apostila de estrutura atômica

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Estrutura Atômica e Tabela Periódica Periódica

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Apostila de Quimica Geral I

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Page 1: Apostila de Estrutura Atômica

Estrutura Atômica e Tabela

PeriódicaPeriódica

Page 2: Apostila de Estrutura Atômica

• Origem da Teoria Atômica (460 – 379 a.C)� A origem da teoria atômica vem da Grécia antiga e foi proposta por

Demócrito e Leucipo (filósofo e seu discípulo). Eles acreditavam que se umpedaço de matéria fosse dividido em pedaços cada vez menores, ao final iriase chegar a uma minúscula partícula, indivisível. Esta partícula indivisívelrecebeu o nome de átomo.

• Modelo Atômico de Dalton (1803)� Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos;

� Estes são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem� Estes são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem

destruídos;

� Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos átomos de um dado

elemento são idênticos. Átomos de diferentes elementos tem propriedades

distintas;

� As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou

rearranjo de átomos;

� Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em

uma razão fixa.

Page 3: Apostila de Estrutura Atômica

• A descoberta da Estrutura Atômica (sec XIX – 1875)� Cientistas descobrem natureza elétrica da matéria.

� Objetos, de mesmo material, eletrizados pelo mesmo processo sempre serepelem. Objetos de materiais diferentes, eletrizados por processos diferentes,podem atrair-se ou repelir-se (cargas iguais se repelem e cargas diferentes seatraem). Assim, os cientistas principiaram a investigar as descargas elétricasem gases rarefeitos.

� Em 1895, Röengten, utilizou ampolas de Crookes (Figura 1) em seuexperimento de descargas elétricas.

Page 4: Apostila de Estrutura Atômica

• Modelo Atômico de Thomson (1897)� Em 1897, o físico britânico Joseph John Thomson determinou a razão entre

a carga elétrica e a massa de um elétron com o uso de um tubo de raioscatódicos.

Carga elétrica = 1,76x108 Coulombs/grama

Page 5: Apostila de Estrutura Atômica

� Após este experimento, Thomson sugeriu que os elétrons estariammergulhados em uma massa homogênea, como ameixas em um pudim (PlumPudding). A esta proposta foi originado o “Modelo Atômico de Thomson”,modelo este conhecido como pudim de passas ou bolo de ameixas

Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consiste de entidades neutras e carregadas negativa e positivamente.

Page 6: Apostila de Estrutura Atômica

• Modelo Atômico de Ernest Rutherford (1911)� Rutherford propusera um novo modelo para o átomo baseado em seus

resultados que contradiziam o modelo atômico proposto por J. J. Thomson. Omodelo proposto por Thomson, com os elétrons grudados na massa positiva,levava a uma distribuição uniforme de cargas.

� “Digo com certeza que não acreditava que houvesse aqueles desvios, poissabíamos que a partícula α era partícula de grande massa, com muitaenergia...Lembro-me de que dois ou três dias depois Geiger me procuroumuito excitado dizendo: conseguimos detectar algumas partículas α sendorefletidas para traz. ...Foi o mais incrível episódio que até então me ocorrera.refletidas para traz. ...Foi o mais incrível episódio que até então me ocorrera.Foi como se disparasse um projétil de 15 polegadas contra um pedaço depapel e o projétil fosse refletido e atingisse o atirador.”

� “O átomo era formado por núcleos positivos de grande massa, mas pequenoem relação ao volume total do átomo e os elétrons ficariam orbitando ao redordo núcleo”.

Page 7: Apostila de Estrutura Atômica

�Ao lançar partículas α contra uma folha fina de Au, esta partícula não sofreria qualquer perturbação em sua trajetória. Rutherford realizou a experiência com o Po, um emissor de partículas α em uma caixa de Pb com uma fenda por onde sairiam as emissões. As partículas ao atravessarem a fina folha de Au se chocavam contra um anteparo fluorescente de ZnS. A experiência revelou que grande parte das partículas α atravessava sem problemas a folha de Au, mas algumas sofriam desvios e outras partículas voltavam direto para a fonte emissora.

Page 8: Apostila de Estrutura Atômica

• Postulados de Niels Bohr:� Como podiam um núcleo positivo e uma carga negativa, o elétron, estarem tão

próximos e não se atraírem? O problema foi parcialmente resolvido com omovimento circular exercido pelo elétron. Ao descrever uma trajetória emtorno do núcleo, havia uma força centrífuga que compensaria a força atrativa.

