aula 1 estrutura atômica

29/03/2011

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AULA 1:

• Introdução • Estrutura Atômica

QUÍMICA PARA

ENGENHARIA

Professor:Geoffroy Roger Pointer Malpass (DEQ/ICTE)

OBJETIVO GERAL

A disciplina visa fornecer a descrição e compreensão qualitativa equantitativa dos fenômenos químicos relacionados às ciências exatas, emparticular aos cursos de engenharia, visando dessa forma, introduzir aoaluno os fundamentos do método científico e o exercício do pensamentocrítico.

QUÍMICA PARA ENGENHARIAQUÍMICA PARA ENGENHARIA

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Livro Texto:

Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente - Peter Atkins; Loretta Jones

Química - A Ciência Central - TheodoreL. Brown, H. Eugene Lemay, Bruce E.Bursten, 9ª. edição, Pearson.

PRINCIPAL

COMPLEMENTAR


Ementa:1º. Semestre:

1. Estrutura atômica:(Introdução a teoria atômica; átomo de Dalton; natureza elétrica da matéria; modelo de Thonsom eRutherford; Radiação eletromagnética e o espectro atômico; Teoria de Bohr e o átomo de hidrogênio;Números quânticos e Orbitais atômicos; O átomo de hidrogênio de Bohr).2. Tabela periódica e propriedades gerais dos elementos:(A lei periódica e a tabela periódica moderna; Configuração eletrônica dos elementos - estrutura eletrônica;Propriedades periódicas dos elementos: Raio atômico, Volume atômico, Densidade, Pontos de fusão eebulição, Potencial ou energia de ionização, Afinidade eletrônica e Eletronegatividade).3. Estrutura molecular:(Ligação Química: Conceitos Gerais; As formas das moléculas e dos íons; Teoria da ligação de valência;Teoria do orbital molecular).4. Os estados da matéria e forças intermoleculares:(Comparação entre as propriedades dos gases e líquidos; Forças de atração intermoleculares; Calor Latentede vaporização; Pressão de Vapor; Ponto de ebulição; Ponto de congelamento; Sólidos cristalinos, Redes;Raios atômicos e iônicos; Tipos de cristais; Curvas de aquecimento e resfriamento, mudanças de estado;Diagramas de fases).5. Soluções:(Tipos de soluções; Unidades de concentração; O processo de dissolução em soluções líquidas; Calor dedissolução; Solubilidade e temperatura; Efeito da pressão sobre a solubilidade; Pressões de vapor desolução; Destilação fracionada; Propriedades coligativas das soluções).

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Ementa:2º. Semestre:6. Reações e equações químicas:(Tipos de reações químicas não-redox e redox envolvendo substâncias nos três possíveis estados damatéria; Tipos de equações químicas: moleculares, iônicas completas e simplificadas (líquidas); Critériospara estabelecer equações químicas baseados nas propriedades das substâncias em soluções aquosas;Balanceamento de equações químicas não-redox e redox em meio aquoso).7. Cálculos estequiométricos:(O mol; Peso molecular e peso-formula; Composição centesimal; Formulas químicas; Formulasmoleculares; Balanceamento de equações químicas; Cálculos baseados em equações químicas; Cálculoscom agentes limitantes; Rendimento teórico e centesimal; Concentração molar).8. Equilíbrio químico:(O Estado de equilíbrio; A constante de equilíbrio; O quociente reacional; Usos e aplicações dasconstantes de equilíbrio; Fatores que afetam o equilíbrio; Pressões parciais e a constante de equilíbrio:relação entre Kc e Kp; O equilíbrio químico nas reações; Grandezas termodinâmicas e a constante deequilíbrio; Como estimar o valor de Kc para qualquer tipo de reação química; Estimar constantes deequilíbrio em qualquer temperatura).9. Cinética química:(Fatores que afetam a velocidade das reações; As Leis de velocidade e a ordem de reação; Modelos dereações: O efeito da temperatura, a teoria das colisões e a teoria do complexo ativado; Mecanismos dereação; Catálise).10. Eletroquímica:(Reações espontâneas e semi-reações; Células galvânicas; Diagramas de células, representação de umacélula; Tipos de eletrodos nas células galvânicas; Tensão na célula e espontaneidade; Potencial padrãode uma célula; Termodinâmica da célula; Eletrólise; Corrosão).


