Teoria atomica revisao

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Dalton:

Tinha a ideia de que os átomos eram esferas

perfeitas, como bolas de bilhar. Nesta concepção,

não deve haver mais nenhuma partícula dentro do

átomo, pois este já é a menor unidade possível.

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Thompson

A partir de seus resultados de pesquisa, Thompson

formulou a teoria de que os átomos seriam como

uma esfera gelatinosa de carga positiva e os elétrons

(cargas negativas) estariam incrustados nesta esfera.

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Rutherford

Na ideia de Rutherford, o átomo era formado por uma

região bastante densa, onde estava confinada a carga

positiva chamada de núcleo atômico. De acordo com este

modelo atômico os elétrons estão dispersos num espaço em

torno do núcleo. Em comparação ao tamanho do núcleo,

com diâmetro 10

-14

m,

o espaço ocupado pelos elétrons

é enorme (diâmetro 10

-9

m), ou

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Bohr

No átomo de Bohr, o elétron só poderia ocupar certas

órbitas, ou níveis de energia, nos quais ele seria estável. A

energia do elétron no átomo estaria então quantizada. Cada

orbita permitida está associada a um numero adimensional,

com valores 1, 2, 3, ... conhecido como número quântico

principal.

No átomo de Borh, os raios

das orbitas aumenta a medida

que o numero quântico

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Modelo mecânico-quântico

Como as partículas se comportam como ondas, não

podemos esperar que elas se movam como objetos

pontuais em trajetórias precisas. Schroedinger substituiu

então a trajetória precisa por uma função de onda Ψ, uma

função matemática com valores que variam com a posição.

A função de onda nada

mais é do que uma função

matemática e expressa a

probabilidade de encontrar

o elétron com certa energia

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Exercício de Reflexão:

Identifique na tabela acima, qual é a concepção de

modelo atômico que você apresentou na atividade

da aula anterior?

Identifique portanto as etapas que você deve

estudar para evoluir seu modelo para o mais aceito

atualmente, ou seja, o modelo mecânico-quântico.

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Produto dos campos elétrico e magnético oscilantes

que atravessam o vácuo a 3,00 x 10

8

m/s.

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O princípio de incerteza de Heinsenberg

• A dualidade partícula-onda elimina a possibilidade

de descrever com precisão, a posição eo momento

linear de uma partícula.

• Se o momento linear é conhecido e não se pode

descrever a trajetória da partícula. Se soubermos que

uma partícula está aqui não se pode afirmar onde ela

“estará” daqui a instantes.

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O átomo moderno

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Dúvidas?!

• O movimento dos elétrons deveria

tornar-se gradativamente mais lento;

• Porque os elétrons deveriam mover-se numa orbita

em torno do núcleo?

• Como o núcleo e o elétron apresentam cargas

elétricas opostas, eles deveriam atrair-se mutuamente.

Seria de se esperar um movimento em espiral dos

elétrons, ate a colisão destes com o núcleo.

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Espectros Atômicos de Raias

Quando átomos são aquecidos ou submetidos a descargas elétricas, eles absorvem energia e em seguida, esta energia é emitida como radiação.

Este espectro é chamado de espectro de raias, pois diferente do espectro da luz branca, que emite em todos os comprimentos de onda, chamado de espectro continuo, este espectro de raias apresenta apenas algumas linhas.

Cada átomo apresenta seu espectro de raias típico, formado por uma série de linhas em comprimento de onda característico.

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O átomo de Bohr

(20)

O átomo de Bohr

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O átomo de Bohr

• Um elétron não emite energia enquanto permanecer numa mesma órbita, portanto, seu movimento não deve desacelerar;

• Quando um elétron passa de uma órbita a outra, ele irradiou ou absorveu energia. Se ele se moveu em direção ao núcleo, houve irradiação de energia, se ele se moveu afastando-se do núcleo, houve absorção de energia;

• Para que um elétron permaneça em sua órbita, a atração eletrostática entre ele e o núcleo, deve ser igual a força centrífuga que tende a afastar o elétron de sua órbita.

