Conteúdo programático A EVOLUÇÃO DO MODELO ATÔMICO - Especulações Filosóficas - Modelos Empíricos O ÁTOMO DE DALTON EXPERIMENTOS EM TUBOS DE CROOKES O ÁTOMO DE THOMSON O ÁTOMO DE RUTHERFORD MECÂNICA ONDULATÓRIA O ÁTOMO DE NIELS BOHR REFERÊNCIAS A EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS Especulações filosóficas Leucipo (478 a.C.): O universo seria formado por elementos indivisíveis e pelo vazio. Demócrito (460 – 370): Difundiu as idéias de Leucipo; Denominou tais partículas de átomos; Existiriam átomos de água, terra, ar e fogo. Estas idéias a respeito da constituição da matéria perpetuaram até o séc. XVI. A EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS Estabelecimento da Leis Ponderais 1. 2. Lei da Indestrutibilidade da Matéria (Lavoisier) Lei das Proporções Definidas (Proust) Serviram para dar suporte ao primeiro cientista que elaborou empiricamente um modelo para o átomo (Dalton). A EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS Lei da Indestrutibilidade da Matéria (Lavoisier) C + + O2 CO2 Partículas iniciais e finais são as mesmas massa iguais. Lei das Proporções Definidas (Proust) C + O2 CO2 + 2C + 2O2 2CO2 + Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão. Elementos combinam-se em razões de números inteiros entre sí. 4. separação ou rearranjo de átomos.O ÁTOMO DE DALTON 1803 – Dalton propõe o 1° Modelo Atômico. 3. 2. Matéria formada por átomos (elementos). 6 . 1. 5. Cada elemento é caracterizado pela sua massa (todos os átomos de um elemento são idênticos em todos os aspectos). As transformações químicas consistem em um combinação. Átomos são indestrutíveis e maciços. 7 . Os átomos não são maciços e indivisíveis. ele não sabia da existência dos isótopos. Explicou por que a massa é conservada nas reações químicas. Pontos Fracos do modelo de Dalton: Distinção entre átomos e moléculas.O ÁTOMO DE DALTON As ideias de Dalton fez com que as observações químicas da época parecessem razoáveis. A lei da composição definida. causando incandescência. A baixa pressões. físico britânico O gás é evacuado gradualmente Emissão de uma incandescênci a esverdeada CONCLUSÃO: A luz sai do catodo e vai em direção ao anodo (raio catódico) . 8 .EXPERIMENTOS EM TUBOS DE CROOKES 1850. muitas “partículas” atingem o vidro no anôdo na extremidade do tudo. Willian Crookes. O ÁTOMO DE THOMSON Em 1887. o físico inglês J. 9 . Thomson mostrou que as partículas são carregadas negativamente. E que as partículas do raio catódico carregam uma carga negativa (elétrons). J. Mostrou que o raio pode ser desviado se passar entre placas de metais carregados opostamente em um tubo de Crookes. O ÁTOMO DE THOMSON Em 1886 Eugene Goldstein descobriu a presença de partículas positivas nos átomos: o caráter de divisibilidade só aumentaria. . Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons estão incrustados.O ÁTOMO DE THOMSON Em 1898. Nesta época (fim do séc XIX) estava em alta um novo ramo das Ciências: a radioatividade. J. J. 11 . Modelo “pudim de ameixa” Fácil remoção de elétrons dos átomos. O ÁTOMO DE RUTHERFORD A DESCOBERTA DA RADIOATIVIDADE: Henri Becquerel (1896) Fluorescências de Compostos Urânicos (Sulfato de Uranila) Marie Curie: contribuiu descobrindo elementos radioativos Partículas alfa (α) De natureza eletropositiva e os raios alfa são altamente energéticos e emitidos pelos elementos radioativos a milhares de quilômetros por segundo. 