Avaliação:

-4 Provas (70%) + Relatórios (20%) + Avaliação Contínua (10%).

-Exame Final (60%).-fluxograma da prática;-anotar dados da prática;

Verificação do professor

-comportamento no laboratório;-saber trabalhar em equipe;-otimizar o trabalho/tempo no laboratório;-limpeza e organização;-desperdício de reagentes/solventes/equipamentos/vidrarias, etc;

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Avaliação:

Prática: 30% do total: relatórios (25%) / participação (5%)• 12,5 pontos de relatório (em cada semestre)• 2,5 pontos de participação (em cada semestre)• Aula prática de reposição - Apresentação de atestado

• As aulas práticas serão avisadas com no mínimo uma semana deantecedência

Datas das avaliações:1°AVALIAÇÃO: 30/04/2011 (17,5 pontos)2°AVALIAÇÃO: 02/07/2011 (17,5 pontos)3°AVALIAÇÃO: 24/09/2011 (17,5 pontos)4°AVALIAÇÃO: 10/12/2011 (17,5 pontos)

PROVA SUBSTITUTIVA: (17,5 pontos)CONDIÇÕES: Apresentação de atestado médico (NASS) e o aluno deverá fazer a prova da matéria do semestre todo.EXAME FINAL:

- Respeitar para ser respeitado – regra de boa educação;

- Não será permitida a utilização de computadores ou qualqueroutro equipamento eletrônico nas aulas e provas;

- Lista de presença;

- Faltou na Prova - O aluno somente poderá ter uma segundachance para fazer a prova perdida trazendo atestado médicodo NASS. Entretanto o aluno fará a prova no final do semestree a matéria será a do semestre todo;- Nas aulas práticas somente será tolerado atraso de 5minutos, em caso de atrasos maiores o aluno não fará aprática e não poderá fazer aula de reposição;


RegrasRegras::

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RegrasRegras::

- Nas aulas práticas os alunos deverão usar calça comprida(jeans de preferência), sapato fechado com meia, jaleco demanga comprida de algodão e óculos de segurança. ASMENINAS – CABELOS PRESOS E NADA DE PULSEIRAS, ANÉISOU COLARES COMPRIDOS;

- No laboratório os alunos devem manter a ordem e trabalharcom responsabilidade – laboratório não é lugar parabrincadeiras, bagunça, etc – vidraria, equipamentos, fogo,solventes, etc;

- Na parte prática o (s) aluno (s) somente poderá(ão) repor a prática trazendo atestado médico doNASS, caso contrário não poderá repor a práticae ficará com 0;


Errado X Certo

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RESULTADO28 mortos100 feridos

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INTRODUÇÃO

→ Transporte: Produção de gasolina/diesel, aditivos

→ Roupas: materiais sintéticos, corantes

→ Alimentação: Refrigeração, embalagens, conservantes

→ Medicina: Anestesia, desinfetantes, remédios, vacinas, contraceptivos

→ Escritório: Toner, tinta, monitores LCD→ Agricultura: Fertilizantes, pesticidas

→ Segurança: capacetes (policarbonato), retardantes de incêndio

QUÍMICA

É DIFÍCIL IMAGINAR A VIDA SEM A CONTRIBUIÇÃO DAQUÍMICA ...

A INDÚSTRIA QUÍMICA

POR QUE ESTUDAR A QUÍMICA?

Mais de 96% dos bens manufaturados tem ligação direta com a indústria química

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ALGUMAS ESTATÍSTICAS

Contribuição de 2,6 % do PIB em 2009

Estados da matéria• A matéria pode ser um gás, um líquido ou um sólido.• Esses são os três estados da matéria.• Os gases não têm forma nem volume definidos.• Os gases podem ser comprimidos para formarem líquidos.• Os líquidos não têm forma, mas têm volume.• Os sólidos são rígidos e têm forma e volume definidos.

Classificações da matériaClassificações da matéria

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Substâncias puras e misturas

• Os átomos consistem de apenas um tipo de elemento.

• As moléculas podem consistir de mais de um tipo de elemento.

– As moléculas podem ter apenas um tipo de átomo (um elemento).

– As moléculas podem ter mais de um tipo de átomo (um composto).

