Estrutura Atômica e Propriedades Periódicas

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
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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.
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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
 1,76 10 C  g
8
1
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
m = 9,11 x 10-28g
3
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.
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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.
5
► 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).
6
► 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.
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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.
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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  pe
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.
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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
10
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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.
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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
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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).
14
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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.
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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
é
emitida
(radiação
eletromagnética).
17
18
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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.
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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
Função dualística
Equação simplificada por:
H  E
21
Microscópico Eletrônico de Tunelamento
com Varredura
Imagem de uma cadeia de átomos
de césio sobre uma superfície de
átomos de ouro. (7nm x 7nm)
Fonte: Google, 2014.
Fonte: Google, 2014.
22
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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).
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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.
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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.
27
Orbitais p:
•
À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores;
•
Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.
l = 1 (p orbitals)
28
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.
l = 2 (d orbitals)
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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.
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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.
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• 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.
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Princípio da Construção (Distribuição Eletrônica)
Três regras:
1. Os orbitais são preenchidos em ordem
crescente de n.
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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
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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].
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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
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37
Configurações Eletrônicas e Tabela Periódica
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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.
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Aumenta de cima p/
baixo no grupo, e no
período da esquerda
p/ direita
42
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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.
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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 (1ª energia de ionização)
I2 (2ª energia de ionização)
I1 < I2 < I3...
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Energia de Ionização (EI):
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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.
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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.
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