Unidade 1
Das Estrelas ao Átomo
Química
10º ano
Ano lectivo 2007/2008
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Como se obtêm espectros atómicos?
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Os átomos no estado gasoso são excitados por :
chamas a altas temperaturas
descargas eléctricas.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
E
E2
Energia
E1
Excitação
Átomo absorve energia
Passa ao estado de maior energia
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
E
E2
Energia
E1
Desexcitação
Átomo liberta energia
Passa ao estado de menor energia
Os átomos são desexcitados quando:
regressam ao estado fundamental libertam energia sob a forma de radiação.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
H2 rarefeito
Algumas das
riscas
situam-se na zona
do visível
(baixa pressão)
d.d.p.
elevada
Espectro atómico do H
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
O espectro do átomo de H é um espectro de riscas.
As riscas do espectro do H agrupam-se em séries ( cada
uma compreende radiações de energia próxima) que
correspondem a transições para um mesmo nível
energético.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Espectro do átomo de Hidrogénio
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Espectro do átomo de Hidrogénio
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Riscas visíveis do espectro
do átomo de Hidrogénio
As energias estão expressas
por mole de átomos
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Modelos do átomo:
Evolução do Modelo Atómico;
O Modelo Quântico do Átomo.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
É na Grécia clássica que, pela primeira vez, se sugeriu
que a matéria é constituída por partículas.
Demócrito (400 a.C.) – refere o termo átomo que
significa “indivisível”.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Método Científico
(observação e experimentação)
Estrutura corpuscular da matéria
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Dalton(início do séc. XIX) – admitiu que a matéria era
formada por átomos indivisíveis.
O átomo era uma pequena esfera maciça.
Modelo atómico de Dalton
(“Bola de bilhar”)
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
J.J. Thomson, 1897 - Descoberta do electrão
Modelo de Thomson (1899)
(“bolo de passas” )
Átomos neutros
Cargas negativas
(electrões)
Carga positiva
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Rutherford (1911) fez passar um feixe de partículas α
(He2+) através de uma finíssima folha de ouro.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Interpretação da experiência de Rutherford:
He2+
Carga positiva
He2+
???
Electrão
(carga negativa)
Electrão
(carga negativa)
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Algumas partículas passavam (grandes espaços), mas
outras eram desviadas por algo com carga positiva
???
que repelia as partículas α .
Descoberta do Núcleo.
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Das Estrelas ao Átomo
Bohr (1913), considera o átomo com uma estrutura
semelhante ao sistema solar (modelo planetário).
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
O electrão (com carga negativa) movia-se em torno do
núcleo
(com
carga
positiva)
atraído
por
forças
electrostáticas que compensavam a força centrifuga, que
tendia a afastá-lo.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Bohr considerou as órbitas descritas pelo electrão como
sendo circunferências.
O electrão do átomo de H só poderia mover-se em
certas órbitas a que correspondiam certas energias
(energia quantificada).
Quando o electrão mudava de órbita, absorvia ou
libertava energia.
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Das Estrelas ao Átomo
Menor energia
Ei
Ef
Núcleo
Absorção de energia
Energia
Energia absorvida
Ef - Ei
absorvida
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Ei
Ef
Núcleo
Libertação de energia
Energia
libertada
Energia libertada
Ef - Ei
Maior energia
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
ΔE
ΔE
Átomos excitados
suficientemente afastados
(estado gasoso) libertam a
ΔE
energia sob a forma de
radiação.
Energia da radiação emitida = Enf – Eni = ΔE
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Se só são emitidas radiações de algumas energias
(riscas) é porque o electrão só pode ocupar estados
de energia separados por quantidades finitas ΔE.
A interpretação do espectro do átomo de hidrogénio
levou a considerar que:
a energia do electrão no átomo estava quantificada.
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Das Estrelas ao Átomo
¾ Podemos comparar a quantificação a uma série de esferas
iguais assentes sobre os degraus de uma escada.
¾ Só haverá esferas com energias de 1,2 J, 1,4 J e 1,6 J; não
haverá esferas com energias intermédias.
1,6 J
Quando as esferas mudam de
degrau libertam / absorvem 0,2 J
(1,6 – 1,4; 1,4 – 1,2; etc.).
1,5 J
1,2 J
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Das Estrelas ao Átomo
Se os níveis Ei fossem infinitamente próximos (ou seja,
se não houvesse níveis...), seriam emitidas radiações
de energias infinitamente próximas...