• Se mais de um átomo, elemento ou composto são encontrados juntos,

então a substância é uma mistura.


Substâncias puras e misturas


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Elementos• Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo mais, então ela é

um elemento.

• Existem 114 elementos conhecidos.

• A cada elemento é dado um único símbolo químico (uma ou duas letras).

• Os elementos são a base de constituição da matéria.

• A crosta terrestre consiste de 5 elementos principais.

• O corpo humano consiste basicamente de 3 elementos principais.



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Misturas• As misturas heterogêneas não são totalmente uniformes.

• As misturas homogêneas são totalmente uniformes.

• As misturas homogêneas são chamadas de soluções.


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Propriedades da matériaPropriedades da matéria

Mudanças físicas e químicas• Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência física

muda.

– O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um líquido.

• As mudanças físicas não resultam em uma mudança de composição.

• Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma alteraçãoquímica:

– Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem completamente, eles formam água pura. No frasco contendo água não há sobra de oxigênio nem de hidrogênio.


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Alterações físicas e químicas

• As propriedades físicas intensivas não dependem da quantidade de substância presente.

– Exemplos: densidade, temperature e ponto de fusão.

• As propriedades físicas extensivas dependem da quantidade de substânciapresente.

– Exemplos: massa, volume e pressão.


Separação de misturas

• As misturas podem ser separadas se suas propriedades físicas são diferentes.

• Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração.

• O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de filtrado, passa

pelo papel de filtro e é coletada em um frasco.


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Separação de misturas

• As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas através de destilação.

• A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham pontos de ebulição

diferentes.

• Basicamente, cada componente da mistura é fervido e coletado.

• A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada primeiro.


Mistura

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UnidadesUnidades de de medidamedida

Unidades SI• Existem dois tipos de unidades:

– Unidades fundamentais (ou básicas);

– Unidades derivadas.

• Existem 7 unidades básicas no sistema SI.


• As potências de dez são utilizadas por conveniência com menores ou maiores unidades no sistema SI.

Unidades SI

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Unidades SI


Unidades SI• Observe que a unidade SI para comprimento é o metro (m), enquanto a

unidade SI para massa é o quilograma (kg).

– 1 kg tem 2,2046 lb.

TemperaturaExistem três escalas de temperatura:

• Escala Kelvin– Usada em ciência.– Mesmo incremento de temperatura como escala Celsius.– A menor temperatura possível (zero absoluto) é o zero Kelvin. – Zero absoluto: 0 K = �273,15 oC.

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Temperatura• Escala Celsius

– Também utilizada em ciência.– A água congela a 0 oC e entra em ebulição a 100 oC.– Para converter: K = oC + 273,15.

• Escala Fahrenheit– Geralmente não é utilizada em ciência.– A água congela a 32 oF e entra em ebulição a 212 oF.– Para converter:

( )32-F9

5C °=° ( ) 32C

5

9F +°=°


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Volume

• As unidades de volume são dadas por (unidades de comprimento)3.

– A unidade SI de volume

é o 1 m3.

• Normalmente usamos 1 mL = 1 cm3.

• Outras unidades de volume:

– 1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 = 1000 mL.


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Densidade• Usada para caracterizar as substâncias.

• Definida como massa dividida por volume:

• Unidades: g/cm3.

A incerteza na medida• Todas as medidas científicas estão sujeitas a erro.

• Esses erros são refletidos no número de algarismos informados para a medida.

• Esses erros também são refletidos na observação de que duas medidassucessivas da mesma quantidade são diferentes.

Precisão e exatidão• As medidas que estão próximas do valor “correto” são exatas.

• As medidas que estão próximas entre si são precisas.

A incerteza na medidaA incerteza na medida

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A incerteza na medidaA incerteza na medida

Precisão e exatidão

Aula 1ESTRUTURA ATÔMICA

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CONTEÚDO

• Introdução a teoria atômica,

• Átomo de Dalton,

• Natureza elétrica da matéria,

• Modelo de Thomson e Rutherford.

• Radiação eletromagnética e o espectro atômico.

• Teoria de Bohr e o átomo de hidrogênio.

• Números quânticos e orbitais atômicos

• O átomo de hidrogênio de Bohr

O Átomo

• Núcleo: Prótons (+) e nêutrons

• Elétrons (-)

CONCEITOS BÁSICOS

Como chegamos neste ponto?

