Capítulo 2 Estrutura Atômica -...
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CapCapíítulotulo 22EstruturaEstrutura AtômicaAtômica
• John Dalton:– Cada elemento é composto de átomos.– Todos os átomos de um elemento são idênticos.– Nas reações químicas, os átomos não são alterados.
• Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam.
• Lei de Dalton das proporções múltiplas: Quando dois elementosformam diferentes compostos, a proporção da massa dos elementosem um composto está relacionada à proporção da massa do outroatravés de um número inteiro pequeno.
TeoriaTeoria atômicaatômica dada matmatéériaria
• Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria éconstituída de elementos indivisíveis.• Thales – água• Anaxímenes – ar• Heráclito – fogo• Empédocles – terra, ar, água e fogo (grande erro do
pensamento humano…)• Leupico – “a matéria é discreta ou contínua?” - átomos• Demócrito – existem muitos tipos de átomos (V AC)
• Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era constituídode entidades carregadas. – Faraday e seus experimentos de eletroquímica…
A A descobertadescoberta dada estruturaestruturaatômicaatômica
Raios catódicos e elétrons• Um tubo de raios catódicos é um recipiente com um eletrodo em
cada extremidade.• Uma voltagem alta é aplicada através dos eletrodos.
A A descobertadescoberta dada estruturaestruturaatômicaatômica
Raios catódicos e elétrons
• A voltagem faz com que partículas negativas se desloquem do eletrodo negativo para o eletrodo positivo.
• A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de um campo magnético.
• Considere os raios catódicos saindo do eletrodo positivo através de um pequeno orifício.– Se eles interagirem com um campo magnético perpendicular a
um campo elétrico aplicado, os raios catódicos podem sofrerdiferentes desvios.
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Raios catódicos e elétrons
– A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos campos magnético e elétrico aplicados.
– Por sua vez, a quantidade do desvio também depende daproporção carga-massa do elétron.
• Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa de um elétron é 1,76 × 108 C/g.
• Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar sua massa.
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Raios catódicos e elétrons
A A descobertadescoberta dada estruturaestruturaatômicaatômica
Raios catódicos e elétronsConsidere o seguinte experimento:• Gotas de óleo são borrifadas sobre uma chapa carregada
positivamente contendo um pequeno orifício. • À medida que as gotas de óleo passam através do orifício, elas são
carregadas negativamente.• A gravidade força as gotas para baixo. O campo elétrico aplicado
força as gotas para cima.• Quando uma gota está perfeitamente equilibrada, seu peso é igual à
força de atração eletrostática entre a gota e a chapa positiva.
A A descobertadescoberta dada estruturaestruturaatômicaatômica
Raios catódicos e elétrons
A A descobertadescoberta dada estruturaestruturaatômicaatômica
Raios catódicos e elétrons
• Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 C.
• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikancalculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.
• Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é9,10939 x 10-28 g.
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O €tomo de hidrog•nio tem massa = 1,6735.10-24 gO €tomo de oxig•nio tem massa = 2,6560x10-23 g
Os €tomos tem massas extremamente pequenas. A massa do €tomo mais pesadoconhecido ‚ da ordem de 4.10-22 g. Por isso usa-se a unidade de massa atƒmica (u).
1 u = 1,66054.10-24 g
massa do proton = 1,0073 umassa do neutron = 1,0087 umassa do eletron = 5,486.10-4 u
(Massa do proton = m1836 e-)
Os €tomos s„o extremamente pequenos. A maioria deles tem di…metro entre 1x10-10 m e 5x10-10 m, ou seja, entre 100 e 500 pm.
O †ngstr‡m (ˆ) ‚ uma unidade de medida de comprimento que se relaciona com o metro atrav‚s da rela‰„o: 1 ˆ = 10-10 mŠ a unidade de medida comumente utilizada para lidar com grandezas da ordem do €tomo ou dos espa‰amentos entre dois planos cristalinos.
Cl di…metro = 200 pm = 2,0 ˆ
RadioatividadeConsidere o seguinte experimento:• Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo
um pequeno orifício de tal forma que um feixe de radiação sejaemitido pelo orifício.
• A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e édetectada.
• Três pontos são observados no detector:– um ponto no sentido da chapa positiva, – um ponto que não é afetado pelo campo elétrico,– um ponto no sentido da chapa negativa.
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Radioatividade
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Radioatividade• Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à
radiação que é negativamente carregada e tem massa baixa. Essa se chama radiação β (consiste de elétrons).
• Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa se chamaradiação γ.
• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamentecorresponde à radiação carregada positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação α.
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O átomo com núcleo• Pela separação da radiação,
conclui-se que o átomo consiste de entidades neutras e carregadasnegativa e positivamente.
• Thomson supôs que todas essasespécies carregadas eramencontradas em uma esfera.
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O átomo com núcleo• Rutherford executou o seguinte experimento:• Uma fonte de partículas α foi colocada na boca de um detector
circular.• As partículas α foram lançadas através de um pedaço de chapa de
ouro.• A maioria das partículas α passaram diretamente através da chapa,
sem desviar.• Algumas partículas α foram desviadas com ângulos grandes.• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado
de Rutherford seria impossível.
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O átomo com núcleo
• Para fazer com que a maioria das partículas α passe através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deveconsistir de carga negativa difusa de massa baixa − o elétron.
• Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículasα, o centro ou núcleo do átomo deve ser constituído de uma cargapositiva densa.
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O átomo com núcleo• Rutherford modificou o modelo de
Thomson da seguinte maneira:
– Suponha que o átomo é esféricomas a carga positiva deve estarlocalizada no centro, com umacarga negativa difusa em tornodele.
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• O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas(prótons, elétrons e nêutrons).
• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que épequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo.– Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo
número de prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números diferentes de nêutrons.
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons.
A A descobertadescoberta dada estruturaestruturaatômicaatômica
A A descobertadescoberta dada estruturaestruturaatômicaatômica
Isótopos, números atômicos e números de massa
• Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. Número de massa (A) = número total de núcleos no núcleo (por exemplo, prótons e nêutrons).
• Por convenção, para um elemento X, escreve-se
• Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente.
• Encontramos o Z na tabela periódica.
A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestruturaatômicaatômica
XAZ
XAZ
A escala de massa atômica
• A massa do 1H é 1,6735 x 10-24 g e do 16O é 2,6560 x 10-23 g.
• Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u.
• Usando unidades de massaatômica:
1 u = 1,66054 x 10-24 g1 g = 6,02214 x 1023 u
Como 1mol = 6,02214 x 1023 unidades, Podemos associar u e g para 1 mol de substância
Pesos Pesos atômicosatômicos
Massas atômicas médias
• A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos:– O C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C.
• A massa média do C: • (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u
• A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômicamédia, ou simplesmente peso atômico.
• As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica.
Pesos Pesos atômicosatômicos
O modelo de Bohr• Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma
forma que os planetas orbitam em torno do sol.
• Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetóriacircular deve perder energia.
• Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoriade Rutherford.
EspectrosEspectros de de linhaslinhas e o e o modelomodelo de Bohrde Bohr
NaturezaNatureza ondulatondulatóóriaria dada luzluz
NaturezaNatureza ondulatondulatóóriaria dada luzluz
• Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, λ, e uma amplitude, A.
• A frequência, ν, de uma onda é o número de ciclos que passam porum ponto em um segundo.
• A velocidade de uma onda, v, é dada por sua frequênciamultiplicada pelo seu comprimento de onda.
• Para a luz, velocidade = c.
NaturezaNatureza ondulatondulatóóriaria dada luzluz
NaturezaNatureza ondulatondulatóóriaria dada luzluz
v.lambda=c
O modelo de Bohr• Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e
admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicosde energia. Esses foram denominados órbitas.
EspectrosEspectros de de linhaslinhas e o e o modelomodelo de Bohrde Bohr
Espectros de linhas• Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do
hidrogênio se encaixam em uma simples equação.
• Mais tarde, Rydberg generalizou a equação de Balmerpara:
em que 109678 é uma constante empírica.
⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛−⋅= 2
221
111096781nnλ
EspectrosEspectros de de linhaslinhas e o e o modelomodelo de Bohrde Bohr
O modelo de Bohr• Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por
átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas.
• Após muita matemática, Bohr mostrou que
onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, … e nada mais).
( ) ⎟⎠⎞
⎜⎝⎛×−= −
218 1J 1018.2
nE
EspectrosEspectros de de linhaslinhas e o e o modelomodelo de Bohrde Bohr
O modelo de Bohr
EspectrosEspectros de de linhaslinhas e o e o modelomodelo de Bohrde Bohr
• Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomosem certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum.
• A relação entre a energia e a frequência éonde h é a constante de Planck (6,626 × 10-34 J s).
• Para entender a quantização, considere a subida em uma rampaversus a subida em uma escada:
• Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto naescada há uma alteração gradual e quantizada na altura.
ν= hE
EnergiaEnergia quantizadaquantizada e e ffóótonstons
O modelo de Bohr• Podemos mostrar que
• Quando ni > nf, a energia é emitida.• Quando nf > ni, a energia é absorvida.
( )⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛−×−=
λ=ν=Δ −
2218 11J 1018.2
if nnhchE
EspectrosEspectros de de linhaslinhas e o e o modelomodelo de Bohrde Bohr
( )⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛−
×−=
−
22
18 11J 1018.21
if nnhcλ
109730
Limitações do modelo de Bohr
• Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomode hidrogênio.
• Os elétrons não são completamente descritos como partículaspequenas.
EspectrosEspectros de de linhaslinhas e o e o modelomodelo de Bohrde Bohr
• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parecerazoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.
• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Brogliemostrou:
• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é umapropriedade ondulatória.
• de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitosnotáveis se os objetos são pequenos.
mvh
=λ
O O ComportamentoComportamentoondulatondulatóóriorio dada matmatéériaria
O O ComportamentoComportamentoondulatondulatóóriorio dada matmatéériaria
O princípio da incerteza• O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de
partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente.
• Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e suaposição simultaneamente.
• Mas podemos, baseando-nos na estatística, determinar a probabilidade de encontrar um elétron em determinada região.
O O ComportamentoComportamentoondulatondulatóóriorio dada matmatéériaria
• Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula, com enfoque estatístico.
• A resolução da equação leva às funções de onda, que definem o elétron em termos de energia, posição espacial no átomo, etc.
• O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo e nos leva à definição de orbital.
MecânicaMecânica quânticaquântica e e orbitaisorbitais atômicosatômicos