Origem dos elementos

ESTRUTURA ATÔMICA

Origem dos elementos

Big Bang – 15 bilhões de anos

Força forte – união de prótons e nêutrons (curto alcance, atua sobre núcleons)

Força eletromagnética – união de elétrons ao núcleo (longo alcance, atua sobre cargas)

111 elementos conhecidos, diferenciados por seus n⁰ atômicos

Variedade de isótopos (mesmo n⁰ atômico e diferente n⁰ de massa)

Evolução dos Modelos Atômicos

400 a.C → Filósofos gregos ( Demócrito e Platão) 1803 → Dalton

1903 → Thomson 1911 → Rutherford 1913 → Bohr

1916 → Bohr - Sommerfeld

1923 → Modelo Quântico ou mecânico-ondulatório

John Dalton propôs um modelo de átomo onde pregava as seguintes idéias:

- toda matéria é constituída por partículas minúsculas, maciças e indivisível - átomos;

- os átomos de um mesmo elemento são iguais em massa e suas propriedades;

- os átomos de elementos diferentes, apresentam propriedades químicas e físicas diferentes;

- os átomos se unem em proporções bem definidas, constituindo

as espécies químicas.

O Átomo de Dalton (1808)

 Fonte elétrica, estabelece-se uma diferença de potencial elétrico (ddp) entre os dois eletrodos.

 Quando essa ddp é suficientemente elevada, forma-se um feixe luminoso no interior do aparelho.

 Conclusão - essa luz era causada por raios que tinham sua origem no cátodo, por isso foram denominados de raios catódicos.

Descoberta do Elétron

Joseph J. Thomson (1856-1940)

Modelo Atômico de Thomsom “ Pudim de Ameixas”

 Átomo deveria ser maciço e esférico

 Formado por uma pasta positiva em que estão incrustadas partículas com carga elétrica negativa

“Elétrons”

 Modelo conhecido como Pudim de ameixas

Aplicações Atuais

Televisão: O tubo de imagem dos televisores é uma ampola de Crookes ( alto vácuo ) com certas adaptações.

Os raios catódicos incidem na superfície interna do vidro, que é revestida com tinta fluorescente. Durante a descarga, a tela fica iluminada.

Lâmpada Fluorescente: A lâmpada fluorescente contém vapor de mercúrio(Hg) como gás residual. A parede interna do vidro da lâmpada é revestida de tinta fluorescente. Pela descarga no interior da lâmpada, o vapor de mercúrio (Hg) , a essa pressão emite luz ultravioleta ( invisível ), a qual excita a tinta fluorescente, que emite luz visível característica dessa lâmpada.

Estudos de Rutherford

Estudou a radioatividade descoberta em 1896 pelo

cientista Antoine Henri Becquerel

Emissão de partículas ou radiação eletromagnética por certos materiais chamados radioativos

Experimento de Geiger-Marsden (alunos de Rutherford)

“bombardear uma folha fina de ouro com radiação alfa e medir o espalhamento dessas partículas”

Rutherford – Modelo planetário

- Elétrons estavam em movimento, distribuídos em órbitas fixa em torno do núcleo;

- Se o núcleo do átomo apresenta carga elétrica positiva, o que o impede de atrair para junto de si os elétrons que possuem carga negativa?

Modelo Atômico de Bohr

Relacionou a energia do elétron ao quantum:

 O elétron move-se em órbitas circulares em torno de um núcleo atômico central;

 A energia de cada elétron é a soma de suas energias cinética (movimento) e potencial (posição, com o núcleo como referência).

Essa energia não pode ter um valor qualquer, mas apenas valores que sejam múltiplos de um quantum;

O átomo absorve energia e salta para níveis mais externos

Ao voltar para seu nível de origem, libera energia na forma de luz

 Ao passar de uma órbita para outra, o elétron absorve ou emite um quantum de energia.

 O elétron percorre apenas órbitas eletrônicas permitidas e, nesse caso, não emite energia;

Modelo Atômico de Bohr - Sommerfeld

-Determinado nível de energia apresentava subdivisões subníveis de energia;

Estando os subníveis

associados a várias órbitas diferentes sendo uma dessas circular e as outras elípticas

Características das partículas subatômicas:

Partícula Carga Massa

Próton + 1 1

Elétron - 1 1/1840

Nêutron 0 1

• O átomo é eletricamente neutro  (p = e^-).

• A massa do átomo está concentrada no núcleo.

• O núcleo é cerca de 10000 X menor que o átomo.

• Número Atômico (Z):

n° prótons (p)

• Número de Massa (A):

A = p + n (neutrons)

z X ^A

Símbolo do elemento N° atômico

Notação Química do Átomo

Íons:

Definição: é o átomo que perdeu ou ganhou elétrons.

Classificação:

Cátion (+): átomo que perdeu elétrons.

Ex. átomo: ₁₁Na²³  cátion Na⁺¹ + e^-

Ânion (-): átomo que ganhou elétrons.