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A idéia que a matéria é formada por pequenas partículas é natural...

Quando a água num copo evapora ela não deixa de existir

A água se separa em partículas tão pequenas que não podemos vê-las

Como não podem ser vistos diretamente, os átomos são explicados por modelos teóricos

Democritus usou a palavra atamos (ἄτοµος) - indivisível

– Ele acreditava que os átomos eram indivisíveis e

indestrutíveis;

Muitas sociedades antigas desenvolveram teorias sobre a estrutura da matéria:

• Índia: Século 6 AC conceitos de átomos e moléculas

• Grécia; século 5 AC: Leucipo e seu discípulo Democritus os primeiros a

sugerir a existência dos átomos:

As idéias dele não explicavam o comportamento químico e não se baseava em

métodos científicos – somente filosóficos.

Democritus

HISTÓRICO

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ROBERT BOYLE: SÉCULO 17

•1661, filosofo natural Robert Boyle publicouo livro The Sceptical Chymist (O Químico

Cético);•Propos que matéria é composta decombinações de átomos.

Até o século 17, pessoas acreditavam que o mundo era composto dos quatro elementos clássicos:

Água, Terra, Fogo e Ar.

DALTON

John Dalton

• Químico;• Físico;• Meteorologista;• Famoso para descrever

“Daltonismo”;• Sugeriu um modelo atômico.

John Dalton(1766 – 1844)

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TEORIA ATÔMICA DE DALTON

Para Dalton:

• Todos os elementos são compostos de minúsculas partículas

indivisíveis, chamadas átomos;

• Átomos de diferentes elementos se combinam para formar

compostos químicos;

• Nas reações químicas os átomos são combinados, separados ou

rearranjados – mas nunca se transformam em átomos de outro

elemento.

• Átomos não podem ser criados, divididos em partículas menores

ou destruídos. Uma reação química só altera a forma em que os

átomos estão ligados

John Dalton(1766 – 1844)

Teoria atômica moderna é um pouco mais complexa, mas a essência é a mesma.

• Dalton imaginou átomos maciços.• Isso é suficiente para entender e

explicar a composição das substânciase as relações entre massas dereagentes e produtos.

2H2 + O2 → 2H2O

• Na época não se conhecia acomposição exata das substâncias, ageometria das moléculas e o tamanhorelativo dos átomos.

TEORIA ATÔMICA DE DALTON

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ESTRUTURA DO ÁTOMO

O ELÉTRON

No dia a dia, existem vários exemplos que comprovam

a natureza elétrica da matéria:

• Um relâmpago durante uma tempestade;

• Levar choque da maçaneta de um carro. J.J. Thomson

Os primeiros estudos científicos sobre a estrutura do átomo foram feitos estudando-se os gases:

O trabalho do físico Joseph John Thomson usando um tubo de raioscatódicos

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Thomson concluiu que:

• O feixe era composto de partículas (não de luz);• As partículas eram carregadas negativamente.

O tubo de raios de catódicos é, basicamente, a tecnologia usada em televisores tradicionais

Em 1897, J.J. Thomson, usando um tubo de raios catódicos, descobriu apresença de partículas carregadas negativamente: o elétron.

-Tubo parcialmente evacuado;-Aplica-se uma alta tensão nos eletrodos:

O ELÉTRON: DESCOBERTA

Cathode Ray Tube (1).flv

MASSA DO ELÉTRON

1916 – Robert Millikan determinou amassa do elétron como sendo1/1840 da massa de um átomo dehidrogêni e tem uma unidade decarga negativa.

A Massa do elétron é 9.11 x 10-28 g

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CONCLUSÕES DO ESTUDO DO ELÉTRON

• Os raios catódicos têm propriedades idênticas independentemente do

material (eletrodo) utilizado para produzi-lo – Todos os elementos

devem conter elétrons carregados idênticos;

• Os átomos são neutros, então devem haver partículas positivas nos

átomos, para balancear a carga negativa dos elétrons;

• Os elétrons têm uma massa tão pequena que os átomos devem conter

outras partículas que representam a maioria da massa.

• Em 1886, Eugen Goldstein, observou o que hoje é

chamado de “próton” – partículas com carga positiva

e peso relativo de 1 (ou 1840 vezes a massa do

elétron)

• Em 1932, James Chadwick confirmou a existência do

“nêutron” – partícula sem carga, mas com a massa

aproximadamente igual à do próton.

