provável encontrar um elétron.
No modelo atômico de Bohr, o
No modelo atômico atual, o
elétron descreve uma órbita.
elétron ocupa um orbital.
Modelo Atômico de Sommerfeld (1916)
Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que
os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de
trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que
denominou de subníveis, que podem ser de quatro
tipos: s , p , d , f.
Erwin Schrödinger (1926) - Equação de onda
- Incorpora tanto o comportamento ondulatório
como o de partícula do elétron.
- Fornece informações sobre a localização do
elétron no espaço quando ele está em um estado
específico de energia permitido (ORBITAL).
- As soluções da equação de Schroedinger levam
a funções de onda que se caracterizam pelos
números quânticos:
Números quânticos
1) Número quântico principal (n): relacionado à
distância média elétron-núcleo e aos níveis de
energia de Bohr; (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7).
2) Número quântico azimutal ou secundário (l):
relacionado à forma dos orbitais, ou seja ao tipo
de trajetória dos elétrons;
Valor de l
0
1
2
3
Letra usada
s
p
d
f
2) O Número quântico azimutal está relacionado ao
subnível. Possui valores inteiros podendo variar de 0
a n-1.
Exemplos:
n=1; valor de l = 1-1 = 0  (s)
n=2; valores de l=0 e 2-1=1:então (0 e 1) (s, p)
n=3; valores de l=0 e 3-1=2:então (0, 1 e 2)(s, p, d)
n= 4; valores de l=0 e 4-1=3:então (0,1, 2 e 3)(s, p, d, f).
E assim por diante.
3) Número quântico magnético de orbital (ml): a
interpretação do quadrado da função de onda (ψ2) gera
uma imagem física da distribuição de probabilidade de
localização do elétron em certa região do espaço, o
orbital (relacionado ao número dos orbitais);
O Número de orbitais em um subnível é n2:
n = 1  1 orbital
n = 2  4 orbitais
n = 3  9 orbitais
n = 4 16 orbitais
E assim por diante
Número de elétrons:
- por orbital = 2; cada nível = 2n2:
n = 1  2 elétrons;
n = 2  8 elétrons;
n = 3  18 elétrons
n = 4  32 elétrons;
n = 5  50 elétrons;
n = 6  72 elétrons;
n = 7  98 elétrons.
Número quântico magnético spin (ms): indica a
orientação permitida para uma nuvem eletrônica no
espaço, que está relacionada à forma da nuvem
(designada pelo valor de l). Dessa forma, este
número quântico varia de -l, até +l.
Orbital s
Todos os orbitais s são esféricos.
• A medida que n aumenta, os orbitais s
ficam maiores.
Orbital 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.
• Os orbitais têm a forma de halteres.
• As letras correspondem aos valores permitidos de ml (-1, 0, e +1).
• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
Orbitais s, p
Orbital d
Orbital f
Átomos polieletrônicos
Repulsão
elétron-elétron
faz
com
que
os
diferentes subníveis estejam em diferentes níveis
de energia.
Aplicando o Modelo Quântico:
o Diagrama de Pauling
Distribuição eletrônica - Aufbau
1) Princípio da construção: Os e- devem ocupar
os orbitais de menor energia;
2) Princípio de exclusão de Pauli: No máximo 2 epor orbital, com spins emparelhados;
3) Regra de Hund: Em orbitais de mesma energia
(p, d e f). Adicionamos um e- a cada orbital até que
cada um seja completado.