� Eletromagnetismo: qualquer carga acelerada, como o elétron neste caso,emitiria energia continuamente, tendo como conseqüência uma diminuição doraio entre o núcleo e o elétron.

� Conforme o elétron emitisse energia, mais próximo do núcleo ele ficaria, até omomento onde o choque entre elétron e núcleo seria inevitável. E sobre essascondições o átomo não poderia existir.

• Max Planck (1900):� Segundo a teoria Clássica: Ao aquecer um objeto, os átomos que compõe este

objeto estão vibrando, causando a emissão da radiação eletromagnética. Essas vibrações são quantizadas (somente vibrações com freqüências específicas são permitidas)

Page 9: Apostila de Estrutura Atômica

Natureza ondulatória da luzNatureza ondulatória da luz� Radiações Eletromagnéticas – Teoria matemática desenvolvida por James Maxwell (1864) para descrever todas as formas de radiações em termos de campo elétricos e magnéticos.

Page 10: Apostila de Estrutura Atômica

υλ= .c

• Max Planck (1900):� Havia uma troca de energia entre a matéria e a radiação. Essa energia era

C = velocidade da luz; λ =comprimento de onda; ν=freqüência

� Havia uma troca de energia entre a matéria e a radiação. Essa energia eradescontínua e o processo de absorção e emissão acontecia segundo a equação:“A energia de um sistema que vibra é proporcional à frequencia da vibração”

υ= .hEE = energia; h =cte de Planck 6,63.10-34J/s; ν=freqüência

“Troca de energia entre a matéria e a radiação”

Page 11: Apostila de Estrutura Atômica

• Einsten (1905)� Propôs que a radiação eletromagnética consistia de partículas chamadas

fótons.

� Efeito fotoelétrico: “Ejeção de elétrons de um metal quando sua superfície éexposta a luz”

� Cada fóton era considerado um pacote de energia e a energia do fóton estavarelacionada com a freqüência da radiação.relacionada com a freqüência da radiação.

Page 12: Apostila de Estrutura Atômica

Efeito Fotoelétrico

Page 13: Apostila de Estrutura Atômica

• Postulados de Niels Borh:

� 1- Estabilidade do átomo frente a física clássica.

Os elétrons nos átomos poderiam orbitar sem emitir radiações, mas nem todasas órbitas eram permitidas.

� 2- O elétron deixa seu estado fundamental (n=1) se absorver uma quantidadede energia equivalente a diferença de energia entre o estado fundamental e oestado excitado.estado excitado.

Borh faz a quantização das órbitas.

Page 14: Apostila de Estrutura Atômica

• Postulados de Niels Borh:

Page 15: Apostila de Estrutura Atômica
Page 16: Apostila de Estrutura Atômica

Efeito Fotoelétrico

Page 17: Apostila de Estrutura Atômica

Espectros de linhas

Page 18: Apostila de Estrutura Atômica

Raias espectrais do hidrogênio

Conjunto de linhas ( séries convergentes):

�Série de Lyman (UV)

�Série de Balmer (VIS)

Fórmula geral :

Dados ficaram sem explicação

=

λ 22

21

111

nnh

RH

Page 19: Apostila de Estrutura Atômica
Page 20: Apostila de Estrutura Atômica

• Dualidade Onda-Partícula:

� Louis de Broglie.

Sugeriu que todas as partículas poderiam ser entendidas como tendopropriedade de onda.

- Uma vez que para Einstein: E =m.c2

- Para Planck: E=hc/λ

De Broglie igualou as equações e obteve:

“O elétrons, uma partícula pequena em uma velocidade muito alta, assumecomprimentos de onda (λ) próximo ao do raios X, assim essa partícula podeter um comportamento de onda”

1J=1kg.m2/s2

1kg=103 g

mv

h=λ

( )( ) m10.22,1s/m10.6.g10.11,9

s.J10.63,6 10628

34−

==λ

Page 21: Apostila de Estrutura Atômica

• Dualidade Onda-Partícula:

� Louis de Broglie.

Assim o caráter ondulatório do elétrons passou a ser questionado, e foiconsiderado quando um feixe de elétrons foi direcionado a um prisma deNíquel. Observou-se, neste experimento, a difração do elétrons como haviasido observado, anteriormente, a difração da luz.

Page 22: Apostila de Estrutura Atômica

• Princípio da Incerteza de Heisenberg:

� Heisenberg

Sugere que existe uma grande incerteza na localização do elétrons.