PRÓTONS E NEUTRONS

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Partículas Subatômicas

Partícula Carga Massa (g)

ELÉTRON -1 9.11 x 10-28

PRÓTON +1 1.67 x 10-24

NÊUTRON 0 1.67 x 10-24

Modelo Atômico de Thomson

Thomson acreditava que os elétrons

eram como ameixas em um pudim– por

isso esse modelo é conhecido como

“pudim de ameixas” (“plum pudding”)

• Modelo de Thomson teve uma vida curta, mas foi o primeiro modelo aconsiderar que o átomo é composto de partículas menores–subatômicas;

• Para saber como a estrutura atômica foi desvendada, temos que saberum pouco sobre a historia da radioatividade.

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Considere o seguinte experimento:

• Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo um

pequeno orifício de tal forma que um feixe de radiação seja emitido

pelo orifício.

• A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e é

detectada.

• 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.

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 chama radiação γ.

• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente corresponde à radiação carregada

positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação α

Radioatividade

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O EXPERIMENTO DE RUTHERFORD - 1911

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.

RESULTADO SUPREENDENTE

•• AA maioriamaioria dasdas partículaspartículas αα passarampassaram

diretamentediretamente atravésatravés dada chapachapa,, semsem desviardesviar.

•• AlgumasAlgumas partículaspartículas αα foramforam desviadasdesviadas

comcom ângulosângulos grandesgrandes..

• Se o modelo do átomo de Thomson

estivesse correto, o resultado de

Rutherford seria impossível.

Conclusões:O núcleo é pequeno, denso e carregado positivamente.

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• Rutherford modificou o modelo de Thomson

da seguinte maneira:

– Suponha que o átomo é esférico mas a

carga positiva deve estar localizada no

centro, com uma carga negativa difusa

em torno dele.

O ÁTOMO COM NÚCLEO

• O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e nêutrons).

• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior

parte da massa do átomo se deve ao núcleo.

• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve

aos elétrons.

O ÁTOMO COM NÚCLEO

Assim, temos um modelo do átomo mais próximo de nosso entendimento atual, mas como é que os

elétrons ficam em volta do núcleo?

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ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS

ÁTOMOS

• 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 trajetória circular deve

perder energia.

• Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de

Rutherford.

• Para explicar isso, temos que pensar um pouco sobre a natureza da luz:

• Natureza ondulatória

• Natureza particulada

• Vamos considerar primeiro a natureza ondulatória

MODELO DE RUTHERFORD: PROBLEMAS

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• A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação daradiação com a matéria

• A luz que podemos ver com os nossos olhos (luz visível) é um tipo deradiação eletromagnética (ondas).

• As ondas eletromagnéticas têm características ondulatórias semelhantes àsondas que se movem na água.

• Radiação eletromagnética é uma forma de transportar energia pelo espaço.• Existem diferentes formas além de luz visível:

Ondas de rádioCalor (infravermelho)UltravioletaMicroondasRaios X

Todas tem as seguintes características:1. Amplitude (A)2. Comprimento de onda (λ - lambda) – unidade: metros (m)3. Freqüência (ν - ni) – unidade: Hertz (Hz) s-1

4. Viagem em uma velocidade, c (3,00 x 10 8 m s-1) – valor constante

Qto. mais curto o λ, maior a freqüência, ν.

λν = c

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A radiação visível tem λλλλ entre 400 nm (violeta) e 750 nm (vermelho).

O modelo ondulatório da luz explica muito bem o comportamento da luz, mas existem três

fenômenos importantes que ele não pode explicar satisfatoriamente:

1. A emissão de luz por objetos quentes (radiação de corpo preto); Objetos

aquecidos passam por várias cores “quente vermelho” e “quente branco”:

• O físico alemão, Max Planck, sugeriu que energia pode ser liberada em

“pedaços” e aplicou o nome quanta (quantidade fixa). A energia, E, de um

quanta é igual a freqüência (ν) muliplicada por uma constante.

• Esta constante é a constante de Planck (h) – 6,63 x 10-34 J s.

