1 / 47

Teoria atômica - Revisão

Teoria atômica - Revisão. Primeiras idéias - Demócrito (460-370 AC) - partículas indivisíveis ÁTOMOS. John Dalton (1803) - Recuperou a idéia de partículas muito pequenas. Espécies que não se decompõem quimicamente Cada espécie tem propriedades específicas (m)

jael-little
Download Presentation

Teoria atômica - Revisão

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Teoria atômica - Revisão Primeiras idéias - Demócrito (460-370 AC) - partículas indivisíveis ÁTOMOS John Dalton (1803) - Recuperou a idéia de partículas muito pequenas • Espécies que não se decompõem quimicamente • Cada espécie tem propriedades específicas (m) Usada pelas leis de conservação e proporção

  2. Teoria Atômica - Revisão • Postulados: • Toda matéria é feita de átomos. • Átomos de mesmo elemento são idênticos em todas as propriedades e de elementos diferentes não. • Compostos são combinações de dois ou mais átomos. • Átomos são unidades das transformações químicas.

  3. Antes de prosseguir..... ..... .......... ................. DESCULPAS AOS PESQUISADORES OMITIDOS!!! RESUMO DO DESENVOLVIMENTO DA TEORIA ATÔMICA

  4. Teoria Atômica - Revisão Eletricidade - evolução da teoria atômica Franklin - cargas elétricas + e - Associação com átomos?? 1896 - Becquerel - Minério de Urânio - Radioatividade 1898 - Curie - Isolaram Po e Ra Separação de partículas subatômicas

  5. Teoria Atômica - Revisão Teoria de Dalton - 100% aceita??? NÃO!! Conclusão : Átomos se desintegram!! - Existência de partículas subatômicas. 1833- Faraday - Mesma quantidade de corrente quantidades diferentes depositadas de metais diferentes Semelhantemente: partícula fundamental de um elemento - átomo Partícula fundamental de eletricidade - elétron

  6. Teoria Atômica - Revisão Raios Catódicos Thomson - 1887 Relação carga/massa do elétron -1,76 x 108 C/g

  7. Teoria Atômica - Revisão Millikan - 1909 Elétron Carga -1,60 x 10-19 C Massa 9,09 x 10-28 g Atual 9,1093897 x 10-28 Raios Canais Próton Massa 1,672623 x 10-24 g Chadwick - 1932 Nêutron Massa 1,6749286 x 10-24 g

  8. Carga e massa do elétron Raios canais

  9. Teoria Atômica - Revisão Rutherford - 1910 Avaliou as idéias de Thomson Átomo - Núcleo e elétrons raio do núcleo - ca. 0,001pm (10-12m) raio do átomo - 100pm Átomos e íons!! Geiger e Marsden

  10. Estrutura eletrônica dos átomos Elementos Propriedades são dependentes da distribuição dos elétrons Radiação eletromagnética

  11. Espectro eletromagnético

  12. Radiação eletromagnética Exemplo

  13. Espectro eletromagnético Espectro de emissão

  14. Espectros de emissão (linhas) Balmer e Rydberg Equação de Rydberg

  15. Exemplo: Espectro de Hidrogênio Considerando n1= 2 e n2 =4 1/l = 109,678 cm-1 (1/22 - 1/42) 1/l = 2,056 x 104 cm-1 l = 4,864 x 10-5 cm Análise dimensional l = 4,864 x 10-5 cm x 10-2 m x 1nm 1 cm 10-9 m l = 486,4 nm Cor verde

  16. Espectros de emissão Hidrogênio

  17. Espectros de emissão Hidrogênio R = 1,097 x 107 m-1

  18. 1o. Modelo Teórico Niels Bohr - 1913 O significado dos espectros de linhas O átomo excitado perde energia que não é arbitrária A Eelétron é quantizada Fundamento das teorias de estrutura eletrônica dos átomos Elétrons ao redor do núcleo - órbitas E = -b/n2 b= 2,18 x 10-18 J Calcular a energia do elétron em qualquer órbita

  19. Elétrons ao redor do núcleo - órbitas E = -b/n2 b= 2,18 x 10-18 J Calcular a energia do elétron em qualquer órbita b= (2 p2 m e4)/n2h2 E = - (2 p2 m e4)/n2h2 n= 1 estado fundamental para o H Explicação da Eq. de Rydberg Teoria de Bohr - fracassou!! Por que????

