Limitações do modelo de Bohr Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de...

Limitações do modelo de Bohr

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

•Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas.

BOHR - 1913

A contribuição de Sommerfeld

1916 – Arnold Sommerfeld. Modelo das órbitas elípticas para o elétron - introdução dos subníveis de energia.

Para cada camada eletrônica (n), há uma órbita circular e (n-1) orbitas elípticas.

Princípio de Dualidade (Louis De Broglie)A todo elétron em movimento está associada uma onda característica, ou seja, ora o elétron se comporta como uma partícula material e ora como uma onda eletromagnética.

As sementes para um novo modelo viriam do conceito de que todas as formas de irradiação eletromagnéticas apresentam as propriedades das ondas e das partículas. Esse conceito levou o oficial da marinha Louis de Broglie (1892-1987) a pensar que as partículas da matéria poderiam apresentar características ondulatórias.

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

O momento linear (p), mv, é uma propriedade de partícula, enquanto é uma propriedade ondulatória.

Princípio da Incerteza (Werner Heisenberg)

Não é possível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante, pois os próprios instrumentos de

medição interferem na trajetória do elétron.

x incerteza na localização

p incerteza no momento linear

ħ h/2 = 1,054x10-34 J.s

21. px

A mecânica quântica

Resultados experimentais com partículas podem ser explicados por padrões como as ondas. Assim, o conceito mecânico ondulatório de Erwin Schöedinger (1887-1961) produziu outra visão do átomo, que

substituiu o modelo de Bohr. Quase simultaneamente, A. Rosemberg chegou à mesma conclusão, apesar de ter trilhado caminhos

diferentes.

Densidade de probabilidade de encontrar o elétron em torno do núcleo. Onde é mais denso, a probabilidade é maior. Sua posição só pode ser estabelecida no momento do experimento.

O ÁTOMO

O ÁTOMO

Nome Símbolo Localiza-ção

Carga relativa

u

Carga efetiva

C

Massa relativa

u

Massa efetiva

gPróton P Núcleo +1 + 1,6.10-

191 ~1,67.10

-24

Nêutron N Núcleo 0 0 1 ~1,67.10-24

Elétron e- Eletrosfera

-1 -1,6.10-19 1/1836 ~9,11.10-28

PARTÍCULAS SUBATÔMICAS

O ÁTOMO

O ÁTOMO

Nome Símbolo Localiza-ção

Carga relativa

u

Carga efetiva

C

Massa relativa

u

Massa efetiva

gPróton P Núcleo +1 + 1,6.10-

191 ~1,67.10

-24

Nêutron N Núcleo 0 0 1 ~1,67.10-24

Elétron e- Eletrosfera

-1 -1,6.10-19 1/1836 ~9,11.10-28

PARTÍCULAS SUBATÔMICAS

Quark

Murray Gell-Manm e George Zweig propuseram uma substrutura mais elementar das partículas – o QuarkPodemos identificar principalmente duas variedades (sabores) de Quarks: up e down.

Quark:

Sabor Quark Carga Anti-quark

Carga Massa

up u + 2/3 u* -2/3 0,3 GeVdown d - 1/3 d* +1/3 0,3 GeVcharm c + 2/3 c* -2/3 1,5 GeVstrange s - 1/3 s* +1/3 0,45 GeVtop t +2/3 t* -2/3 >0,45

GeVbottom b - 1/3 b* +2/3 4,9 GeV

NÚMERO ATÔMICO

É a identificação de um átomo. Corresponde ao número de prótons presentes no núcleo.

Z=PZ=POBS.: em um átomo (neutro) o n.º de prótons é igual ao n.º de elétrons.

NÚMERO DE MASSA

É a somatória de prótons e nêutrons. A=P+N A=P+N

Ex:

P=11Sódio (Na) N=12 Z= A=

e-=11

P=13Alumínio (Al) N=14 Z= A=

e-=13

11 23

13 27

MASSA ATÔMICA

É a média ponderada das massas atômicas dos átomos isótopos mais abundantes na natureza. Em termos práticos, “é o mesmo” que número de massa (correspondente a massa de carbono12, a ser estudado oportunamente), porém medido em UNIDADES DE MASSA ATÔMICA (u).

H = 1 u C = 12 u N = 14 u O = 16 u

MASSA ATÔMICA

MASSA MOLECULAR

É a massa total de uma molécula (u), obtida pela somatória da massa dos átomos constituintes.

Ex: Ex: HH22O=O=

HH22SOSO44== 18 u18 u

98 u98 u

ELEMENTO QUÍMICO

É o conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z).

HH22O O 3 átomos e 2 elementos3 átomos e 2 elementos

CaCOCaCO33 5 átomos e 3 elementos5 átomos e 3 elementos

ÍONS

São átomos ou grupo de átomos com excesso de carga.

P ≠ eP ≠ e-- CÁTIONS (+): CÁTIONS (+): perdem elétrons P > eperdem elétrons P > e--

ÂNIONS (-): ganham elétrons P < eÂNIONS (-): ganham elétrons P < e--

ÍONS

ÍONS

ÁTOMOS ISÓTOPOSSão átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo número de prótons e semelhantes propriedades químicas.