E = h νννν

A noção de quanta é esquisita e passa despercebida em nosso dia-a-diadevido ao fato que a energia de um único quantum é muito pequena. Poroutro lado seu impacto em nível atômico é muito mais significativo.

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2. Emissão de elétrons de uma superfícies metálica onde a luz coincide (efeito fotoelétrico - Einstein);

1. Einstein bombardeou uma amostra demetal com luz.

2. Ao receber a luz de uma dada energia ometal emite um elétron – abaixo deste valorde energia nada acontece.

3. O comprimento de onda mínimo para issoacontecer é diferente para cada metal.

•Einstein supôs que a luz trafega empacotes de energia denominados fótons.

•A energia de um fóton: E = h ν

3. A emissão de luz a partir de um gás excitado eletronicamente (espectro de emissão)

• A luz branca pode ser separadaem um espectro contínuo de cores.

• Observe que não há manchasescuras no espectro contínuo quecorresponderiam a linhasdiferentes – isso é um espectrocontínuo

• Nem todos as fontes de irradiaçàoproduzem espectros contínuos.

• Quando se confina um gás a altapressão e aplicar um potencial, osgases emitem cores diferentes

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• O físico dinamarquês Niels Bohr observou o espectro de linhas dedeterminados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinadosem estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas.

1913 - Niels Bohr

Bohr refinou a idéia de Rutherford - elétrons

encontram-se em orbitas, como os

planetas orbitando o sol, onde cada orbita

pode conter um número fixo de elétrons.

Niels Bohr (1885 – 1962)

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• O elétron se movimenta em órbitas circulares em volta de um núcleo.

• A energia de um elétron não pode apresentar qualquer valor, mas, sim,

valores múltiplos de um quantum (plural de quanta)

• Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron e ele

não emite energia ao percorrê-las

• Quando um elétron passa de uma órbita para outra, ele emite ou absorve

uma quantidade finita de energia (um quantum)

1913 - Niels Bohr

• O modelo de Bohr estabelece que os átomos possuem regiões específicas

para acomodar seus elétrons – camadas eletrônicas

• No seu estado fundamental, os elétrons ocupam o nível mais baixo

• Quando o átomo recebe energia suficiente de uma fonte externa um ou mais

elétrons “pulam” para níveis energéticos maiores, formando um estado

excitado

1913 - Niels Bohr

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• Quando o elétron “pula” para outro nível de energia, ele cria um espaço livre.

1913 - Niels Bohr

• A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1,é a mais próxima do núcleo e convencionou-seque ela tem energia negativa.

• A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n

próximo ao infinito e corresponde à energiazero.

• Os elétrons no modelo de Bohr podem semover apenas entre órbitas através daabsorção e da emissão de energia em quantum(hv).

• A limitação do modelo do Bohr é que elesomente descreve o comportamento do elétronem termos de um partícula e desconsidera seucomportamento ondulatória.

1913 - Niels Bohr

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• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável

perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.

• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou:

• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λλλλ é uma

propriedade ondulatória.

• de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas.

mv

h=λ

ESTRUTURA ELETRÔNICA

• 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 sua posição

simultaneamente.

• Se ∆x é a incerteza da posição e ∆mv é a incerteza do momento, então:

π≥∆∆

4·

hmvx

O PRINCÍPIO DA INCERTEZA

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• Schrödinger propôs uma equação quecontém os termos onda e partícula.

• A resolução da equação leva às funções deonda (Ψ).

• A função de onda fornece o contorno doorbital eletrônico.

• O quadrado da função (Ψ2) de onda fornecea probabilidade de se encontrar o elétron,isto é, dá a densidade eletrônica para oátomo

Schröedinger


• Depois de muitos estudos – terão que acreditar – foram determinadas

sete “camadas eletrônicas” – números quânticos principais (n): 1, 2, 3

4 ... n

• Cada camada é dividida em sub-camadas (s, p, d, f, g, h, i) - número

quântico azimutal (l)

• Essa divisão depende da distância do núcleo.

1ª camada – 1s2ª camada – 2s 2p3ª camada – 3s 3p 3d4ª camada – 4s 4p 4d 4f5ª camada – 5s 5p 5d 5f 5g6ª camada – 6s 6p 6d 6f 6g 6h7ª camada – 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i

...e tem mais.

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Os elétrons são arranjados em Níveis de Energia ou Camadas ao redor do

núcleo de átomo.

