Aulas1,2,3

1

SBCSBC2º2º--Quadrimestre/ 2013Quadrimestre/ 2013

Estrutura da Matéria

Prof. Dr. Gustavo Morari do NascimentoE-mail: [email protected]

AULA 1

EMENTA/DESCRIÇÃO DETALHADA DO CONTEÚDO PROGRAMÁTICO:

-- Relação Macro/Micro/Macro: Forças fundamentais. Escalas e unidades de medidas. Estimativas e notação científica. Unidades do sistema internacional. Origem da matéria e

da estrutura.-- Bases da teoria atômica: Histórico da concepção da estrutura da matéria: dos filósofos

pré-socráticos aos fundadores da Ciência Moderna. Leis das proporções definidas e múltiplas. Modelo atômico de Dalton. Lei da combinação volumétrica.

Determinação de massas atômicas e fórmulas moleculares. Conceito de quantidade de matéria. Equação química. Relações e cálculos estequiométricos.

-- Propriedades dos gases: Leis dos gases. Teoria cinética dos gases. Gases não ideais e livre caminho médio.

-- Natureza elétrica da matéria: Células galvânicas e eletrólise. Leis de Faraday.Experimentos de Thomson e Millikan. Modelo atômico de Thomson. Introdução às

propriedades ondulatórias. Raios X. Radioatividade. Experimento de Rutherford. Modelo atômico de Rutherford.

-- Contexto do nascimento do átomo de Bohr (início da Teoria Quântica): Espectroscopia. A radiação do corpo negro. A hipótese de quantização de Planck. O efeito fotoelétrico.

Modelo atômico de Bohr.

-- Introdução à Mecânica Quântica: Dualidade onda-partícula, para a matéria: Comprimento de onda de Louis De Broglie, princípio de incerteza de Heisenberg.

Partícula na caixa. Átomo de Hidrogênio: números quânticos para o átomo de hidrogênio, processo de absorção e emissão de radiação.

-- Átomos com muitos elétrons e Tabela Periódica: Configuração eletrônica. Blindagem nuclear. Ordenamento dos elementos na Tabela Periódica. Propriedades

dos elementos químicos e sua periodicidade.

-- Ligação química: Ligações iônicas, polarização e sólidos iônicos. Ligação covalente, valência, estrutura de Lewis, regra do octeto, carga formal. Modelo de repulsão dos

pares de elétrons da camada de valência. Teorias de ligação: Teoria da ligação de valência, ligações s e p, hibridização de orbitais, ligações dos hidrocarbonetos. Teorias

de ligação: Teoria dos orbitais moleculares, orbitais moleculares, ordem de ligação, ligações em moléculas diatômicas, ligações em moléculas poliatômicas.

-- Interações Intermoleculares e Materiais: Formação de fases condensadas. Forças íon-dipolo. Forças intermoleculares: forças dipolo-dipolo, forças de London, ligação de

hidrogênio. Propriedades dos materiais: sólidos e líquidos.

• BIBLIOGRAFIA:

• ATKINS, P., e JONES, L. Princípios de Química. 5 ed. São Paulo: Bookman, 2012.• BROWN, T.L., LeMAY, H.E., BURSTEN, B.E., e BURDGE, J.R. Química: a Ciência Central, 9 ed. São

Paulo: Ed. Pearson Prentice Hall, 2005.• KOTZ, J.C., TREICHEL, P.M. e WEAVER G.C., Química Geral e Reações Químicas vol. 1 e 2, 26 ed.,

São Paulo: Cengage Learning, 2009. 3.• McQUARRIE, D. A., e SIMON, J. D. Physical Chemistry A Molecular Approach, University Science

Books, Sausalito, California, 1997. • LEE, J. D. Química Inorgânica Não tão Concisa, Ed. Edgard Blücher LTDA, tradução da 4º edição

inglesa, 1996.• MAHAN, B. M. e MYERS, R. J. Química, um curso universitário. 4 ed. São Paulo: Ed. Edgard Blücher,

1993.• ATKINS, P., DE PAULA, J., e FRIEDMAN, R. Quanta, Matéria e Mudança, uma abordagem molecular

para a Físico-Química vol. 1 e 2, Tradução da 1º edição inglesa. Ed. LTC, 2011.• LEVINE, I. N. Físico-Química vol. 1 e 2, Tradução da 6º edição inglesa. Ed. LTC 2012. • CARUSO, F. e OGURI, V. Física Moderna, origens clássicas e fundamentos quânticos. Rio de Janeiro:

Elsevier, 2006.