- O elétron não pode ser tratado como partícula com seu movimento descritoprecisamente.

- O elétron pode ser considerado uma onda com uma incerteza na sualocalização.

“O princípio da incerteza afirma que quanto mais precisamente se conhece aposição menos precisamente se conhece o momento da partícula. Em outraspalavras, se soubermos muito bem onde está a partícula, não podemossaber para onde ela irá”

O princípio da incerteza de Heisenberg:

“Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posiçãosimultaneamente.”

Page 23: Apostila de Estrutura Atômica

• Átomo pela Mecânica Quântica:

� Erwin Schrödinger

Se a matéria tinha um comportamento de onda era necessário determinar umafunção de onda que descrevesse esse comportamento.

- Substituiu a trajetória precisa da partícula por uma função de onda (ψ)

)()(),r(R),,r(ml,l,n ϕφθθ=ψ ϕθ

- ψψψψ = probabilidade de encontrar o elétron numa dada região do espaço

- Função radial = Descreve a variação orbital a diferentes distâncias donúcleo.

- Função angular = Dá a forma do orbital e sua orientação

Função angularFunção radial

Page 24: Apostila de Estrutura Atômica

• Átomo pela Mecânica Quântica:

� Órbita x Orbital

- Órbita (Borh) – Região onde o elétron está localizado e se desloca envolta donúcleo. Localização precisa.

-Orbital – Região de Probabilidade de encontrar o elétron numa dada regiãodo espaço.

Page 25: Apostila de Estrutura Atômica

• Átomo pela Mecânica Quântica:

� Max Born

Sugeriu que a probabilidade de encontrar a partícula numa pequena regiãodo espaço poderia ser dada pela função de onda ao quadrado (ψψψψ2)

No nó não há probabilidade de encontrar o elétron.

No nó ψψψψ=ψψψψ2=0

Page 26: Apostila de Estrutura Atômica

Probabilidade de encontrar o elétron numa dada região do espaço.

Page 27: Apostila de Estrutura Atômica

• Números Quânticos (Mecânica Quântica):

� ψ= n, l, ml

� n = número quântico principal

Número inteiro que especifica os níveis de energia.

n=1 para o primeiro nível

n=2 para o segundo nível

n=7 para o sétimo nível

A energia do elétron ligado ao átomo aumenta a medida que n aumenta.A energia do elétron ligado ao átomo aumenta a medida que n aumenta.

Page 28: Apostila de Estrutura Atômica

• Números Quânticos (Mecânica Quântica):

� ψ= n, l, ml

� l = número quântico momento angular orbital

Indica a forma angular do orbital

l Nome do orbital Forma Nó angular

0 s esférico 0

1 p hálter 11 p hálter 1

2 d hálter 2

3 f hálter 3

Page 29: Apostila de Estrutura Atômica

• Números Quânticos (Mecânica Quântica):

� ψ= n, l, ml

� l = número quântico momento angular orbital

Orbitais s: O orbital s não tem nó angular somente nó radial (pela passagemdo nível energético).

Page 30: Apostila de Estrutura Atômica

• Números Quânticos (Mecânica Quântica):

� ψ= n, l, ml

� l = número quântico momento angular orbital

Orbitais p: O orbital p tem nó angular

Page 31: Apostila de Estrutura Atômica

• Números Quânticos (Mecânica Quântica):

� ψ= n, l, ml

� l = número quântico momento angular orbital

Orbitais d: O orbital d tem nó angular

Page 32: Apostila de Estrutura Atômica

• Números Quânticos (Mecânica Quântica):

� ψ= n, l, ml

� l = número quântico momento angular orbital

Orbitais f: O orbital f tem nó angular

Page 33: Apostila de Estrutura Atômica

Orbitais G

Page 34: Apostila de Estrutura Atômica

• Números Quânticos (Mecânica Quântica):

� ψ= n, l, ml

� ml = número quântico magnético

Determina a orientação da órbita ocupada pelo elétron

ml=+1 – rotação no sentido antihorário (x,y)

ml=-1 – rotação no sentido horário (x,y)

ml= 0 – órbita polar (x, y, z)

Page 35: Apostila de Estrutura Atômica

ml= -1 m

l= 0 m

l= 1

ml= -2 m

l= -1 m

l= 0 m

l= 1 m

l= 2

Page 36: Apostila de Estrutura Atômica
Page 37: Apostila de Estrutura Atômica

• Números Quânticos (Mecânica Quântica):

� ψ= n, l, ml

� s = número spin magnético

Spin: É o momento angular intríseco do elétron. Um elétron pode serconsiderado como tendo um momento angular que surge do movimento derotação.

