Teorias, modelos atômicos e estrutura

atômica dos átomos:

Átomos, moléculas e íons

Configuração eletrônica

Modelo atômico de Dalton

Entre 1803-1807 surgiu a base para a teoria atômica, no trabalho do professor inglês John Dalton

Dalton e seus Postulados

1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas átomos

2. Os átomos de um dado elemento são idênticos

3. Os átomos de um elemento não se convertem em diferentes tipos de átomos em reações químicas

4. Compostos são formados quandos átomos de mais de um elemento se combinam

A teoria de Dalton deu origem a leis simples de combinação química:

1.Lei da composição constante (postulado 4)Em um determinado composto o número relativo de átomos e seus tipos são constantes

2.Lei da conservação das massas (postulado 3)A massa total dos materiais presentes depois da reação química é igual a massa total antes da reação

3.Lei das proporções múltiplasH2O 8g O se combinam com 1g de H (1:1)

H2O2 16g O se combinam com 1g de H (2:1)

Assim a água oxigenada contém 2 x mais oxigênio por hidrogênio do que a água

Hoje se sabe que os átomos possuem uma estrutura interna (não são maciços).

São constituídos de partículas menores ainda, as partículas subatômicas.

Um elemento difere de outro porque seus átomos possuem números diferentes de cada partícula subatômica e, conseqüentemente, diferentes massas e tamanhos.

Descoberta da estrutura atômica

A 1ª partícula subatômica

(elétrons)

1897 por

John Thomson “raios catódicos”

Descoberta da estrutura atômicaComportamento das partículas:

“Partículas de mesma craga se repelem, partículas com cargas diferentes se atraem”

cátodo ânodo

A existência do elétron levava a crer na existência de uma partícula positiva que anulasse a carga negativa, uma vez que o átomo é neutro

Modelo de Thomson (1897)

O átomo seria uma esfera carregada positivamente e os elétrons estariam suspensos nessa massa, “como pudim de ameixas”

Elétrons

Massa Positiva

Radioatividade

1896: Henri Becquerel estudndo urânio descobriu que este mineral emitia radiação de alta energia espontâneamente

Rutherford: revelou 3 tipos de radiação:

Partículas de movimento rápido

compactas, carga positiva elétrons em alta velocidadealta energia, não possui carga

Partículas dispersadas quando passavam por folha de ouro

Rutherford concluiu que quase toda a massa do átomo está concentrada em um núcleo, núcleo atômico

O núcleo é carregado positivamente

Falhas no Modelo de Rutherford

Não explicava como os elétrons estavam localizados ao redor

do núcleo

1919: Rutherford descobre os prótons1923: Chadwick descobre os nêutrons

Rutherford

Com o experimento da folha de ouro comprova a existência de um núcleo atômico. Não explica a distribuição de elétrons ao redor do núcleo.

Propõe que os elétrons estão em constante movimento ao redor do núcleo.

Bohr

2) Átomos liberam ou absorvem energia quando um elétrons passa para outro nível energia

1) Os elétrons podem orbitar somente a certas distâncias do núcleo

3) A energia só é emitida ou absorvida quando ele muda o estado de energia

Sistema solar microscópico no qual os elétrons se movimentam ao redor do núcleo.

Modelo Moderno da Estrutura Atômica

O modelo de Bohr oferece uma explicação para o átomo de hidrogênio, mas não explica o espectro de outros átomos.

O modelo atual é definido pela MECÂNICA QUÂNTICA

O entendimento de como a luz (radiação eletromagnética)

interage com a matéria fornece a compreensão clara do

comportamento dos elétrons no átomo

Estrutura eletrônica

• Descreve as energias e os arranjos dos elétrons ao redor do núcleo

• A observação da interação da luz com a matéria revela bastante sobre a estrutura eletrônica

LUZ = RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA

Componentes elétricos

Componentes magnéticos

Natureza ondulatória da luz

Comprimento de onda

Amplitude

Ondas que transportam energia

Frequência = número de comprimentos de onda completos que passam por determinado ponto a cada segundo

Comprimento de onda

Frequência

Radiação Eletromagnética

Consiste de campos elétrico e magnético oscilando a uma velocidade de 3 x 108 ms-1 (c) – chamada velocidade da luz

Formas de Radiação Eletromagnética

Luz Visível Ondas de Rádio Microondas Raios-X

Empurra partículas carregadas como os elétrons em uma direção e depois na direção oposta, e assim sucessivamente (um ciclo)

Oscila também quanto a intensidade.