  20. Dualidade onda x partícula Louis de Broglie - 1924 - elétrons se comportam também como ondas. l = h/mvm - massa da partícula v -velocidade da partícula

  21. Dualidade onda x partícula Abordagem de Schrödinger mais adequada que a de Bohr! O elétron às vezes se comporta como onda, outras como partícula Heisenberg - Determina-se a posição com exatidão então não se tem exatidão na medida da energia. O que se tem? Probabilidade de se encontrar o elétron com certa energia num dado volume de espaço!! Princípio de incerteza de Heisenberg Dx . D(mv) > 1/2 h A incerteza na posição x a incerteza no momento (mv) (relativo a energia) > h

  22. Se quisermos saber com exatidão o valor do momento, a incerteza na posição será grande Calcular a incerteza na posição de um elétron (m= 9,11 x 10-28 g) com velocidade 1,20 x 108 m/s Supondo a incerteza na velocidade - 0,100% (6,626 x 10-34 kg.m2/s2)(s) (9,11 x 10-31 kg) (1,20 x 108m/s) (0,00100) > 6,06 x 10-9 m distância grande em relação a distâncias atômicas e moleculares Grande incerteza na posição do elétron - probabilidade de se encontrar o elétron numa região do espaço.

  23. Equação de Schrödinger Átomo de Hidrogênio e funções de onda • Equação matemática mais complexa - Funções de onda (y) - Elétron como uma onda • Somente algumas funções são permitidas • Cada y corresponde a um valor de energia • A energia do elétron é quantizada • y2 - probabilidade de se encontrar o elétron - densidade de elétrons • Resolução da equação - introdução de 3 números quânticos (n, l e ml) Números quânticos !!!

  24. Números quânticos n - níveis de energia principais do elétron na região mais provável de encontrá-lo - No. Máximo de elétrons 2n l -momento angular do elétron - subníveis de energia nos quais é mais provável encontrar o elétron. (0 a n-1) ml - orientação orbital no espaço. - l a +l Ms- momento angular intrínseco do elétron. +1/2 e -1/2

  25. Representação gráfica - 1s

  26. Representação gráfica - 2s e 3s

  27. + - - + + - Representação gráfica - 2p e 3p

  28. Representação gráfica - 3d

  29. Orbitaisf

  30. Função probabilidade

  31. Números quânticos e orbitais

  32. Princípio de “Aufbau” Atenção! Distribuição eletrônica - Mais provável através de cálculos teóricos

  33. Princípio de exclusão de PauliNão é possível ter 02 elétrons com os mesmos números quânticos Regra de HundMultiplicidade máxima - maior desemparelhamento Estado fundamental e excitadoElétrons com E menor (mais estável) e E maior (menos estável). Elétrons de valência e elétrons internosElétrons de ligação e elétrons mais internos.

  34. Distribuição eletrônica

  35. Exercícios de revisão: Ca - Z= 20 Fe - Z= 26 Ag- Z= 47 Ar - Z= 18 Br - Z= 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Ca2+- Z= 20 Fe3+ - Z= 26 Ag+- Z= 47 Ar+ - Z= 18 Br- - Z= 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s0 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s0 3d5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d105s0 1s2 2s2 2p6 3s23p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

  36. Energias atrativas e repulsivas

  37. Espectros de emissão de átomos diferentes

  38. Estrutura dos átomos hidrogenóides ORBITAL s

  39. Evolução das teorias Teorias que se desenvolveram em conjunto com outras descobertas/ teorias!!

  40. Penetração e blindagem - principio de construção • Um elétron s de qualquer das camadas pode ser encontrado em uma região muito mais próximo do núcleo, e podemos dizer, que ele pode penetrar através das camadas internas; • Um elétron p penetra muito menos que um elétron s, a sua função de onda possui um plano nodal que atravessa o núcleo; Dessa forma, o elétron p está mais blindado em relaçãoao núcleo. Penetração : s  p  d  f

  41. Blindagem (S) • É a diferença entre a carga nuclear total e a carga nuclear efetiva. • A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. • A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. Zef = Z - S Como calcular a BLINDAGEM?

  42. Blindagem – Regras de Slater • Agrupar a configuração eletrônica • (1s) (2s2p) (3s3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s5p) (5d) (5f).... • os elétrons de qualquer agrupamento à direita de um grupamento (ns,np) não influi na blindagem dos elétrons do grupo (ns,np); • todos os elétrons do grupamento (ns,np) vão blindar o elétron de valência por um valor de 0,35 cada. • todos os elétrons da camada n-1 vão blindar o elétron de valência por um valor de 0,85 cada. • todos os elétrons n-2 ou menor blindam o elétron de valência completamente, ou seja, com um valor igual a 1,00.

  43. Para os elétrons d • Aplicamos a regra 2 • TODOS os elétrons internos blindam aqueles por um valor igual a 1,00. Exemplos: Para o elétron 2p do Nitrogênio N= 1s2 2s2 2p3 (1s)2 (2s2p)5 S= 2 x 0,85 + 4 x 0,35 = 3,1 Z* = 7 - 3,1 = 3,9 Para o elétron 4s do Zinco com Z = 30 (1s)2 (2s2p)8 (3s3p)8 (3d)10 (4s)2 S = (18 x 0,85) + (10 x 1) + (1 x0,35) S = 25,65 Z* = 30 – 25,65 = 4,35 Já um elétron 3d do mesmo Zinco teria um S = (18 x 1) + (9 x 0,35) = 21,15, o que renderia para ele um Z* = 8,85.

More Related