• 1a. camada máximo de 2 elétrons



...mas


• O princípio de exclusão de Pauli: dois

elétrons só podem ocupar o mesmo orbital se

tiver “spins” opostos;

• Spin é uma medida do movimento rotacionalde um elétron ao redor do seu próprio eixo(horário e anti-horário);

• Este movimento faz que ele cria campomagnético;

• Usa-se a convenção ↑↓ para indicar o “spin”• Num mesmo orbital:

• Por convenção é dado com ms, e pode ter osvalores de +1/2 e -1/2 são númerosquânticos de spin (ms).

Isso leva a outras conseqüências – como pode ter mais de 2 elétrons no orbital p?


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1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n

aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante

do núcleo.

2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor

de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente

utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos

referimos aos orbitais s, p, d e f.

3. Número quântico de spin, ms: -1/2 ou +1/2

4. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O

número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a

orientação do orbital no espaço.

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ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS

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ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS

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Estrutura eletrônica

Portanto, cada orbital é dividida em sub-orbitais....

1ª camada – 1s: 1 orbital (2 e-)2ª camada – 2s: 1 orbital (2 e-)

2p: 3 orbitais (6 e-)3ª camada – 3s: 1 orbital (2 e-)

3p: 3 orbitais (6 e-)3d: 5 orbitais (10 e-)

4ª camada – 4s: 1 orbital (2 e-)4p: 3 orbitais (6 e-)4d: 5 orbitais (10 e-)4f: 7 orbitais (14 e-)

•Elétrons em cada sub-orbital tem uma orbita (distribuição) distinta e uma energia associada

•Para um átomo os elétrons preenchem os orbitais com maior energia primeiro (menor número quântico)

Energia de orbitais1s > 2s > 2p > 3s > 3p > 4s > 3d > 4p > 5s >4d > 5p > 6s

Agora podemos estabelecer a distribuição eletrônica para qualquer átomo


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+N

N

+

--

próton

elétronnêutron

camada

ÁTOMO DE HÉLIO

2 eletrons, 2 protons, e 2 neutrons.

DEFINIÇÃO DE TERMOS

O número atômico (Z) é o número de prótons(indicado na parte inferior do símbolo)

O número de massa (A) é o número de prótons + o número de nêutrons (indicado na parte superior do símbolo)

Por convenção, para um elemento X, escreve-se Z

AX

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HeHe22

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Quando existe o mesmo elemento, mas com um número de nêutrons (portanto número de massa) diferente, este é denominado isótopo.

ÁTOMO DE HÉLIO


Lembrando ZAX, onde Z é o número de prótons:

1H: 1s1

2He: 1s2

3Li: 1s2 2s1

4Be: 1s2 2s2

5B: 1s2 2s2 2p1

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Escrever a configuração eletrônica dos seguintes elementos:

Ca O

Cl Si

Na20

40

11

23

8

17

16

35

14

28B

11

5

a) b) c)

d) e) f)

EXERCÍCIO

ESTRUTURA ATÔMICA

Existem 3 maneiras de representar a estrutura atômica de um elemento

ou composto:

1. Configuração Eletrônica (já vista);

2. Diagramas de bolas;

3. Diagrama usando a regra de Hund;

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DIAGRAMAS DOT & CROSS

Com o diagrama de Dot & Cross os elétrons são representados bolas ou “x”

para mostrar as diferentes camadas eletrônicas de um elemento:

Nitrogênio N XX X

X

XX

X N714

DIAGRAMA DE SETAS

Regra de Hund: Os elétrons preencherão, preferencialmente, os orbitais vazios:

1H: 1s1

2He: 1s2

3Li: 1s2 2s1

↑

↑↓ ↑

↑↓

5B: 1s2 2s2 2p1

6C: 1s2 2s2 2p2

↑↓ ↑↓ ↑

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

7N: 1s2 2s2 2p3 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ Menor nível de energia

Esta forma de apresentar os orbitais atende melhor o princípio de exclusão de Pauli

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REPRESENTAÇÃO DO ORBITAIS

• Até este momento temos falado em termos de orbitais s, p, d, f, g, h, i.• Para a maioria das substâncias entendimento dos orbitais s, p, d é

suficiente;• Então, o que são estes orbitais?