12 . O ÁTOMO DE RUTHERFORD Partículas alfa (α) Visão macroscópica 13 . O ÁTOMO DE RUTHERFORD Como explicar esse fato? A lâmina de ouro para Rutherford. Carga positiva -compreendendo maior parte da massa concentrada em um núcleo no centro do átomo. . Elétrons – distribuídos na maior parte do átomo. seria formada por núcleos pequenos. Partículas α passariam em linha reta 14 Partículas α que passassem próximos do núcleo seriam repelidas. densos e positivos. dispersos em grandes espaços vazios. 15 .O ÁTOMO DE RUTHERFORD Visão microscópica Rutherford e colaboradores. ficaram intrigados com o espalhamento das partículas α. O ÁTOMO DE RUTHERFORD Se o núcleo atômico é formado por partículas positivas. por que essas partículas não se repelem? Em 1932. 16 . James Chadwick verificou que o núcleo do elemento berílio radioativo continha partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons e foi denominada como nêutron. 17 . como explicar a lâmina ser eletricamente neutra? FALHAS Surgem as limitações devido à Física clássica As imposições da Física Clássica dizia respeito a corpos carregados em movimento.O ÁTOMO DE RUTHERFORD Se o ouro apresenta núcleos positivos. assim como os planetas se movem ao redor do sol. O modelo de Rutherford é o modelo planetário do átomo. no qual os elétrons descrevem um movimento circular ao redor do núcleo. A cada “pacote de energia” foi dado o nome de fóton. Niels Bohr postula sobre o átomo – primeiras idéias quânticas. . Para Plank. as radiações eletromagnéticas comportam-se como se fossem compostos minúsculos “pacotes” de energia.NIELS BOHR Baseado nas ideias de Max Planck e Albert Einstein (início do séc. XX). que são denominadas órbitas estacionárias (Níveis de energia). Ao saltar de um de uma órbita para outra o elétron emite ou absorve uma quantidade definida de energia. quantum de energia. Movendo-se em uma órbita estacionária.NIELS BOHR Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas. o elétron não emite e nem absorve energia. . NIELS BOHR Modelo atômico de Bohr (foi um avanço em cima do modelo de Rutherford): . Transições eletrônicas.NIELS BOHR Estudou o espectros do átomo de Hidrogênio. disponíveis para seus elétrons . Um átomo tem um conjunto de energias quantizadas (ou níveis de energia). Átomo dividido em camadas ou níveis de energias. A ideia sobre órbitas circulares foram deixadas.NIELS BOHR Ficou restrito ao átomo de Hidrogênio. . estudar o movimento e posição de uma pequena pena de ave flutuando lentamente para o chão: quarto isento de correntes de ar e de luz. Ex. O ato de efetuar a "medida" introduziu uma incerteza nos resultados.MECÂNICA QUÂNTICA Princípio da incerteza de heinsenberg Estabelece que é impossível conhecer simultaneamente a posição e o momento (massa x aceleração) de uma partícula tal como o elétron. . PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEINSENBERG A situação é semelhante para qualquer partícula tão minúscula como um elétron.c/ λ . Nenhum instrumento pode "sentir" ou "ver" um elétron sem influenciar intensamente o seu movimento. Suposição: “supermicroscópio” imaginário para localizar um elétron. E= h. que os elétrons podem possuir. Eles podem ser representados por linhas. . Orbitais Os orbitais correspondem a regiões do átomo com maior probabilidade de se encontrar determinado elétron (maior manifestação eletrônica). quadrados ou círculos.NÍVEIS ELETRÔNICOS DE ENERGIA Segundo a teoria de Bohr. a mecânica quântica deduz um conjunto de níveis de energias eletrônicas quantizadas. . na ausência de qualquer campo magnético aplicado externamente. que consistem em 1. designadas pelas letras s . Em átomos no seu estado fundamental podem existir quatro tipos de subcamadas.SUBCAMADAS DE ENERGIA Os orbitais em um átomo são agrupados em subcamadas e. 3. d . respectivamente. todos os orbitais de uma mesma subcamada têm a mesma energia. p . f . 