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Serie de Lyman Ultravioleta Série de Balmer

Visível-ultravioleta

Série de Paschen Infravermelho

Série de Bracket Infravermelho

Série de Pfund Infravermelho

Série de

Humphries Infravermelho

O átomo de Bohr

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Relembrando:

• Os átomos e elétrons são descritos tanto como

partícula, quanto como onda.

• Além disso, vimos que não pode-se descrever com

precisão a posição e a energia do átomo, pois quanto

se sabe bem uma destas características, a outra é

desconhecida.

• Por fim, vimos que o orbital de um elétron, em um

átomo corresponde a energia permitida para aquele

dado elétron.

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Função de onda

As partículas se comportam como ondas, portanto,

não podemos esperar que elas se comportem como

objetos pontuais que se movem em trajetórias

precisas.

Schrodinger substituiu então a trajetória precisa por

uma função de onda Ψ, uma função matemática

com valores que variam com a posição.

Ela expressa a probabilidade de encontrar o elétron

com certa energia e num dado volume do espaço.

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Pode-se dizer que:

As ondas de matéria dos estados de energia permitidas são

chamadas orbitais. O nome foi escolhido para sugerir alguma

coisa mais bem definida do que uma órbita de um elétron

em torno do núcleo, e também para considerar a natureza

ondulatória do elétron;

Para resolver a equação de Schrodinger de um elétron num

espaço tridimensional é necessário introduzir três números

inteiros – os números quânticos n, l e m. Estes números

quânticos só podem assumir certas combinação de valores.

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Para descrever a localização dos elétrons:

• Os números quânticos são todos inteiros, mas seus

valores não podem ser escolhidos aleatoriamente;

• Os três números quânticos (e os valores que estes

podem assumir) não foram criados voluntariamente pelos cientistas. Pelo contrário, quando se descreve o comportamento do elétron no átomo de hidrogênio, mediante uma onda de matéria, os números quânticos aparecem como consequência natural da teoria.

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Os três números quânticos são:

Número quântico principal, representado por n; o valor

de n, é o fator principal na determinação de energia de um

elétron. O valor de n também é uma medida do tamanho do

orbital. Quanto maior o valor de n, maior o orbital.

Número quântico de momento angular, representado

por l ; Cada valor de l corresponde a um tipo diferente de

orbital, com uma forma característica.

Número quântico magnético, representado por ml. O

número quântico magnético determina apenas em qual

orbital, dentro de uma subcamada o elétron pertence. Os

orbitais dentro de uma subcamada diferem somente pela

orientação no espaço, não pela sua forma.

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Número quântico principal – n

•Pode possuir qualquer valor de 1 ate o infinito.

•Este número quântico é o mais importante, pois o

valor de n, é o fator principal na determinação de energia de um elétron.

•O valor de n também é uma medida do tamanho do

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Número quântico de momento angular – l

• Os elétrons de uma dada camada agrupam-se em

subcamadas;

• Cada camada é caracterizada por um valor de número

quântico l, e por uma forma característica;

• O valor de n limita o numero de subcamadas possíveis,

pois a enésima camada não pode ter valor maior que n–1;

• Exemplos:

n = 1, dizemos que o valor de l é 0 e somente 0. n = 2, são possíveis dois valores de l : 0 e 1.

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Número quântico magnético – ml

• O número quântico magnético determina apenas em qual

orbital, dentro de uma subcamada, o elétron pertence.

• Os orbitais dentro de uma subcamada diferem somente

pela orientação no espaço, não pela sua forma.

• O valor de l limita os valores inteiros atribuídos a m_l, sendo que este pode variar de –l a + l, com o 0 incluído. Por exemplo, quando l = 2, o valor de m_l pode ser +2, +1,

(31)

O gráfico destas funções versus r não apresentam uma

interpretação com significado físico, mas, quando usamos a

densidade de probabilidade que é dada pelo quadrado do

módulo de Ψ, obtemos a região do espaço que apresenta

nós, ou seja, onde a função é zero e as regiões de

probabilidade máxima de encontrar um elétron.

