Química
Prof. Arilson
Aluno(a):______________________________________________________
Nascimento da física quântica (moderna)
Max Planck -Teoria dos quanta (1900)
Os átomos não podem absorver ou emitir energia
eletromagnética de forma contínua. A energia só pode ser emitida ou
absorvida em "blocos" ou “pacotes”. Cada bloco unitário de energia
denomina-se quantum.
“A absorção e a emissão de energia eletromagnética
pela matéria são quantizadas"
Energia (quantum) = h.f
h (constante de Planck) = 6,62.10-34J/Hz
f = frequência
Obs:
Quantum quantidade mínima de energia que o átomo pode
absorver ou emitir.
Os valores permitidos de energia devem ser múltiplos de um
quantum.
Quantização significa restrição de valores.
Planck formulou a hipótese do quantum estudando a
intensidade da radiação emitida por um corpo negro (objeto
quente). De acordo com a física clássica qualquer objeto
quente poderia emitir radiação UV,entretanto ,isso não era
observado
experimentalmente.Esse
problema
ficou
conhecido como catástrofe do UV.
O fóton é indivisível.
Quanto maior a frequência, maior é a energia do fóton e
menor é o comprimento de onda (λ) da radiação
eletromagnética.
Resumo
Quantum = quantidade mínima de energia que um átomo pode
absorver ou emitir. Corresponde a energia de um fóton.
Fóton = partícula que constitui a luz.
Modelo atômico de Niels Bohr (modelo do átomo de hidrogênio)
Em 1913 Bohr propôs um modelo atômico para o átomo de
hidrogênio baseado em postulados. O modelo de Bohr foi baseado no
estudo do espectro atômico do átomo de hidrogênio (espectro
descontínuo). Bohr foi o primeiro a considerar conceitos da física
moderna (energia quantizada e fóton) para explicar a estrutura do
átomo.
Bohr conclui que o fato do espectro do hidrogênio ser
constituído por raias, indicava que os átomos desse elemento podiam
emitir somente algumas frequências, portanto, só certas mudanças de
energia eram possíveis dentro do átomo.Suas hipótese podem ser
resumidas pelos seguintes postulados:
1)O elétron gira ao redor do núcleo em órbitas(níveis de energia)
circulares e estacionárias (energia constante)
Albert Einstein - Teoria do fóton (1905)
Para explicar o efeito fotoelétrico estudado em física,
Einstein propôs que a radiação eletromagnética (luz) consistia de
partículas chamadas fótons.
Energia (fóton) = h.f
Obs:
Efeito fotoelétrico = ejeção de elétrons de um metal quando
sua superfície é exposta à luz com uma frequência acima de
uma frequência limiar que é característica de cada metal. A
energia cinética dos elétrons ejetados varia linearmente com
a frequência da luz incidente.
Fóton nome dado as partículas que constituem as ondas
eletromagnéticas (luz).
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2)Cada órbita possui um valor determinado de energia.
Energia (órbita) = ࡱ = −࡭
૚
࢔૛
A= constante
n = nível de energia (1, 2, 3, 4, 5, 6,7...).
3)O elétron pode passar de uma órbita para outra, mediante
absorção ou emissão de energia. A energia emitida ou absorvida é
igual à diferença de energia entre os níveis envolvidos na transição
(salto quântico ou eletrônico).
De acordo com Bohr, cada linha ou raia do espectro atômico
correspondia a uma transição eletrônica espectralNo entanto, o
1
modelo de Bohr só foi capaz de explicar, de modo satisfatório, o
espectro do hidrogênio e dos íons hidrogenóides (possuem apenas um
elétron). Por isso, seu modelo ficou conhecido como o modelo do
átomo de hidrogênio.
Devido ao caráter dual da matéria as propriedades
ondulatórias do elétron devem ser consideradas no estudo da
estrutura do átomo. Os elétrons se comportam não só como partículas,
mas também como ondas.
Obs:
2)Princípio da incerteza-W. Heisenberg (1926).
A letra n que aparece na equação de Bohr é denominada
número quântico principal,podendo variar de 1 a ∞.
A energia é sempre emitida na forma de luz (fóton).
Quando se afasta do núcleo a energia dos níveis (órbitas)
aumenta e a diferença de energia entre os níveis diminui.
“É impossível determinar, de modo exato e simultâneo, a energia de
uma partícula e a sua posição”
∆x = erro na posição
∆p = erro na energia
O princípio da incerteza acabou com o conceito de órbita e
criou o conceito de orbital.