ISO = mesmo TOPOS = lugar

ÁTOMOS ISÓTOPOS

Ex:Isótopos do Hidrogênio

1H1 Hidrogênio ou Hidrogênio leve ou prótio

1H2 Hidrogênio pesado ou deutério

1H3 Trítio

ÁTOMOS ISÓBAROS

São átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de massa.

Ex:

19K4020Ca40

ÁTOMOS ISÓTONOSSão átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de nêutrons.

Ex:

34Se7935Br80

SÉRIE ISOELÊTRONICASão espécies químicas (átomos ou íons) que apresentam a mesma quantidade de elétrons.

Ex:

7N-3 8O-2 9F-1 10Ne 11Na+1 12Mg+2

ELETROSFERA

CAMADAS OU NÍVEIS

SUBNÍVEIS

Subníveis s p d f

Nº máximo deElétrons

2 6 10 14

ORBITAIS s

ORBITAIS p

ORBITAIS d

NÚMEROS QUÂNTICOS

São parâmetros matemáticos, calculados por Paul Dirac, utilizados para determinar a posição de um elétron no átomo.

a) a) N º Quântico Principal (n):N º Quântico Principal (n): Indica a camada (energia).

b) b) N º Quântico Azimutal (l):N º Quântico Azimutal (l): Indica o subnível.

c) c) N º Quântico Magnético (m): N º Quântico Magnético (m): Indica a orbital.

d) d) N º Quântico Spin (s):N º Quântico Spin (s): Indica a rotação de elétrons.

NÚMEROS QUÂNTICOS

Nome Associado aNúmero

máximo de e–

Valores permitidos

Número quântico principal (n)

Energia, raio médio (tamanho) 2.n2 1, 2, 3, ...

Número quântico azimutal ou orbital (ℓ)

Módulo do momento angular do orbital

(forma)2(2ℓ + 1) 0, 1, 2, ..., n-1

Número quântico magnético(m ou mℓ)

Direção do momento angular do orbital 2

0, 1, 2, …, ℓ

(2ℓ+1 diferentes valores)

Número quântico de spin magnético

(S ou ms)

Sentido de rotação do e– (estado do spin) -- ½

NÚMEROS QUÂNTICOS

NÚMEROS QUÂNTICOS

Elétron mais energético, é aquele que apresenta a maior soma:

n +

6 s 4 f

6 + 0 = 6 4 + 3 = 7

NÚMEROS QUÂNTICOS

Se dois elétrons apresentarem a mesma soma, terá mais energia aqueleque apresentar o maior n.

5 s 4 s

5 + 0 = 5 4 + 0 = 4

5 s 4 p

5 + 0 = 5 4 + 1 = 5

PRÍNCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI

Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais. Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos. Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado. Um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos).

Wolfgang Pauli (1900-1958)

REGRA DE HUND

Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.

Friedrich Hermann Hund (1896-1977)

ELÉTRON DE DIFERENCIAÇÃO

Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estudadas.

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICADiagrama de Linus Pauling

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

KLMNOPQ

(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)

2e

8e

18e

32e

32e

18e

2/8e

s21s2 p62 2s2 p6 d103 3 3s2 p6 d10 f144 4 4 4s2 p6 d10 f145 5 5 5s2 p6 d106 6 6s27 p67

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

32e18e

Hf (Z=72)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2

1s2 2s2 2p63s23p63d10 4s2 4p64d10 4f14 5s25p65d2 6s2Ordem Energética.

Ordem Geométrica.

2e 8e 10e 2e

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

Xe (Z=54)1s2 2s2 2p63s23p6 4s2 3d104p65s2 4d105p6

Hf (Z=72) [Xe] 6s2 4f14 5d2

Cerne do Gás Nobre.

Hf (Z=72)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2

Ordem Energética.

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

26Fe(26e-) s21 s22 p62 s23 p63 d63s24

26Fe2+(24e-) s21 s22 p62 s23 p63 d63

K L M MN

26Fe3+(23e-) s21 s22 p62 s23 p63 d53

REFÊRENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

•Atkins, Peter & Jones, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. trad. Ignez Caracelli ...[et al.] . Porto Alegre, Bookman, 2001.•Brown, T.L., Le May, H.E.Jr e Bursten, B.E. Química, ciência central. Rio de Janeiro, LTC, 1999.•Feltre, Ricardo e Yoshinaga, Setsuo. Físico – Química, vol. 2. São Paulo, Moderna, 1974.•Fonseca, Martha R. M. da. Completamente Química, vol. 1. São Paulo, FTD, 2001.•Kotz, John C. e Treichel Jr, Paul. Química e Reações Químicas. Rio de Janeiro, LTC, 1998.•Mahan, Bruce M.e Myers, Rollie J. Química, um curso universitário. São Paulo, Edgard Blücher, 1995.•Masterton, William L., Slowinski, Emil J. e Stanitski, Conrad L. Princípios de Química. Rio de Janeiro, LTC, 1990.•O’Connor, Rod. Introdução à Química. Trad. Elia Tfouni ... [et al]. São Paulo, Harper & Row do Brasil, 1977.•Russel, John Blair. Química Geral, tradução Márcia Guekezian... São Paulo, Makron Books, 1994.•Ziani Suarez, Paulo Anselmo e Mindim, Kleber Carlos. Química Geral. Brasília, Editora UnB, 2003