... e os espectros seriam
contínuos e não de riscas
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Das Estrelas ao Átomo
Bohr deduziu uma expressão para cálculo da energia de
cada um dos níveis de energia do átomo de hidrogénio:
2,179 ×10 −18
En = (−
n2
)
J
n = 1, 2, 3 ... Número quântico (principal)
n – Define os diferentes estados estacionários em que
o electrão do átomo de H se pode encontrar.
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Das Estrelas ao Átomo
Quando os átomos de hidrogénio são excitados, por
regresso ao estado fundamental, emitem radiações
(espectro de riscas), cujas energias e comprimentos
de onda podem ser previstos.
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Das Estrelas ao Átomo
Notar que:
‰ Os
níveis
se
vão
aproximando à medida que
n aumenta;
‰ Quando o electrão, em
repouso, está fora da
acção do núcleo, a sua
energia considera-se nula,
E∞= 0.
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Das Estrelas ao Átomo
Electrão fora do átomo
(energia qualquer)
Estados
excitados
Electrão no átomo
Estado fundamental
Energia
quantificada
Electrão livre
H+(g)
Energia de
ionização
Teremos então:
E
Electrão livre
0
H(g)
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
A teoria de Bohr foi um êxito para o átomo de H
(explicou o espectro de riscas e foram previstas as
energias das várias riscas).
Para átomos com mais electrões foi necessário recorrer
a outras teorias e a outro modelo (modelo da nuvem
electrónica).
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Das Estrelas ao Átomo
Heisenberg: não é possível conhecer simultaneamente
a posição e energia de um electrão, isto é, não é
possível conhecer simultaneamente a órbita e a
energia de um electrão.
Princípio da Incerteza de Heisenberg
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Das Estrelas ao Átomo
Só
é
possível
conhecer
a
probabilidade
de
encontrar um electrão de dada energia numa dada
zona do espaço, em torno do núcleo.
A noção de Órbita teve
de ser substituída pela
Electrão
Núcleo
Nuvem
electrónica
noção de Orbital.
Órbita (a linha)
Orbital (a esfera)
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Das Estrelas ao Átomo
Se fosse possível fotografar as posições do electrão do
átomo de H sobre a mesma película, obteríamos a
imagem:
Nuvem menos densa
(menor probabilidade de encontrar o
electrão)
Nuvem mais densa
(maior probabilidade de encontrar o electrão)
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
O que são as orbitais?
São zonas em torno do núcleo onde é elevada a
probabilidade
de
encontrar
determinada energia.
um
electrão
com
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
O electrão do átomo H, no
estado de menor energia,
tem uma probabilidade de cerca de
95% de ser encontrado dentro de
R
uma esfera centrada no núcleo,
com raio (R) igual a 10-8 cm.
Orbital do electrão do átomo de H
(estado fundamental)
Números quânticos.
Camadas, subcamadas e orbitais.
Princípio de Pauli.
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Átomo
Vários electrões (distribuídos por diferentes zonas do
espaço em torno do núcleo )
Energias que não são todas iguais.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Para caracterizar diferentes “estados” dos electrões de
um átomo…
Números quânticos
… do mesmo modo que as
matrículas caracterizam
os automóveis de um
país.
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Número quântico principal, n.
n = 1, 2, 3 ...
¾ energia da orbital
¾ tamanho da orbital
n – indica um nível ou camada.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Os valores possíveis de n são os números inteiros
naturais
n = 1, 2, 3 …
O conjunto de orbitais com o mesmo valor de n
designa-se por camada.
Cada
valor
de
n
respectivamente.
corresponde
às
camadas
K,L,M,
Módulo 1
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En
E3
E2
E1
n =3
n =2
n =1
O tamanho aumenta com n
A energia aumenta com n
Número quântico principal - n
Quanto maior for n maior é a energia do electrão e
o tamanho da nuvem electrónica (orbital).
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Na análise das radiações emitidas por átomos excitados
Utilização de espectroscópios de melhor resolução
Mostra riscas obtidas constituídas por riscas muito próximas
Níveis energéticos constituídos por subníveis (subcamadas)
de energias próximas
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Número quântico secundário ou azimutal - l
(l = 0 a n-1)
¾ forma da orbital
¾ energia da orbital
l – indica um subnível ou subcamada.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Camadas, subcamadas e orbitais:
Para n = 1 (nível ou camada K)
l = 0 (um único subnível
ou subcamada)
Para n = 2 (nível ou camada L)
l = 0 ou l = 1 (dois
subníveis ou subcamadas)
Para cada
nível ou camada n existem
subcamadas.
n subníveis ou
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
As subcamadas de uma dada camada são normalmente
designadas:
l=0
subcamada s
l=1
subcamada p
l=2
subcamada d
l=3
subcamada f
l=4
subcamada g
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
O que é uma subcamada?