CRITÉRIO DE AVALIAÇÃO: O aluno será avaliado pela média obtida de duas provas regulares. O conceito será atribuido como: A caso o aluno obter uma média maior que 8,5, B caso a média estiver entre 7,0 e 8,4, C entre 5,0 e 6,9, D entre 4,0 e 4,9 e F se a média for menor que 3,9. Alunos com presença menor que 75% será reprovado por falta portanto haverá cobrança de presença do aluno. Será permitido ao aluno uma prova que substitui uma das duas provas

regulares caso ele tenha ausência justicada em uma delas ou tenha obtido uma média inferior a 5,0. A prova substitutiva substitui a menor nota a menos que tenha um valor inferior as demais.

DATAS DAS PROVAS: P1 TURMA B 03/09 (terça-feira/ 19-21h)

TURMA A 04/09 (quarta-feira/ 19-21h)Conteúdo da prova: aulas dos dias 30/07, 06/08-07/08, 13/08, 20/08-21/08, 27/08.

P2 TURMA B 8/10 (Terça-Feira/ 19-20:30h)TURMA A 8/10 (Terça-feira/ 21h-22:30h)

Conteúdo da prova: aulas a partir do dia 03/09Psub 16/10 (19-22:30h)

Conteúdo da prova: toda a matéria.

Gás – ArIonizado – Plasma

Líquido – ÁguaSólido – Rocha; Metal

Macromoléculas e Agregados(Nano-objetos)

Milhares /Bilhões de Moléculas(componentes da matéria)

Átomos: 118(Tabela Periódica)

Elétrons(partícula primária)

Constituintes Subatômicos

Micro = 1x10-6 m

Nano = 1x10-9 m

Angstron = 1x10-10 m

Sistema tradicional:Propriedades Macroscópicas

Efeitos Quânticos

7

8

Nanociência e Nanotecnologia:Fundamentos

• Dimensão nanométrica x propriedades*:

AgPrismas

~ 100 nm

AuEsferas

~ 100 nm

AuEsferas ~ 50 nm

AgEsferas

~ 120 nm

AgEsferas ~ 80 nm

AgEsferas ~ 40 nm

* Adaptado de: Northwestern University, EUA 9

10

11

Átomos de cobalto em uma superfície de um monocristal de cobre, Cu(111). Os átomos de cobalto são deslocados de forma controlada por meio do uso da sonda de STM, controlando sua posição e o potencial aplicado entre a sonda e a amostra. As imagens (c) e (d) são as imagens resultantes da derivada da corrente de tunelamento em função do potencial aplicado, dI/dV, das imagens de STm obtidas em (a) e (b), respectivamente.

Figure 3.15. Co a toms on smooth Cu(111)

a

c d

a

b

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AULAS 2 e 3

c.Espectro Eletromagnético

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Espectro Eletromagnético

Região do Visível

17

Espectro Eletromagnético

Origem da Matéria:De onde vieram os elementos químicos?

Crédito de imagem: www.nasa.gov

Edwin Hubble: Big Bang!!

Radiação Cósmica de Fundo

Arno Penzias e Robert Wilson-1964

Antena projetadapelos Bell Labs em1960 para testes decomunicação de baixoruído com o satéliteecho.

NãoNão MuitoMuito LongeLonge Dali ...Dali ...• Robert Dicke, Jim Peebles e Dave Wilkinson

estavam planejando medir o fundo deradiação conforme havia sido previsto porGamow e colaboradores no final dos anosde 1940!

IdeiaIdeia Original de GamowOriginal de Gamow• Talvez os elementos químicos observados no

Universo tenham sido construídos em uma fasedo Universo primordial em que a temperaturaera elevada (~109-10 K) e matéria e radiaçãoestavam em equilíbrio termodinâmico.

• A densidade nesta fase devia ser comparávelàquela que ocorre no carôço central das estrelas(~1 g/cm 3 ).

• Como a densidade atual do Universo é daordem de 10-30 g/cm3, concluímos que houveuma expansão por um fator da ordem de 1010.

• O resultado final é que o Universo deve estarpreenchido com um fundo de radiação cujatemperatura deve ser da ordem de 1 K.

