QUÍMICA GERAL Aula 01 – Estrutura da Matéria e Atomística . Demócrito e Léucipo (470 - 360 a.C. ) Defendeu a idéia de que a matéria era composta por pequeníssimas partículas. Átomo Demócrito (460 – 370 A.C.) Modelo baseado apenas na intuição e na lógica. Modelo proposto por Demócrito: Toda a matéria é constituída por átomos e vazio A matéria não pode ser dividida infinitamente. A matéria tem um limite com as características do todo. Este limite seriam partículas bastante pequenas que não poderiam ser divididas, os ÁTOMOS. Aristóteles Modelo de Demócrito foi rejeitado por um dos maiores filósofos de todos os tempos – Aristóteles. Aristóteles acreditava que a matéria era contínua e composta por quatro elementos: Ar Água Terra Fogo Aristóteles (384 a.C. - 322 a.C.) O Modelo de Demócrito permaneceu na sombra durante mais de 20 séculos... Dalton (1807) Séc. XIX – Dalton “ressuscita” A Teoria Atômica. Na segunda metade do séc. XVIII, a Química sofreu uma grande evolução. Certos fatos não podiam ser explicados pela teoria de Aristóteles, como a Lei de Lavoisier: “A massa dos reagentes é igual à massa dos produtos”. John Dalton (1776 – 1844) Para explicar estes fatos Jonh Dalton propôs, em 1807, o seu modelo atômico. Modelo proposto por Dalton: O átomo era uma esfera pequena, maciça e indivisível (modelo da Bola de Bilhar) Toda a matéria é constituída de átomos Átomos de mesmo elemento são iguais em forma e tamanho Átomo de um elemento não podem transformar em átomos de outro elemento se Os átomos não podem ser criados e nem destruídos: são simplesmente rearranjados originando novas substâncias. Os compostos são uma combinação precisa de átomos. DEFEITO DO MODELO • Não explicou a eletricidade. • Não explicou a radioatividade. A descoberta da primeira partícula subatômica: o elétron Thomson realizou uma série de experiências utilizando um tubo de raios catódicos (tubo semelhante aos tubos existentes no interior dos televisores). J. J. Thomson (1856 - 1940) Neste tubo, eram efetuadas descargas elétricas através de um gás rarefeito. Tubo de raios catódicos Em 1897 Thomson propõe novo modelo: Ao estudar as descargas no interior deste aparelho, Thomson, descobriu o elétron. Observava-se uma fluorescência esverdeada devido à existência de partículas de carga negativa que saem dos átomos do cátodo. A descarga emitida tinha carga elétrica negativa Thomson provou que os elétrons eram corpúsculos, dotados de carga elétrica e de massa, que fazem parte de toda a matéria. Modelo proposto por Thomson (1904): Esfera com carga elétrica positiva O átomo maciça de positiva, elétrons esfera. Elétrons (partículas com carga elétrica negativa) era uma esfera carga elétrica estando os dispersos na O número de elétrons seria tal que a carga total do átomo seria zero. Modelo de Pudim de Passas A descoberta da segunda partícula subatômica: o próton Eugen Goldstein, usando uma aparelhagem semelhante à de Thomson, observou o aparecimento de um feixe Luminoso (raios canais) no sentido oposto ao dos elétrons. Observações de Goldstein Os raios canais são constituídos por partículas positivas denominadas prótons; A massa dessas partículas é aproximadamente igual à massa das moléculas do gás residual; Quando o gás residual é o hidrogênio, a massa das partículas dos raios canais é a menor e aproximadamente 1836 vezes maior que a massa do elétron, e a carga dessas partículas é igual à do elétron, com sinal contrário. Modelo Atômico de Rutherford (1911) Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro com partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas Ernest Rutherford (1871 - 1937) "alfa" por ele emitidas. Experiência de Rutherford Experiência de Rutherford Resultados previstos segundo o modelo de Thomson: As partículas α deveriam atravessar as folhas de ouro sem sofrer desvios. Resultados obtidos: ● ● ● ● ● ● ● ● A maior parte das partículas α comportava-se como esperado, mas um significativo número delas sofria desvios acentuados. Resultados da experiência de Rutherford Partículas α A maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse espaço (eletrosfera) devem estar os elétrons. Existe, no interior do átomo, uma região central densa onde está concentrada sua massa e positiva – o núcleo, que exerce fortes forças repulsivas sobre as partículas alfa. Modelo proposto por Rutherford (1911): O átomo é uma estrutura praticamente vazia, e não uma esfera maciça; É constituído por: • Núcleo muito pequeno com a carga positiva, onde se concentra quase toda a massa do átomo. • Elétrons com carga negativa movendo-se em volta do núcleo. O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar. Modelo