Uma ou mais orbitais com os mesmos valores de n e l.
Exemplo:
Para n=2
l=0
subcamada s
subcamada 2s
l=1
subcamada p
subcamada 2p
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Das Estrelas ao Átomo
Forma das orbitais:
Simetria esférica
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Número quântico magnético – ml
(- l
a +l)
¾ orientação da orbital no espaço, quando sujeito a um
campo magnético.
ml - indica o número de orbitais numa subcamada.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Forma e orientação das orbitais p:
Orbitais com a mesma forma e energia
Diferem na orientação
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
A existência de spins electrónicos
diferentes
foi
observada
com
átomos de lítio no estado gasoso.
A separação do feixe em dois
resulta dos dois spins possíveis do
electrão de valência em diferentes
átomos de lítio.
E
E
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
A Mecânica Clássica interpreta os dois estados de spin do
electrão como correspondendo a movimentos de rotação
do electrão em torno de si mesmo, como um pião, em
dois sentidos possíveis.
Número quântico de spin – ms
+1/2 e -1/2
¾ Sentido de rotação do electrão
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Faça corresponder os números quânticos da coluna da
esquerda a uma (ou mais) alíneas da coluna da
direita.
A–n
a) Subcamada
B–l
C – ml
D – ms
b) Sentido de rotação do electrão
c) Camada
d) Tamanho
e) Orientação
f) Energia
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Uma orbital é caracterizada pelo conjunto dos
números n, l e ml.
Ex. A orbital 2px
n=2
l =1
m = -1 ou m = 0 ou m = 1
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Os quatro números quânticos n, l, ml, ms permitem
caracterizar completamente o electrão em qualquer
orbital.
Notação: (n, l, ml, ms)
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Princípio de exclusão de Pauli:
y Num átomo não podem existir electrões com igual
conjunto de números quânticos.
Capacidades das diferentes camadas e subcamadas.
Átomos polielectrónicos. Preenchimento das orbitais.
Princípio da Energia Mínima.
Regra de Hund.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Dado um átomo neutro com número atómico Z,
como se distribuem os Z electrões nas diferentes
orbitais no estado fundamental?
Os electrões distribuem-se pelas diferentes orbitais
disponíveis que conduzam a um mínimo de energia
para o átomo (Princípio da energia mínima).
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Quais são essas orbitais?
Há regras para efectuar o preenchimento das orbitais
(2 electrões em cada) de modo a obter a mínima
energia possível:
Utilização de um triângulo de subcamadas.
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Regra:
1 - Escrever as notações das subcamadas de cada
camada em linhas horizontais;
2 – Seguir sucessivamente as linhas a
45º indicadas no triângulo.
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p →
5s → 4d → 5p → 6s ...
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Regra de Hund:
- Num conjunto de orbitais da mesma energia (por
exemplo as 3 orbitais p, as 5 orbitais d, as 7 orbitais f)
ocupam-se primeiro (parcialmente) as orbitais vazias e só
depois se passa ao emparelhamento de electrões
(se os houver).
e não
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
- Os electrões das orbitais semipreenchidas têm o mesmo
spin.
e não
Spins opostos
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Configurações electrónicas dos elementos:
A distribuição dos electrões pelas várias orbitais
constitui a configuração electrónica do átomo (ou do
ião).
Notação:
x electrões na orbital
nl
Número quântico principal
x
Número quântico secundário
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Notar que: o nº de electrões num átomo neutro é
igual ao nº atómico Z.
Exemplo:
Notação utilizada para representar o átomo de
Azoto (Z=7):
2 electrões na orbital 1s (n = 1; l = 0)
1s2
2 electrões na orbital 2s (n = 2; l = 0)
2s2
3 electrões na orbital 2p (n = 2; l = 1)
2p3
Configuração electrónica do Boro:
7N
- 1s2 2s2 2p3
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
Energia
Representação em diagrama de energia:
2p
2s
1s
1s2 2s2 2p3
Módulo 1
Das Estrelas ao Átomo
As propriedades químicas dos elementos dependem da
sua configuração electrónica de valência, isto é, da última
camada.
Exemplo: gases nobres (raros ou inertes) – He, Ne,…
Elevada estabilidade
Última camada preenchida