Ex. átomo: ₁₇Cl³⁵ + e^-  ânion Cl^-1

São átomos com o mesmo número de prótons.

Exemplos:

6C¹² e ₆C14

8O¹⁵ e ₈O¹⁶

1H1

1H² 1H³

Hidrogênio Deutério Trítio

99,98% 0,02% 10^-7 % Isótopos:

Isóbaros:

São átomos com o mesmo número de massa Exemplos:

18Ar⁴⁰ e ₂₀Ca40

21Sc⁴² e ₂₂Ti⁴²

Isótonos:

São átomos com o mesmo número de nêutrons Exemplos:

15P³¹ e ₁₆S32

18Kr³⁸ e ₂₀Ca⁴⁰

Teoria do Orbital Atômico

( modelo da mecânica quântica)

E = mc² (Einstein) E = h (Planck)

mc² = h (De Broglie)

“comportamento ondulatório de qualquer corpo em movimento”

1926- Schroedinger desenvolveu uma equação geral para o movimento ondulatório, posteriormente

adaptado para o átomo de hidrogênio e denominada equação de onda

Números Quânticos → solução da equação diferencial

Designação: n, l, m_l e m_s

Número quântico principal (n) – representa o nível de energia (camada) e possui valores inteiros positivos 1, 2, 3, 4...

Número quântico azimutal (l) – representa a forma do orbital (subcamada) e possui valores inteiros de 0 a n – 1

Número quântico magnético (m_l) – especifica a orientação do orbital no espaço e varia de – l a + l

Número quântico de spin (m_s) – especifica o spin do elétron e possui valor de + ½ ou – ½

“cada solução da equação de Schroedinger (ou equação de onda) corresponde a um orbital eletrônico, que define a energia (níveis e subníveis) de um elétron em um orbital”

Números quânticos para os elétrons de um átomo

Princípio de exclusão de Pauli:

“ não existem dois elétrons em um átomo que

possuam os mesmos valores para todos os números quânticos”

Níveis eletrônicos de energia:

“a mecânica quântica descreve um conjunto de níveis de energias eletrônicas quantizadas que um elétron

em átomo pode possuir”

Orbitais – estados individuais que podem ser ocupados por um elétron em um átomo

Formas dos orbitais atômicos

Orbitais s

Orbitais p

Orbitais d

Orbitais f

Níveis de energia dos orbitais atômicos

Diagrama de

preenchimento de orbitais

“As configuraçôes eletrônicas são

obtidas pelo

preenchimento do diagrama elétron por elétron”

Regra de Hund: Os elétrons numa mesma subcamada tendem a permanecer desemparelhados

Representações:

Notação espectroscópica – 1S² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ ...

Convenção cerne do gás nobre: [Ne] 3s² 3p⁶ ...

Irregularidades:

Cr (Z=24): [Ar] 3d⁵ 4s¹ Cu (Z=29): [Ar] 3d¹⁰ 4s¹

Spin:

propriedade possuida pelos elétrons

Emparelhado – spins dos elétrons em direções opostas

Desemparelhado – elétron isolado em um orbital Paramagnetismo:

atração em um campo magnético em função da presença de elétrons desemparelhados

Ex: Sódio metálico (Z= 11)

11 elétrons (10 emparelhados e 1 desemparelhado)

Exercícios

1 – Compare as características das três partículas subatômicas : próton, nêutron e elétron.

2 – Dê o número de : (a) prótons (b) nêutrons ; que estão presentes no núcleo dos seguintes átomos : ¹⁴N , ¹⁵N , ¹⁷⁹Ta , ²³³U .

3 – Dê o número total de elétrons presentes nos seguintes átomos ou íons : N, O, U, O^2- , K⁺ , P^3- , Ba²⁺ , Al³⁺ , Ti⁴⁺

4 – O cloro ocorre naturalmente como uma mistura de dois isótopos : ³⁵Cl (massa de 34,97 u) e ³⁷Cl (massa de 36,97 u). Se a abundância relativa do isótopo ³⁵Cl é 75,77%, qual é a massa atômica do Cl ?

5 – Usando a notação espectroscópica, escreva as configurações eletrônicas no estado fundamental dos seguintes átomos : (a) C , (b) P , (c) Ti , (d) Co , (e) Kr

6 – Desenhe um diagrama de orbital para cada átomo no estado fundamental considerado na questão 9.

7 - Dê o número máximo de orbitais em : (a) uma subcamada s , (b) uma subcamada p , (c) uma subcamada d , (d) uma subcamada f , (e) uma camada M (g) , (f) uma camadaO .

8 – Dê o número máximo de elétrons em : (a) camada M , (b) camada L , (c) no orbital 4p_y , (d) no orbital 5s , (e) na subcamada 3p , (f) na subcamada 3d .

Partículas subatômicas

núcleo ^prótons _e

nêutrons elétrons