5 e 7 orbitais. NÚMEROS QUÂNTICOS Para designar a camada. Esses números identificam cada elétron do átomo. porém. não existem dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos (princípio da exclusão de Pauling). a subcamada e o orbital de um elétron podemos utilizar os números quânticos . . indica a camada em que o elétron se encontra. e só pode assumir valores inteiros e positivos.Número Quântico Principal (n) O número quântico principal. ) ) ) ) ) ) ) K n= 1 L 2 M 3 N 4 O 5 P 6 Q 7 . representado por n . A expressão n° e.Número Quântico Principal (n) Número máximo de elétrons por camada: n° max. Camada n n° max. e.= 2n2 . .= 2n2. e- K 1 2 L 2 8 M 3 18 N 4 32 O 5 32 P 6 18 Q 7 2 Obs. na prática só é válida até a quarta camada. Pode assumir os valores 0.= 2(2 l +1) . assim. representado por l .Número Quântico Secundário ou azimutal (l) O número quântico azimutal. especifica a subcamada e. f . O Número máximo de elétrons por subnível é dado por: n° max. e. Subnível l n° max. 2 e 3. e- s 0 2 p 1 6 d 2 10 f 3 14 Obs. a forma do orbital. correspondentes às subcamadas s . d . p . 1. representado por ml. Pode assumir valores inteiros de + l a .l .Número Quântico Magnético (ml) O número quântico magnético. fornece informações sobre a orientação de um orbital no espaço. 0 -1 s = 1 orbital 0 +1 p = 3 orbitais d = 5 orbitais f = 7 orbitais -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 . 1/2. especifica o spin do elétron e possui valor + 1/2 ou . sentido horário s = .½ anti-horário s = + ½ Horário Anti-horário .Número Quântico Spin (ms) O número quântico spin. representado por ms. presentes no 3° nível? a) 1 e 3 b) 3 e 3 c) 3 e 9 d) 9 e 9 e) 9 e 18 b) (4° nível) . respectivamente. Indique os quatro números quânticos para os elétrons: a) (camada L) c) (nível 6) 2. Qual o número de subníveis e o número de orbitais.EXERCÍCIOS 1. -1/2 b) 3. +1/2 c) 3.EXERCÍCIOS 3. 0. 1. -1/2 . 2. -2. 0. 0. 2. +1. 0. -1/2 d) 4. Indique qual dos conjuntos de números quânticos abaixo citados é impossível: a) 2. -1/2 e) 3. +1. CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS LINUS PAULING Segundo Pauling. Número quântico secundário . Número quântico principal 1S2 Quantidade de elétrons no subnível. isolado ou neutro. apresenta os seus elétrons em ordem crescente de energia. o átomo do estado fundamental. ou seja. os elétrons ocupam primeiramente os subníveis de menor energia. de e- .LINUS PAULING A ordem crescente de energia dos subníveis pode ser obtida através do diagrama de Linus Pauling. Níveis K 1 L 2 M 3 N 4 O 5 P 6 Q 7 s 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2 p 2p 3p 4p 5p 6p 7p 6 d f 3d 4d 5d 6d 4f 5f e2 8 18 32 32 18 8 10 14 Max. ” .REGRA DE HUND Segundo a regra de Hund. os elétrons são distribuídos em um átomo. da seguinte forma: “ao ser preenchida uma subcamada. somente depois de o último orbital dessa subcamada ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron. cada orbital dessa subcamada recebe inicialmente apenas um elétron. EXEMPLO . Assinale a opção que contraria a regra de Hund: a) d) b) e) c) .REGRA DE HUND 1. FÓRMULA MOLECULAR Moléculas • • • – – • Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si. Cada molécula tem uma fórmula química. Compostos formados a partir de moléculas são compostos moleculares. . A fórmula química indica: quais átomos são encontrados na molécula e em qual proporção eles são encontrados. CO.jar MASSAS ATÔMICAS É a massa de um átomo expressa pela unidade de massa atômica. 