É o movimento que o elétron faz paraÉ o movimento que o elétron faz para

se acoplar com o núcleo.

Pode assumir dois valores +/- ½

ms = +½ ms = -½

Page 38: Apostila de Estrutura Atômica

Paramagnetico

Elétrons desemparelhados

Diamagnetico

Todos os elétrons emparelhados

Page 39: Apostila de Estrutura Atômica

• Diagrama de Aufbau

� Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir umdiagrama.

� À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-semenor.

� Há problemas de penetração e blindagem� Há problemas de penetração e blindagem

Page 40: Apostila de Estrutura Atômica

Diagrama de Linus Pauling

Page 41: Apostila de Estrutura Atômica

Propriedades Atômicas

Algumas propriedades características dos átomos como tamanho,energia associada a remoção e adição de elétrons mostramvariações periódicas com o número atômico

O conhecimento destas variações permite organizar as observações e predizer o comportamento

químico e estrutural

Page 42: Apostila de Estrutura Atômica

Propriedades Periódicas

Page 43: Apostila de Estrutura Atômica

Carga Nuclear Efetiva no Período

O número de prótons cresce com o número de elétrons, assim tem-se um aumento da carga nuclear efetiva

Ex:

3Li 1s2 2s14Be 1s2 2s2

5B 1s2 2s2 2p1

Aumento da Zeff

Elétrons de um mesmo nível energético não blindam uns aos outros.

A blindagem é exercida por elétrons de níveis anteriores.

Aumento da Zeff

Page 44: Apostila de Estrutura Atômica

Ex:

3Li 1s2 2s1

4Be 1s2 2s2

5B 1s2 2s2 2p1

6C 1s2 2s2 2p2

Carga Nuclear Efetiva no Período

1) Qual elemento possui o maior Z*, Li ou Be?

2) Qual elemento tem maior Z*, Be ou B? Pq?

R: Be por ter maior Z, assim Z* é maior.

R: B

6C 1s 2s 2p

7N 1s2 2s2 2p3

8O 1s2 2s2 2p4

9F 1s2 2s2 2p5

10Ne 1s2 2s2 2p6

Page 45: Apostila de Estrutura Atômica

Li Be B C N O F Ne

Z 3 4 5 6 7 8 9 10

Z*(2s) 1,28 1,91 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,75

Carga Nuclear Efetiva no Período

Z*(2p) - - 2,42 3,14 3,83 4,45 5,10 5,76

Elétrons de um mesmo nível energético não blindam uns aos outros.A blindagem é exercida por elétrons de níveis anteriores.

Page 46: Apostila de Estrutura Atômica

Carga Nuclear Efetiva no Grupo

O valor de Z* é no grupo é obtido experimentalmente, não segue uma tendência. Assim, para determinar se a Z* será maior ou menor no grupo é melhor entender o raio atômico.

Page 47: Apostila de Estrutura Atômica

Raio Atômico

Raio atômico: metade da distância,

Descreve o tamanho de átomos, está relacionado com a posição do elétron em relação ao núcleo.

Raio atômico: metade da distância,experimental, determinada entre os núcleosdos átomos vizinhos mais próximos em umsólido.

Ex: Distância entre átomos vizinhos noCobre 256 pm. Qual o raio do Cobre?

R: 256/2=128 pm

Page 48: Apostila de Estrutura Atômica

Raio Atômico no Grupo

A medida que aumenta o nível energético de um elemento para o outro aumenta o raio atômico no grupo

Ex:

9F 1s2 2s2 2p5

17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Aum

ento

do

raio

35Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Aum

ento

do

raio

Page 49: Apostila de Estrutura Atômica

Raio Atômico no Período

O número de elétrons cresce com o número de prótons mas os elétrons se encontram no mesmo nível energético.

Ex:

3Li 1s2 2s14Be 1s2 2s2

5B 1s2 2s2 2p1

Aumento do raio

A medida que aumenta o número de elétrons aumenta o número de prótons, assim a carga nuclear vai aumentando.

A medida que aumenta os elétrons eles vão ficando menos blindado, aumentando, como consequência, a força de atração entre os elétrons e o núcleo. Assim, os átomos vão ficando mais compactos.

Aumento do raio

Page 50: Apostila de Estrutura Atômica

Raio Iônico

É a distância entre os núcleos de cátions e ânions que estão vizinhos.