• No início o Bohr imaginou que umelétron orbita o núcleo como umplaneta orbita em volta do sol;

• Na interpretação moderna umorbital é uma região do espaço naqual a probabilidade de encontraro elétron é elevada.

Orbital s

ORBITAIS

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No caso do orbital s, o tamanho aumenta com cada camada elétrica, pois o elétron se torna mais energético (portanto aumenta a probabilidade de se afastar o núcleo)

Orbital s

Orbital p

Orbitais p• Existem três orbitais p, px, py, e pz.

• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistemacartesiano.

• As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1.

• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.

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Orbital p

Cada nível p é formada por 3 sub-níveis:

Orbitais d e f• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.

• Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z.

• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-,

y- e z.

• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.

• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.

Orbital d e f

100

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Orbital d

Cada nível d é formada por 5 sub-níveis:

IMPORTANTE: Orbitais simplesmente representam a probabilidade de encontrar um elétron com uma dada energia.

ISÓTOPOS, NÚMEROS ATÔMICOS E NÚMEROS DE MASSA.

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• Sabemos que átomos são feitas de elétrons, prótons e nêutrons.

• O que torna o átomo de uma substância diferente de um átomo outra substância?

O número de prótonsO número de prótons

(O número de elétrons deve ser igual ao número de prótons)

Vamos considerar o átomo de Hélio

O ÁTOMO

+N

N

+

--

próton

elétronnêutron

camada

ÁTOMO DE HÉLIO

2 eletrons, 2 protons, e 2 neutrons.

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DEFINIÇÃO DE TERMOS

O número atômico (Z) é o número de prótons(indicado na parte inferior do símbolo)

O número de massa (A) é o número de prótons + o número de nêutrons (indicado na parte superior do símbolo)

Por convenção, para um elemento X, escreve-se Z

AX

1212C = 99% do total

14C (carbono quatorze) é usado para estimar a idade de fósseis

• Muitos elementos são encontrados como uma mistura de

isótopos Muitos isótopos são importantes:

• Carbono existe com 4 isótopos11C, 12C, 13C, e 14C.

ISÓTOPOS

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EXERCÍCIO

Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem em um átomo de 197Au?

Elemento Número atômico

Au 79

Ba 56

Si 14

Mg 12

E 138Ba e 28Si?

Resposta: 79 prótons, 79 elétrons e 118 nêutrons

O magnésio (No Atômico = 12) tem isótopos com massas 24, 25 e 26.

(a) escreva o símbolo completo para cada um.

(b) Quantos nêutrons tem em cada núcleo?

Resposta: (a) 2412Mg; 25

12Mg e 2612Mg; (b) 12, 13, 14

EXERCÍCIO

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PESO ATÔMICO

Conceito de pesos atômicos

Vamos pensar• 100 g de água (H2O) contem 88,9 g de Oxigênio e 1,1 g de Hidrogênio; • Água contem ~8 vezes mais Oxigênio que hidrogênio (por massa)• Ao saber que a água tem a proporção de 2H:1O, ao H foi dado o valor

1 e ao O o valor 16 (2x8).• Daí descobriram um isótopo de Oxigênio (17O) ...

• Devemos lembrar que o número de massa é somente uma soma dos prótons e nêutrons presentes no núcleo.

• Devemos lembrar que prótons e nêutrons têm massa...

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• Definiu-se a “unidade atômica”, u.• Definiu-se: u = 1/12 da massa de um átomo de 12C.• Usando unidades de massa atômica:

Assim, um padrão que usa a massa de C12foi estabelecido em 1964.

1 u = 1,66054 x 10-24 g1 g = 6,02214 x 1023 u

Neste sistema, o peso atômico de H é 1,0078 u


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FORMAÇÃO DE ÍONS

ÍONS

• Íon: uma espécie com um número de elétrons diferente (a mais ou a

menos) do número de prótons. Existem dois tipos:

• Ânion: carregado negativamente (ganhou e-)

• Cátion: carregado positivamente (perdeu e-)

• A tendência de formar ânions ou cátions depende da natureza

química de cada elemento/substância – mais para frente no curso.

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SUMÁRIO DA AULA

• Introdução à disciplina

• Histórico do desenvolvimento da Estrutura do átomo

• Estrutura atômica moderna

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aula 1 estrutura atômica

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