310

George Gamow (1904-1968)

COBE (1992): Anisotropia da Radiação Cósmica de

Fundo

Crédito de imagem: www.nasa.gov

Crédito de imagem: www.nasa.gov e www.esa.int

História Térmica do UniversoZero-------------BIG BANG!!!10-43 (s) 1032 (K) Era de Planck102 (s) 109 (K) ~1 bilhão de graus Celsius

Nucleossíntese Primordial1017(s) 3 (K) (-270oC) Radiação residual Radiação

cósmica de fundo

Temperatura da Superfície ~6000KTemperatura do Centro (estimado) ~107K ~ 10 milhões de graus Celsius

Resfriamento do Universo

Nucleossíntese Primordial e Nucleossíntese Estelar

Diagrama H-R

Ejnar Hertzsprung(1873-1967)

Henry Norris Russell(1877-1957)

Nucleossíntese Estelar

Nucleossíntese Estelar

CRAB NEBULA- NGC1952 Origem Supernova 5.400 BC d= 6.500 anos-luz/ constelação de Touro

Fonte: www.nasa.gov Hubble and Chandra telescope archive

Nucleossíntese Interestelar: SupernovasM <25Mo

Abundância dos Elementos Químicos no Universo

Crédito de imagem: http://chandra.harvard.edu/xray_astro/chemistry.html

+70%

Carl Sagan (1934-1996)

Voyager I 1977

• Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da matéria (1785): “Numa reação química realizada em recipiente fechado a massa total antes da transformação (reagentes) é igual à massa total após a transformação (produtos)´´ ou `` Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma. ´´

• Exemplo: • Magnésio + Oxigênio Óxido de Magnésio• 2,4g + 1,6 g 4g

Leis Ponderais

(1743-1794) Antoine-Laurent Lavoisier. Line engraving by Louis

Jean Desire Delaistre, after a design by Julien Leopold Boilly.

Courtesy Blocker History of Medicine Collections, Moody

Medical Library, University of Texas Medical Branch, Galveston, Texas.

Crédito de imagem: www.chemheritage.org

Lei de Proust ou Lei das proporções constantes (1799): Uma substância pura, qualquer que seja sua origem. É sempre formada pela mesma composição de

massa ´´ou `` A proporção das massas que reagem é sempre constante. ´´Exemplo: Experiência Carbono + Oxigênio Gás Carbônico

1ª 3 g 8 g 11 g 2ª 6 g 16 g 22 g 3ª 9 g 24 g 33 g

Se utilizarmos 3g de carbono , a quantidade necessária de oxigênio será 8 g, ou seja, a proporção entre carbono e oxigênio deve ser a mesma: 3:8.

Leis Ponderais


Joseph louis Proust (1754-1826)

• Dalton afirmou a hipótese de que elementos sãoconstituídos de átomos, todos os átomos de um elementosão idênticos, e que os compostos são resultantes dacombinação de átomos de dois ou mais elementos,contendo um número definitivo. Desta forma, ele poderiadar uma explicação simples da lei da conservação demassa e da lei das proporções constantes.

• Uma molécula é um grupo de átomos ligados uns aosoutros. Se uma molécula de água é formado pelacombinação de dois átomos de hidrogênio com um átomode oxigênio, a massa da molécula deve ser a soma dasmassas dos dois átomos de hidrogênio e um átomo deoxigênio, de acordo com a lei de conservação da massa. Acomposição definitiva de um composto é então explicadapela razão definida de átomos de diferentes elementospresentes nas moléculas dos compostos.

John Dalton: Teoria Atômica


• As diferentes massas de um elemento, que reagem com a massa fixa de outro elemento para formar compostos distintos, em cada caso, estão, numa relação de números inteiros e geralmente simples, entre si ". " Quando dois elementos se combinam para formar compostos mantendo-se constante a massa de um deles, as massas do outro variam segundo números inteiros e pequenos ".

• Exemplo O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes óxidos:

• Verifica-se que, permanecendo constante a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2:3:4:5.