Page 51: Apostila de Estrutura Atômica

Raio Iônico (Cátion)

Todos os cátions são menores que seus átomos geradores.

Ex:

3Li 1s2 2s1 (157 pm)

3Li+ 1s2 (58 pm)

Page 52: Apostila de Estrutura Atômica
Page 53: Apostila de Estrutura Atômica

Raio Iônico (Ânion)

Todos os ânions são maiores que seus átomos geradores.

Ex:

9F 1s2 2s2 2p5

9F- 1s2 2s2 2p6

Page 54: Apostila de Estrutura Atômica
Page 55: Apostila de Estrutura Atômica

Átomos Isoeletrônicos

Átomos e íons com o mesmo número de elétrons

Ex:

11Na+ 1s2 2s2 2p6

9F- 1s2 2s2 2p6

12Mg2+ 1s2 2s2 2p612Mg 1s 2s 2p

Para saber qual o íons de menor raio? É só observar a sua carga nuclear. “Quanto maior a carga nuclear, maior a atração entre os prótons e os elétrons e maior será a atração”.

O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

Page 56: Apostila de Estrutura Atômica

Raio Covalente

Se um elemento é um não-metal usa-se a distância entre os núcleos dos átomos unidos por uma ligação química. Este raio é chamado de raio covalente.

Ex: Distância entre os núcleos de uma molécula de cloro 198 pm. Qual o raio covalente do cloro? 99 pm

Page 57: Apostila de Estrutura Atômica

Energia de Ionização (EI)

Definição: Energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado em fase gasosa

A(g) → A+(g) + e-

(g)

É expressa em elétron-volts (ev), onde 1ev = 96,485 kJ/mol e é sempre positiva (endotérmica)é sempre positiva (endotérmica)

É possível remover mais que um elétron, tendo assim a 1a, 2a, 3a e 4a energia de ionização (potencial de ionização)

Page 58: Apostila de Estrutura Atômica

Energia de Ionização (EI)

Para a primeira ionização, I1, partimos do átomo neutro. Por exemplo, para o cobre:

Cu(g) → Cu+ (g) + e- (g)

energia requerida = I1 (785 kJ mol-1)

A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um cátion gasoso com carga unitária. Para o remover um elétron de um cátion gasoso com carga unitária. Para o cobre:

Cu+ (g) → Cu2+ (g)

energia requerida = I2 (1.955 kJ mol-1)

A segunda EI será sempre maior que a primeira, pois haverá uma maior Z que a do átomo neutro, uma vez que terá menos elétrons para serem atraídos pelo núcleo.

Page 59: Apostila de Estrutura Atômica

Energia de Ionização (EI) no Grupo

Tendências:

�Quanto maior n, menor a EI (efeitos de tamanho e blindagem)

Page 60: Apostila de Estrutura Atômica

Energia de Ionização (EI) no Período

Quanto mais os elétrons sentem a carga do núcleo mais atraídos pelo núcleo, portanto maior será a EI.

No período a EI não é uniforme.

Page 61: Apostila de Estrutura Atômica

Energia de Ionização (EI) no Período

Avaliemos dois casos:

Li Be B C N O F Ne

EI (KJ/mol)

519 900 799 1090 1400 1310 1680 2080

Aumento do raio

1) Be (4e) e B (5e)

4Be 1s2 2s2

5B 1s2 2s2 2p1

Aumento do raio

2) N (7e) e O (8e)

7N 1s2 2s2 2p3

8O 1s2 2s2 2p4

2p42s22p22s2

Page 62: Apostila de Estrutura Atômica

Afinidade Eletrônica (AE)

Definição: é a alteração de energia quando um életron é adicionado a um átomo gasoso para formar um íon gasoso

A(g) + e-(g)→ A-

(g)

Pode ser exotérmica (libera energia) ou endotérmica (absorve energia)

Segue a tendência da energia de ionização

Page 63: Apostila de Estrutura Atômica

Afinidade Eletrônica (AE)

Raio atômicoZ*AE

Page 64: Apostila de Estrutura Atômica

Eletronegatividade

É definida como a força de atração de um átomo em atrair elétrons de uma ligação para si próprio.

Um elemento eletronegativo é aquele que:

a) Não perde elétron com facilidade, alto valor de EIa) Não perde elétron com facilidade, alto valor de EI

b) Aceita elétrons com facilidade, altos valore de AE