Espectro contínuo

Os átomos desprendem cores características de luz o que fornece

pistas de como os elétrons estão arranjados nos átomos

- Quando o gás H2 recebe alta energia ele emite luz com um comprimento de onda (específico

- H2 (g) absorve energia, elétrons ficam excitados, e quando retornam ao estado fundamental emitem luz

Um elétron permanece no menor nível de energia caso não sofra

nenhuma perturbação

Energia é absorvida ou emitida se um elétron muda de um nível de

energia para outro

Luz+ 984 kJ - 984 kJ

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

E = Efinal - Einicial

Efeito fotoelétricoEINSTEIN propôs que quando um fóton (pacote de energia) atinge

uma superfície metálica emite elétrons

O Modelo atômico de Bohr explicava apenas o H e outros sistemas com um elétron como He +

Erwin Schrödinger - trabalhou em uma teoria com relação ao comportamento do elétron nos átomos utilizando a mecânica quântica.

- dualidade onda partícula do elétron - descreveu o movimento do e- como uma função de onda

A localização de um elétron em um átomo é descrita

por uma função de onda conhecida como orbital

atômico. Os orbitais atômicos são designados por seus

números quânticos.

Forma dos orbitais moleculares

Cada orbital descreve uma distribuição específica da densidade eletrônica no espaço

Números Quânticos

Os números quânticos designam o arranjo eletrônico de todos os átomos (configurações eletrônicas).

1) Número quântico principal (n) – descreve o nível ou camada que o elétron ocupa. Está relacionada com a distância do núcleo e energia do elétron. Pode ser qualquer número inteiro positivo

n = 1, 2, 3, 4, 5 …

2) Número quântico do momento angular (l)– descreve a forma da região espacial que o elétron pode ocupar. Designa um subnível dentro de n. Números inteiros partindo de 0 até n-1

l = 0, 1, 2, 3, 4…

s, p, d, f, g…

3) Número quântico magnético (ml) – está relacionado com a orientação do orbital no espaço. Designa um orbital específico dentro de uma subcamada. Pode ser qualquer valor partindo de -l até + l.

l = 0 m(l) = 0l = 1 m(l) = -1, 0, +1

4) Número quântico magnético de spin (ms) – sentido em que o elétron gira em torno de si mesmo. Pode ser +1/2 (sentido horário) ou -1/2 (sentido anti-horário)

Spin eletrônico

O elétron se comporta como se estivesse girando em volta de um eixo

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+ 1/2

- 1/2

Número quântico magnético

m(s) = +1/2 e -1/2 para cada m(l)

Configurações Eletrônicas no Estado Fundamental

Na Tabela Periódica os elementos foram organizados de acordo com sua Estrutura Eletrônica

Camada de Valência camada eletrônica ocupada de maior (n), número quântico principal

Propriedades Químicas

1860 – Congresso na Alemanha reuniu muitos químicos com a intenção de obter concordância em alguns resultados tais como: existência do átomo, as massas atômicas corretas, e como os elementos se relacionam entre si.

Número atômico (Z) = número de prótons presentes no núcleo atômico

Um elemento químico é definido por seu número atômico.

Isótopos: átomos com mesmo número de prótons (Z)

Composição atômicaNúmero de prótonsNúmero de nêutronsNúmero de elétrons

Número de Massa (A) = soma do número de prótons e nêutrons

Isóbaros: átomos com mesmo número de massa

Símbolo do elemento

A

Z

Linhas Horizontais

Período - Elementos de um mesmo período tem a mesma camada de valência expressa pelo número quântico principal (n)

Linhas Verticais

Grupo - Elementos de um mesmo Grupo tem a mesma configuração de elétrons de valência

Qual a configuração eletrônica do Na no estado fundamental?

Diagrama de Linus Pauling

Na Z = 11

1s2 2s2 2p6 3s1

X

Íons e compostos ionicos

Átomo que perde um elétron = + cátion

Átomo que ganha um elétron = - ânion

Energia de Ionização

Energia necessária para retirar um elétron de um átomo na fase gasosa

I1 → átomo neutroI2 → cátion gasoso com uma carga unitária

Contração devido ao aumento da atração nuclear

A Energia de Ionização diminui com o aumento de camadas

eletrônicas

Menor atração nuclear

A Energia de Ionização aumenta com o aumento de Z

Maior atração nuclear

É um fator de conversão entre o número de átomos, moléculas, íons etc... em gramas, em outras palavras, entre a escala atômica e a escala macroscópica

1 mol contém o mesmo número de espécies (átomos, moléculas, íons, partículas) = 6,022 x 1023

Este é o chamado número de Avogadro

O que é Mol?

Massa molar = a quantidade em gramas de 1 mol (6, 022 x 1023) de qualquer átomo, molécula, etc.