2-TEORIAS ATÔMICAS
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TEORIAS ATÔMICAS Átomo Menor partícula possível de um elemento (Grécia antiga) John Dalton (1807) 1. Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas chamadas átomos; 2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; 3. Um composto é constituído por átomos de mais de um elemento; 4. Numa reação química, os átomos não são criados nem destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias. 3ª hipótese (1776-1844) Lei das proporções definidas (Proust) Amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção em massa dos seus elementos constituintes 1 4ª hipótese Lei das proporções múltiplas Se 2 elementos podem se combinar para formar mais de um composto, as massas de um elemento que se combinam com dada massa do outro elemento estão na razão de números pequenos e inteiros Exemplo = CO e CO2 Elemento químico Átomo Substância composta por um único tipo de átomo Unidade básica de um elemento que pode participar de uma combinação química JJ Thomson(1897) Descoberta do elétron (tubo de raios catódicos) (1856-1940) Quando se liga as 2 placas metálicas a uma fonte de alta tensão, no tubo com vácuo, a placa carregada negativamente, denominada catodo, emite uma radiação invisível. Os raios catódicos são atraídos para a placa com carga positiva, conhecida com anodo, passam por um orifício e continuam o percurso até a outra extremidade do tubo. Quando os raios atingem a superfície coberta com um revestimento especial, produzem uma fluorescência forte JJ Thomson(1897) Os elétrons estão embutidos numa esfera com carga positiva distribuída uniformemente Cada átomo deve conter um número suficiente de cargas positivas para cancelar a carga negativa “pudim de passas” Mediu ao valor de e/me, a razão entre a magnitude da carga do elétron e e sua massa me Millikan (1908-1917) Determinação da carga do elétron me = 9,1 x 10-31 C Massa do elétron - 1,6022 x 10-19 C 3 1895 Descoberta dos raios X (Röntgen) radioatividade Marie Curie Emissão espontânea de partículas e/ou radiação (Partículas α, β e ) (1867-1934) 2 prêmios Nobel Rutherford (1910) (1871-1937) Junto com Geiger e Marsden A carga positiva está concentrada no núcleo do átomo Partícula positiva = PRÓTON Partícula negativa = ELÉTRON (dispersos no espaço ao redor do núcleo – 100 mil vezes maior!!!) 4 Dúvida: porque o Hélio é 4 vezes mais pesado do que o Hidrogênio, se ele possui apenas 1 próton a mais? Em 1932, descobriu a 3ª partícula subatômica. Como ela era eletricamente neutra com uma massa ligeiramente superior à massa do próton, deu-lhe o nome de NÊUTRON Carga Chadwick (1891-1974) Partícula Massa (g) Coulomb Unidades de carga Elétron 9,10939 x 10-28 - 1,6022 x 10-19 -1 Próton 1,67262 x 10-24 + 1,6022 x 10-19 +1 Nêutron 1,67493 x 10-24 0 0 Número atômico (Z) = é o número de prótons no núcleo de cada átomo de um elemento químico Número de massa (A) = é o número total de prótons e nêutrons presentes no núcleo de um átomo de um elemento químico A=Z+n 5 Isótopos = átomos que têm o mesmo Z, mas com A diferentes N0 de massa N0 atômico 1900 A Z X 2 3 H1 1H 1H Isótopos do hidrogênio 1 Planck descobriu que os átomos e moléculas emitem energia apenas em determinadas quantidades discretas (quanta) Teoria quântica E=h Onda = perturbação vibracional com transmissão de energia Frequência () = é o número de ondas que passam por determinado ponto a cada segundo Comprimento de onda () = distância entre pontos idênticos em ondas sucessivas h = constante de Planck (6,626 x 10-34 J.s) = frequência de uma onda Como = c/ E = h c/ C = 3,0 x 108 m/s fóton Radiação eletromagnética É a emissão e transmissão de energia na forma de ondas eletromagnéticas 6 Espectro eletromagnético 1905 Efeito fotoelétrico (Einstein) Elétrons são expelidos da superfície de certos metais expostos a uma luz de determinada frequência (1879-1955) mínima, denominada frequência Prêmio Nobel em 1921 limite. O número de elétrons expelidos é proporcional à intensidade da radiação, mas as energias dos elétrons não. 7 1913 Bohr apresenta uma explicação teórica para o espectro do hidrogênio Níveis de energia (fundamental e excitado) Órbitas circulares para o átomo de H Um elétron originalmente numa órbita de energia mais elevada passa p/ uma órbita de energia mais baixa. Como resultado, um fóton com energia h é emitido Niels Bohr (1885-1962) Dúvida: Por que o elétron limita-se a orbitar, em torno do núcleo, a determinadas distância fixas? 1924 De Broglie anunciou o dualismo partícula-onda da matéria Todas as matérias devem ser entendidas como tendo propriedades de uma onda = h/mv m = massa da partícula V = velocidade O comprimento de onda está associado a uma partícula em movimento, sua massa e sua velocidade 8 Dúvida: Como pode ser especificada a posição de uma onda? Princípio da incerteza de Heisenberg Mecânica quântica Orbital atômico É impossível determinar ao mesmo tempo, e com certeza, o momento linear (produto da massa pela velocidade) e a posição de uma partícula Função de onda de um elétron em um átomo Derivam da solução matemática da equação de Schrödinger para o átomo de H Números quânticos Número quântico principal (n) Está relacionado com a distância média entre o elétron em determinado orbital e o núcleo Valores = 1, 2, 3, 4, ... Número quântico de Momento Angular (ℓ) Refere-se ao “formato” dos orbitais Valores = 0, 1, 2, ... n-1 ℓ 0 1 2 3 4 5 Nome do orbital s p d f g h Número de orbitais 1 3 5 7 9 11 9 Número quântico Magnético (mℓ) Descreve a orientação do orbital no espaço Valores = mℓ Número quântico de spin eletrônico (ms) Descreve o movimento de rotação do elétron em torno do próprio eixo Valores = 1/2 Configuração Eletrônica Distribuição dos elétrons nos diversos orbitais atômicos Os quatro números quânticos para um elétron em um orbital 3p 3, 1, -1, - ½ 3, 1, -1, + ½ 3, 1, 0, - ½ 3, 1, 0, + ½ 3,1, 1, - ½ 3,1, 1, + ½ Linus Pauling (1901-1994) Princípio de Aufbau -1 0 +1 0 -1 +1 0 +1 -1 10 Configuração Eletrônica Princípio de Exclusão de Pauli 12Mg 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 Dois elétrons em m átomo não podem ter os quatro números quânticos iguais N0 de elétrons no orbital ou 3s2 subcamada 0 N quântico N0 quântico principal de momento angular Regras: 1. Adicione elétrons, um após o outro, aos orbitais. Porém, não coloque mais de dois elétrons em cada orbital; 2. Se mais de um orbital em uma subcamada estiver disponível, adicione elétrons com spins paralelos aos diferentes orbitais daquela subcamada até completá-la, antes de emparelhar dois elétrons em um dos orbitais. Regra de Hund ↑↑ ↓↓ ↑↓ O arranjo mais estável dos elétrons em subcamadas é aquele que contém o maior 11 número de spins paralelos Configuração Eletrônica 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 4p5 35Br Distribuições possíveis 12