1u 1/12 avos 12C . H2O2. O2.EXEMPLOS H2O. u (Dalton). CO2. CH4. O3 e C2H4 Subíndice CONSTRUÇÃO DE MOLÉCULAS. C2H4 (acetileno) 2x 12u 28 u 4x1u .MASSAS MOLECULARES É a soma das massas de seus átomos componentes Ex. MASSAS MOLECULARES Parathion é um composto tóxico que tem sido usado como inseticida. é um hormônio produzido na glândula supra-renal em humanos e outros animais. O= 16.1.0. N= 14. H= 1.0.) EXEMPLOS Epinephrine. H = 1.0. H= 1.0. Qual é a massa molecular do parathion? (Massas atômicas: C= 12. Sua fórmula molecular é C9H13O3N.0.0. O =16. P=31.0.0.0.) .0. N= 14. S =32. Qual é amassa molecular de epinephrine? (Massas atômicas: C = 12. algumas vezes chamado de adrenalina. Sua fórmula molecular é C10H14O5NSP. NÚMERO DE AVOGRADO O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0.012 quilogramas de carbono 12. Mas o que é carbono 12? 6 prótons Isótopo mais abundante 12C 6 elétrons 6 nêutrons .MOL. NÚMERO DE AVOGRADO O número de entidades elementares contidas em 1 mol correspondem à constante de Avogadro.MOL.02 x 1023 = 12 gramas Mas de onde vem o número de avogrado? É proveniente dos estudos de Amedeo Avogadro (1786-1856) .02 x 1023 mol-1. 1 mol = 6. cujo valor é 6. NÚMERO DE AVOGRADO .MOL. 02 x 1023 átomos Então em 50 g teremos X átomos.CÁLCULO DA QUANTIDADE DE ÁTOMOS BASEADO NA CONSTANTE DE AVOGADRO Calcular a quantidade de átomos em 50 gramas de Sódio (Na).02 x 1023 Pela regra de três teremos: Em 23 g (Na) têm-se 6. 1 mol de Na = 23 g = 6. EXEMPLOS . 02 x 1023 átomos de N 1 mol de N – 6.02 x 1023 átomos de N EXEMPLOS x mol de N – 4.63 x 1022 átomos de N.CÁLCULO DA QUANTIDADE DE MOLS BASEADO NA CONSTANTE DE AVOGADRO Uma amostra de nitrogênio gasoso contém 4.63 x 10 22 átomos de N X= 0.0769 mol de N . Quantos mols de átomos de N apresenta? 1 mol de N = 6. .0. O= 16. Fazer a regra de três. Fazer o somatório 2. 1.0.674 mol de moléculas de hexaóxido de tetrafósforo (P4O6)? (Massas atômicas: EXEMPLOS P = 31.1.MOLS DE MOLÉCULAS Qual é a massa de 1.00 mol de moléculas de dióxido de enxofre (SO2)? (Massas atômicas: S =32.) DICAS. Fazer o somatório Qual é massa de 0. O= 16.). NOTA.0. ânion Cl-1 23 11Na cátion Na+1 + e-11Na23 cátion Na+1 + e- . Átomo que perdeu elétrons CÁTION ÂNION 17Cl Átomo que perdeu elétrons 35 + e.ÍONS E ESPÉCIES ISOELETRÔNICAS É o átomo que perdeu ou ganhou elétrons. ÍONS E ESPÉCIES ISOELETRÔNICAS Em Geral: Átomos metálicos tendem a perder elétrons para se transformarem em cátions. Íons não-metálicos tendem a ganhar elétrons para formarem ânions. Previsão das cargas iônicas . ÍONS E ESPÉCIES ISOELETRÔNICAS ESPÉCIES ISOELETRÔNICAS: Quando as espécies apresentam o mesmo número de elétrons. Com 2 elétrons → 2He. 3Li+. 11Na+. 4Be2+. 13Al3+ . 1HCom 10 elétrons → 10Ne. 12Mg2+. Princípios Química. Vol. P. Porto Alegre: Bookman.. Química Inorgânica não tão Concisa. 5ª ed. 1995. MAHAN.. Química: um curso universitário. 1994. J. ATKINS. São Paulo: Makron Books. São Paulo: Edgar Blücher. LEE. JONES L. 2ª ed. R. I. M. Química Geral. 53 . 1999. B. 2006. MYERS. questionando a vida moderna e o meio ambiente. 4ª ed. 3ª ed. L.RUSSEL. D. J. W. B. J. São Paulo: Edgard Blücher.