Planetário O modelo atômico planetário: elétrons giram ao redor do núcleo, podendo ocupar qualquer órbita existente. Velódromo: o ciclista pode ocupar qualquer parte da pista. modelo de Rutherford era incompatível com algumas das teorias da Física ... Para os físicos, toda carga elétrica em movimento, como os elétrons, perde energia na forma de luz, Diminuindo sua energia cinética e a conseqüente atração entre prótons e elétrons faria com que houvesse uma colisão entre eles, destruindo o átomo. ALGO QUE NÃO OCORRE. PORTANTO, O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD, MESMO EXPLICANDO O QUE FOI OBSERVADO NO LABORATÓRIO APRESENTA UMA INCORREÇÃO. LUZ É uma Modalidade propaga sob a eletromagnéticas de energia que se forma de ondas c = . f Exemplos: Luz Vísível, Ondas de rádio, Raio X. c: velocidade vácuo 3,0 x 108 m/s : comprimento de onda f: freqüência Espectro da Luz Se a luz comum atravessa um prisma, ela será decomposta em varias cores, obtemos assim o espectro da luz visível: Espectro da Luz Espectro descontínuo dos elementos E = h. f E = h. c / h: constante de Planck (6,626 x 10-34 J.s) “Teoria da Quantização de energia de Max Planck” ESPECTROS ATÔMICOS Espectro contínuo Gás quente Espectro Descontínuo Niels Bohr (1913) Niels Bohr trabalhou com Thomson, e posteriormente com Rutherford. Tendo continuado o trabalho destes dois físicos, aperfeiçoou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford. Niels Bohr (1885 - 1962) Modelo Atômico de Bohr 1º Postulado: A eletrosfera do átomo está dividida em regiões denominadas níveis ou camadas, onde os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias, de modo a ter uma energia constante, ou seja, sem emitirem nem absorverem energia. 2º Postulado: Fornecendo energia (térmica, elétrica,...) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo (mais energéticos). Ao voltarem ás suas órbitas originais, devolvem a energia absorvida em forma de luz (fóton). K L M N O P 2 8 18 32 32 18 Q 8 Segundo postulado de Bohr. Um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia. O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia. A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons saltando da terceira órbita para a segunda órbita A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quarta para a segunda órbita. A linha azul no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quinta para a segunda órbita A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é causada por elétrons saltando da sexta para a segunda órbita. Também este modelo apresentava algumas falhas... Este modelo adequa-se muito bem a átomos com apenas um elétron, falhando para átomos com vários elétrons; Este modelo também não explica a interação entre vários átomos. Define o raio do elétron (fere o príncipio da incerteza de Heisenberg No entanto, ainda é o modelo mental utilizado por muitos cientistas, visto ser de fácil visualização. Modelo Atômico de Sommerfeld ? Ampliação Feixe de Luz Espectro Descontínuo Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois em uma elipse há diferentes excentricidades (distância do centro), gerando energias diferentes para uma mesma camada. QUÍMICA GERAL Aula 02 – Modelo Atômico Quântico O Efeito Fotoelétrico de Einstein O efeito fotoelétrico de Einstein é a ejeção de elétrons de um metal quando sua superfície é exposta à radiação com freqüência apropriada Observações Experimentais Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha freqüência acima de um determinado valor característico do metal Se o fóton incidente tem energia suficiente, a cada colisão com a superfície do metal um elétron é ejetado A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta com a freqüência da radiação incidente Aspectos Quantitativos K= hf - F (fi ) K = Energia cinética do elétron ejetado hf = Energia fornecida pelo fóton F = energia necessária para ejetar o elétron me = massa do elétron Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: O elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria (partícula) e onda (frequência, energia, velocidade), sendo portanto, uma partícula-onda. Em movimento = comportamento ondulatório O elétron Em absorção/emissão = partícula Princípio de Incerteza de Heisenberg (1927) Física Clássica: qualquer grandeza de movimento de uma partícula pode ser medida e descrita de modo exato pode-se medir simultaneamente a posição e a velocidade de uma partícula sem perturbar o seu movimento. Física Quântica: o ato de medir interfere na partícula e modifica o seu movimento. A localização (posição) e o momento (velocidade) de uma partícula