capítulo 2 estrutura atômica -...

CapCapíítulotulo 22EstruturaEstrutura AtômicaAtômica

• John Dalton:– Cada elemento é composto de átomos.– Todos os átomos de um elemento são idênticos.– Nas reações químicas, os átomos não são alterados.

• Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam.

• Lei de Dalton das proporções múltiplas: Quando dois elementosformam diferentes compostos, a proporção da massa dos elementosem um composto está relacionada à proporção da massa do outroatravés de um número inteiro pequeno.

TeoriaTeoria atômicaatômica dada matmatéériaria

• Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria éconstituída de elementos indivisíveis.• Thales – água• Anaxímenes – ar• Heráclito – fogo• Empédocles – terra, ar, água e fogo (grande erro do

pensamento humano…)• Leupico – “a matéria é discreta ou contínua?” - átomos• Demócrito – existem muitos tipos de átomos (V AC)

• Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era constituídode entidades carregadas. – Faraday e seus experimentos de eletroquímica…

A A descobertadescoberta dada estruturaestruturaatômicaatômica

Raios catódicos e elétrons• Um tubo de raios catódicos é um recipiente com um eletrodo em

cada extremidade.• Uma voltagem alta é aplicada através dos eletrodos.


Raios catódicos e elétrons

• A voltagem faz com que partículas negativas se desloquem do eletrodo negativo para o eletrodo positivo.

• A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de um campo magnético.

• Considere os raios catódicos saindo do eletrodo positivo através de um pequeno orifício.– Se eles interagirem com um campo magnético perpendicular a

um campo elétrico aplicado, os raios catódicos podem sofrerdiferentes desvios.



– A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos campos magnético e elétrico aplicados.

– Por sua vez, a quantidade do desvio também depende daproporção carga-massa do elétron.

• Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa de um elétron é 1,76 × 108 C/g.

• Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar sua massa.


Raios catódicos e elétronsConsidere o seguinte experimento:• Gotas de óleo são borrifadas sobre uma chapa carregada

positivamente contendo um pequeno orifício. • À medida que as gotas de óleo passam através do orifício, elas são

carregadas negativamente.• A gravidade força as gotas para baixo. O campo elétrico aplicado

força as gotas para cima.• Quando uma gota está perfeitamente equilibrada, seu peso é igual à

força de atração eletrostática entre a gota e a chapa positiva.



• Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 C.

• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikancalculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.

• Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é9,10939 x 10-28 g.


O €tomo de hidrog•nio tem massa = 1,6735.10-24 gO €tomo de oxig•nio tem massa = 2,6560x10-23 g

Os €tomos tem massas extremamente pequenas. A massa do €tomo mais pesadoconhecido ‚ da ordem de 4.10-22 g. Por isso usa-se a unidade de massa atƒmica (u).

1 u = 1,66054.10-24 g

massa do proton = 1,0073 umassa do neutron = 1,0087 umassa do eletron = 5,486.10-4 u

(Massa do proton = m1836 e-)

Os €tomos s„o extremamente pequenos. A maioria deles tem di…metro entre 1x10-10 m e 5x10-10 m, ou seja, entre 100 e 500 pm.

O †ngstr‡m (ˆ) ‚ uma unidade de medida de comprimento que se relaciona com o metro atrav‚s da rela‰„o: 1 ˆ = 10-10 mŠ a unidade de medida comumente utilizada para lidar com grandezas da ordem do €tomo ou dos espa‰amentos entre dois planos cristalinos.

Cl di…metro = 200 pm = 2,0 ˆ

RadioatividadeConsidere o seguinte experimento:• Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo

um pequeno orifício de tal forma que um feixe de radiação sejaemitido pelo orifício.

• A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e édetectada.

• 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


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 chamaradiação γ.

• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamentecorresponde à radiação carregada positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação α.


O átomo com núcleo• Pela separação da radiação,

conclui-se que o átomo consiste de entidades neutras e carregadasnegativa e positivamente.

• Thomson supôs que todas essasespécies carregadas eramencontradas em uma esfera.


O átomo com núcleo• 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.• A maioria das partículas α passaram diretamente através da chapa,

sem desviar.• Algumas partículas α foram desviadas com ângulos grandes.• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado

de Rutherford seria impossível.