(32)

(33)

As formas dos orbitais – Orbitais s

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(35)

(36)

Conhecer a forma de cada um destes orbitais é muito

importante em Química Inorgânica. Portanto, desenhe em

seu material a forma de cada um dos orbitais:

s

p

d

f

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A ordem de energia nos orbitais

Adicione elétrons, um após outro, segundo a ordem do

Diagrama de Pauling, porém sem colocar mais de 2 elétrons

em cada orbital. (Principio de exclusão de Pauli)

Se mais de um orbital, em uma subcamada, estiver

disponível, adicione elétrons com spins paralelos aos

diferentes orbitais daquela subcamada, ate completá-la, antes

de emparelhar dois elétrons em outro orbital. (Regra de

Hund)

(38)

Atente para a diferença que

existe entre:

O orbital de mais alta energia

e o orbital de valência.

(39)

Observe os elementos do grupo 2 da tabela periódica:

N

o

atômico Elemento

Configuração eletrônica

4 Be

[He].2s

2

12 Mg

[Ne].3s

2

20 Ca

[Ar].4s

2

38 Sr

[Kr].5s

2

56 Ba

[Xe].6s

2

88 Ra

[Rn].7s

2

(40)

(41)

(42)

Propriedades Periódicas

•Raio atômico

•Raio iônico

•Energia de Ionização

•Afinidade Eletrônica

•Caráter metálico

•Eletronegatividade

•Poder Polarizante e Polarizabilidade

•Valência e Estados de Oxidação

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(44)

Próxima atividade: Dividir os alunos em 6 grupos. Cada um elaborará um cartaz sobre uma das propriedades periódicas, contendo: a variação de como ela ocorre na tabela periódica, o

enunciado da propriedade e a representação de porque ela varia desta forma na tabela periódica. As propriedades serão:

Raio atômico e iônico Energia de Ionização Afinidade eletrônica

Eletronegatividade (Pauling) Polarizabilidade

(45)

• Considere uma molécula diatômica simples.

• A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação.

• Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.

(46)

• _{Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do}

orbital aumenta.

• _{Exemplo: Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em}

tamanho quando n aumenta.

• _{Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica,}

as propriedades dos elementos variam periodicamente.

• _{O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela}

periódica. Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.

• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos

tornam-se menores. Existem dois fatores agindo:

• _{Número quântico principal, n, e}

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(48)

• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais

externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio

atômico aumenta.

• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a

atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa

(49)

•O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico.

•O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.

•Os cátions são átomos que “deixaram vago” o orbital mais externo e, portanto, são menores do que os átomos que

lhes dão origem.

•Os ânions são átomos que tiveram elétrons adicionados ao orbital mais externo e são maiores do que os átomos que

(50)

Raio Iônico

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Energia de ionização

• A primeira energia de ionização, I₁, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:

Na(g)  Na+(g) + e-.

• A segunda energia de ionização, I₂, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso:

Na+(g)  Na2+(g) + e-.

• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.

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Variações nas energias de

ionização sucessivas

• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

(53)

Tendências periódicas nas

primeiras energias de ionização

• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.

• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo.

• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso.

• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período.

• Ao longo de um período, Z_ef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron.

• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.

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Afinidade eletrônica

• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.

• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:

Cl(g) + e-  Cl-(g)

• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica:

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Afinidade eletrônica

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Caráter metálico

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• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução aquosa).

• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo.

• O caráter metálico diminui ao longo do período.

• Os metais têm energias de ionização baixas.

• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.

Caráter metálico

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Eletronegatividade – Definição de Pauling

A tendência de um átomo de atrair elétrons em sua direção, quando combinado em um composto.

De uma forma geral, átomos pequenos atraem mais fortemente os elétrons do que os átomos grandes, sendo desta forma, que átomos pequenos são mais eletronegativos. A eletronegatividade decresce a medida que descemos no grupo e aumenta da esquerda para a direita na tabela periódica.

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