• Óxidos Nitrogênio Oxigênio • N2O 28 g 16 g • N2O2 28 g 32 g • N2O3 28 g 48 g • N2O4 28 g 64 g • N2O5 28 g 80 g

Lei de Dalton ou das proporções múltiplas (1804)

Modelo Atômico de Dalton (1808) 1. Todo elemento químico é composto de pequenas partículas chamadas átomos; 2. Todos os átomos de um mesmo elemento apresentam as mesmas propriedades; 3. Átomos de diferentes elementos químicos têm propriedades químicas diferentes; 4. Durante uma reação química, nenhum átomo de determinado elemento desaparece ou se transforma em um átomo de outro elemento; (Lei de Lavoisier) 5. Formam-se substâncias compostas quando se combinam átomos distintos de mais de um elemento; 6. Em um dado composto químico, os números relativos de átomos dos seus elementos são definidos e constantes; podem expressar-se como inteiros ou frações simples; (Lei de Dalton) 7. Quando dois elementos se unem para formar uma terceira substância, presume-se que apenas um átomo de um elemento se combine com um átomo do outro elemento.

John Dalton: Teoria Atômica

• Determinou os pesos atômicos de cerca de 43 elementos, entre os quais o cálcio, o bário, o estrôncio, o silício, o titânio e o zircônio. Também descobriu os elementos, selênio, tório e césio. Seu trabalho forneceu os fundamentos experimentais para a determinação das massas relativas dos átomos, fundamentando as leis ponderais da química.

• Na determinação das massas atómicas, Berzelius tomou o oxigênio como base de referência (peso 100) e determinou a massa atômica dos demais elementos em relação áquele. Os resultados foram publicados em 1818 numa tabela de massas atômicas de 42 elementos.

Jöns Jakob Berzelius: Massas Atômicas


Jöns Jakob Berzelius(1779-1848)

- Gay-Lussac em 1808 descobriu a lei das combinações volumétricas. Lei de Gay-Lussac: Os volumes de gases que participam de uma reação química, medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, guardam entre si uma relação constante que pode ser expressa através de números inteiros.

- Preparação de dois litros de vapor d’água: 2 litros de hidrogênio e um litro de oxigênio (gases na mesma condição de pressão e temperatura). Relação entre volumes dos gases que participam do processo: 2 volumes de hidrogênio; 1 volume de oxigênio; 2 volumes de vapor d’água. hidrogênio + oxigênio Vapor d’água 20 cm3 10 cm3 20 cm3

180 dm3 90 dm3 180 dm3

82 ml 41 ml 82 ml 126 l 63 l 126 l

Lei Volumétrica das Reações Químicas

Louis Joseph Gay-Lussac(1778-1850)


-- Na tentativa de explicar a lei volumétrica de Gay-Lussac, Amadeo Avogadro propôs que amostras de gases diferentes, ocupando o mesmo volume e submetidas às mesmas condições de pressão e temperatura, são formadas pelo mesmo número de átomos ou moléculas. Voltamos ao exemplo da formação do vapor d’água (todos os gases submetidos às mesmas condições de pressão e temperatura) temos: ou seja, a relação entre os volumes dos gases que reagem e que são formados numa reação é a mesma relação entre o número de moléculas participantes.

hidrogênio + oxigênio Vapor d’água Dados experimentais: 2 vol. 1 vol. 2 vol. Hipótese de Avogadro: 2x moléculas 1x moléculas 2x moléculas Dividido por x 2 moléculas 1 molécula 2 moléculas

Hipótese de Avogadro

Amedeo Avogadro (1776-1856)


• A hipótese de Avogadro também permitiu a previsão das fórmulas moleculares de algumas substâncias.

• Outra decorrência da hipótese de Avogadro é que os coeficientes estequiométricos das equações que representam reações entre gases, além de indicar a proporção entre o número de moléculas que reage, indica, também, a proporção entre os volumes das substâncias gasosas que participam do processo, desde que medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura. Exemplos:

• Síntese de vapor d’água: 2H2(g) + 02(g) 2H2O(g)

• Decomposição da amônia: 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)

• Síntese de cloreto de hidrogênio: H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)

Consequências da Hipótese de Avogadro

MOL: A Expressão da Natureza Corpuscular da Matéria

DA DIALÉTICA À CONFIRMAÇÃO EXPERIMENTAL: “LES ATOMES”“The agitation does not originate either in the particles themselves or in any cause external to theliquid, but must be attributed to internal movements, characteristic of the fluid state," movementswhich the grains follow more faithfully the smaller they are. We are thus brought face to face withan essential property of what is called a fluid in equilibrium; its apparent repose is merely anillusion due to the imperfection of our senses and corresponds in reality to a permanent conditionof uncoordinated agitation.”