O átomo com núcleo

• Para fazer com que a maioria das partículas α passe através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deveconsistir de carga negativa difusa de massa baixa − o elétron.

• Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículasα, o centro ou núcleo do átomo deve ser constituído de uma cargapositiva densa.


O átomo com núcleo• Rutherford modificou o modelo de

Thomson da seguinte maneira:

– Suponha que o átomo é esféricomas a carga positiva deve estarlocalizada no centro, com umacarga negativa difusa em tornodele.


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

• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que épequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo.– Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo

número de prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números diferentes de nêutrons.

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


Isótopos, números atômicos e números de massa

• Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. Número de massa (A) = número total de núcleos no núcleo (por exemplo, prótons e nêutrons).

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

• Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente.

• Encontramos o Z na tabela periódica.

A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestruturaatômicaatômica

XAZ

XAZ

A escala de massa atômica

• A massa do 1H é 1,6735 x 10-24 g e do 16O é 2,6560 x 10-23 g.

• Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u.

• Usando unidades de massaatômica:

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

Como 1mol = 6,02214 x 1023 unidades, Podemos associar u e g para 1 mol de substância

Pesos Pesos atômicosatômicos

Massas atômicas médias

• A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos:– O C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C.

• A massa média do C: • (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u

• A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômicamédia, ou simplesmente peso atômico.

• As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica.

Pesos Pesos atômicosatômicos

O modelo de Bohr• 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 trajetóriacircular deve perder energia.

• Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoriade Rutherford.

EspectrosEspectros de de linhaslinhas e o e o modelomodelo de Bohrde Bohr

NaturezaNatureza ondulatondulatóóriaria dada luzluz

• Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, λ, e uma amplitude, A.

• A frequência, ν, de uma onda é o número de ciclos que passam porum ponto em um segundo.

• A velocidade de uma onda, v, é dada por sua frequênciamultiplicada pelo seu comprimento de onda.

• Para a luz, velocidade = c.



v.lambda=c

O modelo de Bohr• Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e

admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicosde energia. Esses foram denominados órbitas.


Espectros de linhas• Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do

hidrogênio se encaixam em uma simples equação.

• Mais tarde, Rydberg generalizou a equação de Balmerpara:

em que 109678 é uma constante empírica.

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛−⋅= 2

221

111096781nnλ


O modelo de Bohr• Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por

átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas.

• Após muita matemática, Bohr mostrou que

onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, … e nada mais).

( ) ⎟⎠⎞

⎜⎝⎛×−= −

218 1J 1018.2

nE


O modelo de Bohr


• Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomosem certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum.

• A relação entre a energia e a frequência éonde h é a constante de Planck (6,626 × 10-34 J s).

• Para entender a quantização, considere a subida em uma rampaversus a subida em uma escada:

• Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto naescada há uma alteração gradual e quantizada na altura.

ν= hE

EnergiaEnergia quantizadaquantizada e e ffóótonstons

O modelo de Bohr• Podemos mostrar que

• Quando ni > nf, a energia é emitida.• Quando nf > ni, a energia é absorvida.

( )⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜

⎝

⎛−×−=

λ=ν=Δ −

2218 11J 1018.2

if nnhchE


( )⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛−

×−=

−

22

18 11J 1018.21

if nnhcλ

109730

Limitações do modelo de Bohr

• Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomode hidrogênio.

• Os elétrons não são completamente descritos como partículaspequenas.


• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parecerazoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.

• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Brogliemostrou:

• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é umapropriedade ondulatória.

• de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitosnotáveis se os objetos são pequenos.

mvh

=λ

O O ComportamentoComportamentoondulatondulatóóriorio dada matmatéériaria

O princípio da incerteza• 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 suaposição simultaneamente.

• Mas podemos, baseando-nos na estatística, determinar a probabilidade de encontrar um elétron em determinada região.


• Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula, com enfoque estatístico.

• A resolução da equação leva às funções de onda, que definem o elétron em termos de energia, posição espacial no átomo, etc.

• O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo e nos leva à definição de orbital.

MecânicaMecânica quânticaquântica e e orbitaisorbitais atômicosatômicos

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