são complementares. Em outras palavras, ambos não podem ser conhecidos simultaneamente com precisão. Princípio de Incerteza de Heisenberg – Conseqüências: •O conceito de órbita não pode ser mantido numa descrição quântica do átomo; •Se pode calcular apenas a probabilidade de encontrar um ou outro elétron numa dada região do espaço nas vizinhanças de um núcleo atômico Tais distribuições de probabilidade constituem o que se chama de ORBITAIS ATÔMICOS!! Modelo atômico de Schrödinger - A partir das equações matemáticas de Schrödinger não é possível determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais provável de encontrá-lo. Orbitais Atômicos Aula 03- NÚMEROS QUÂNTICOS PRINCIPAL, SECUNDÁRIO, MAGNÉTICO E SPIN MODELO QUÂNTICO K + L 2e- 6e- 2e- s n=1 M s p n=2 N 2e- 6e- 10e- s p d n=3 2e- 6e- 10e- 14e- s p d n=4 f Erwing Schrodinger estudou o movimento do elétron ao redor do núcleo por meio de equações matemáticas NÚMEROS QUÂNTICOS Códigos matemáticos energia do elétron A caracterização de cada elétron no átomo é feita por meio de 4 números quânticos: principal, secundário, magnético e spin No mesmo átomo, não existem 2 elétrons com os mesmos números quânticos. associados à NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n) Indica o nível de energia do elétron n = 1, 2, 3...7 Quanto maior o valor do n maior é a energia do elétron NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL (l) Relacionado com o subnível de energia do elétron Subnível s p d f Nº Quântico Secundário (l) 0 1 2 3 Ordem de energia: s<p<d<f NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL (l) ORBITAIS s • Todos os orbitais s são esféricos. ORBITAIS 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. ORBITAIS p ORBITAIS d ORBITAIS f Número quântico magnético (m ou ml): Descreve as orientações espaciais. Seus valores são todos inteiros entre -l e +l, incluindo o 0. Valor de m segundo o ingresso do último elétron no orbital. NÚMERO QUÂNTICO SPIN (s OU ms) Os elétrons se comportam como um imã em função da sua rotação no sentido horário ou anti-horário Ms = + ½ ou – ½ Em uma configuração eletrônica, um elétron pode ser representado simbolicamente por: Indica a quantidade de elétrons existentes em um tipo de orbital Indica o número quântico principal (n) 1 3p Indica o número quântico secundário (l) os números quânticos para o último elétron neste exemplo seriam: n=3 l = 1 m = -1 s = +1/2 Aula 04Configuração Eletrônica Configuração eletrônica Corresponde a posição dos elétrons nos orbitais dos diferentes níveis de energia. Configuração eletrônica e princípios que a regulam 1. Principio de Construção Principio estabelece que os elétrons irão ocupar os níveis mais baixo de energia. Principio de exclusão de Pauling Estabelece que não podem haver 2 elétrons com os quatro números quânticos iguais. Primeiro elétron n= 1 l= 0 m= 0 s= +1/2 Segundo elétron n= 1 l= 0 m= 0 s= -1/2 Principio de máxima multiplicidade: Regra de Hund Sempre que possível, os elétrons preferirão ocupar os orbitais disponíveis numa subcamada, isoladamente” Escrevendo as configurações eletrónicas. Conhecer o nº de eletrons (Z = p = e). Por os eletrons em cada um dos níveis, começando pelo o nível mais baixo. Respeitar a capacidade máxima de cada subnível (orbital s = 2e, p =6e, d = 10e e f = 14e). Verificar se a soma dos coeficiente e igual a quantidade de elétrons. Configuração eletrônica 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Números quânticos-último elétron n=3 = 0 m = 0 s = +1/2 Configuração eletrônica 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Números quânticos-último elétron n=4 = 0 m = 0 s = -1/2 4s2 0 Configuração eletrônica 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3s2 3p5 -1 0 +1 Números quânticos-último elétron n=3 = 1 m = 0 s = -1/2 Configuração eletrônica (exceções) Se a distribuição eletrônica terminar em s2 d4 ou em s2 d9, mudar para s1d5 e s1d10, respectivamente. Observe: 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Cr 1s 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 Elétron mais energético 26Fe (Z = 26 = e) Elétron mais energético Por ordem de energia 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Por ordem de distância 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Camada de valência 4s2 Configuração de íons Cátions: Átomos que perdem elétrons Anions: Átomos que ganham elétrons. Nos cátions retira elétrons da última camada 11 + Na 1s2 2s2 2p6 3s1 26 Fe3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 3d5 10 e- Nos anions adicionar elétrons da última camada Cl 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3p6