MOVIMENTO BROWNIANO

MOVIMENTO BROWNIANO

∆푥푖(푡) = 푥푖(푡) − 푥푖(0) deslocamento na direção x

∆푦푖(푡) = 푦푖(푡) − 푦푖(0) deslocamento na direção y

[∆푅푖(푡)]2 = [∆푥푖(푡)]2 − [∆푦푖(푡)]2 deslocamento quadrático para uma partícula

⟨푅2⟩ = 1푁∑ [∆푅푖(푡)]2푁푖=1 deslocamento quadrático médio para N partículas

Fazendo um gráfico de ⟨푅2⟩ em função do tempo (t) temos:

⟨푅2⟩ = 푅푇3휋휇훼 푁퐴

푡 Equação de Einstein,

sendo R = 8,31 m3.Pa.K-1.mol-1, T = 296,01 K, = 936Pa.s, = 0,51m

Pelo coeficiente angular 푁퐴 = 푅푇3휋휇훼푆

, s = determinado experimentalmente

푁퐴 ≅ 1023 Perrin

MOL• Definição atual: Bureau International des Poids et Mesures (BIPM)• 1967 (definição) 1969 (confirmado) 1971 (adotado)• 1. The mole is the amount of substance of a system which contains as many

elementary entities as there are atoms in 0.012 Kg of Carbon 12, its symbol is “mol”.

• 2. When the mole is used, the elementary entities must be specified and may be atoms, molecules, ions, electrons, other particles, or specified groups of such particles.

• It follows that molar mass of Carbon 12 is exacty 12g per mole M(12C) = 12g/mol

• NA or L constante de Avogadro (sem dimensão)• Sendo que, N(x) número de entidades x da amostra, n(x) quantidade de

susbtância da amostra x (mol), logo n(x) = N(x)/NA

MOLDefinição atual: 1 mol de objetos contém um determinado número de objetos igual ao número de átomos que existe em precisamente 12g de carbono 12. A massa de um átomo de carbono-12 foi determinada por espectroscopia de massa como sendo 1,99265 x 10-23 g

푛ú푚푒푟표 푑푒 á푡표푚표푠 푑푒 푐푎푟푏표푛표 − 12 = 12 푔

1,9926 × 10−23 = 6,0221 × 1023

1 mol de objetos = 6,0221x1023 objetos Esse número também é conhecido como constante de Avogadro, que como vimos ajudou

a estabelecer a existência dos átomos.

A massa molar (MM) de um elemento é a massa por mol de seus átomos, a massa molar de um composto molecular é a massa por mol de suas moléculas. A unidade de

massa molar é gramas por mol (g mol-1). A massa molar dos elementos é dada na tabela periódica.

Exemplo: Suponha que uma amostra de vitamina C contém 1,29 x1024 átomos de hidrogênio (além de outros tipos de átomos). Qual é a quantidade química (em mol) de átomos de hidrogênio na amostra?

MOL

A massa molar (MM) de um elemento é a massa por mol de seus átomos, a massa molar de um composto molecular é a massa por mol de suas moléculas. A unidade de massa molar é gramas por mol (g mol-1). A massa molar dos elementos é dada na tabela periódica. Exemplo: A massa de uma moeda de cobre é 3,20 g. Suponha que ela foi feita com cobre puro. (a) Quantos mols de átomos de Cu deveria conter a moeda, dada a massa molar de Cu de 63,54 g.mol-1. (b) Quantos átomos (N) Cu estão presentes?

(a)

(b)

푛 = 푚푁퐴

=3,20푔

63,54 푔.푚표푙−1 = 0,0504 푚표푙 푑푒 퐶푢

푁 = 푛 × 푁퐴 = 0,0504 × 6,022 × 1023 = 3,03 × 1022 á푡표푚표푠 푑푒 퐶푢

푛 = 푁(푥)푁퐴

=1,29 × 1024 퐻6,022 × 1023 = 2,14 푚표푙푒푠 푑푒 퐻

MASSA ATÔMICA x MASSA DO ÁTOMO

ESPECTROMETRIA DE MASSAS

• A unidade de massa atômica é definida convencionando que a massa atômica do isótopo do carbono 12 é exatamente 12 u.m.a.

• 1 u.m.a = 1u = 1 Da (Dalton) = 1/12 da massa de um átomo de Carbono 12, isto é, 1,660540 x 10-24 g

MASSA ATÔMICA x MASSA DO ÁTOMO

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