Órbita = trajetória definida em torno de um corpo
Orbital = região de maior probabilidade de se encontrar o
O salto quântico explica a emissão de luz nos fogos de
artifícios, lâmpadas fluorescentes, lasers, aparelhos de raiosX, substâncias fosforescentes e fluorescentes.
O modelo de Bohr não é o modelo atômico atual.
elétron
Modelo de Sommerfeld (1916)
Cada nível de energia do átomo possui uma órbita circular e
(n-1) órbitas elípticas.
Ex: Nível 4 (n=4) → 1 órbita circular e 3 órbitas elípticas
3)Equação de onda-Erwin Schrödinger (1926)
Criou uma equação matemática (equação de onda) que permite
calcular a probabilidade de se encontrar o elétron numa dada região
do espaço.Essa equação leva em conta a natureza ondulatória das
partículas , de acordo com de Broglie,e o seu comportamento
probabilístico,à luz do princípio da incerteza de Heisenberg.
Sommerfeld concluiu que cada nível energia n está dividido
em n subníveis. Os subníveis são designados pelas letras : s,p,d e f.
Em resumo, no modelo atômico atual, podemos conhecer
somente a probabilidade de que o elétron se encontre cá ou lá. Por isso
o novo modelo fala em orbitais. No átomo atual, a eletrosfera é
dividida em níveis de energia, que são divididos em subníveis de
energia, que são divididos em orbitais.
Resumo
Modelo atômico atual
Entre 1924 e 1926 apareceram novas propostas sobre a
estrutura eletrônica dos átomos, que vieram substituir o esquema de
órbitas proposto por Bohr e Sommerfeld. As contribuições mais
importantes que ocorreram até chegarmos ao modelo atual do átomo
foram:
1)Caráter dual da matéria -Louis De Broglie (1924)
“Todo corpo em movimento está associado a um comportamento
ondulatório”
λpartícula = h / m.v
λ = comprimento de onda da partícula
h =constante de Planck
m = massa
v = velocidade da partícula
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2
Distribuição eletrônica
Camadas Eletrônicas ou Níveis de Energia
A eletrosfera está dividida em 7 níveis de energia designadas
por K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.O
número de camada é chamado número quântico principal (n).
subníveis de níveis superiores podem ter menor energia total do que
subníveis inferiores. A energia de um subnível é proporcional à soma
(n + l) de seus respectivos números quânticos principal (n) e
secundário (l). O número quântico azimutal ou secundário,
representado pela letra l, especifica a subcamada e, assim, a forma do
orbital. Pode assumir os valores 0, 1, 2 e 3, correspondentes às
subcamadas s, p, d, f.
Número máximo de elétrons em cada nível de energia(x):
Camada de Valência(CV) é o último nível eletrônico de um átomo,
normalmente os elétrons pertencentes à camada de valência, são os
que participam de alguma ligação química.A CV sempre possui o
maior valor de n no átomo.
Teórico:
Equação de Rydberg: x = 2n2
K
L
M
2
8
18
Experimental:
N
32
O
50
P
72
Q
98
O elemento de número atômico 112 apresenta o seguinte número
de elétrons nas camadas energéticas:
K
2
L
8
M
18
N
32
O
32
P
18
Q
2
Subcamadas ou Subníveis de Energia = uma camada de número
quântico n será subdividida em n subníveis:
Exemplo: Arsênio (As): Z = 33
- Ordem energética (ordem de preenchimento): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p3
- Ordem geométrica (ordem de camada): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
4p3
Camadas Energéticas: K = 2; L = 8; M = 18; N = 5
A camada de valência do As é a camada N, pois é o último nível que
contém elétrons.
Distribuição Eletrônica em Íons
Átomo neutro: nº de prótons = nº de elétrons
Íon: nº de prótons (p) ≠ nº de elétrons
Íon positivo (cátion): nº de p > nº de elétrons
Íon negativo (ânion): nº de p < nº de elétrons
s, p, d, f, g, h, i...
Distribuição Eletrônica em Cátion
Nos átomos dos elementos conhecidos, os subníveis teóricos
g, h, i... estão vazios.
Número máximo de elétrons em cada subnível :
s
2
p
8
d f
10 14
Distribuição dos elétrons nos subníveis
(configuração eletrônica)
Os subníveis são preenchidos em ordem crescente de
energia (ordem energética). Linus Pauling descobriu que a energia dos
subníveis aumenta na ordem:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d...
É nessa ordem que os subníveis são preenchidos. Para obter
essa ordem basta seguir as diagonais no Diagrama abaixo:
Primeiro distribuir os elétrons do átomo correspondente e
depois retirar os elétrons da CV. Quando existir mais de um subnível
na CV, os elétrons devem ser retirados primeiramente dos subníveis
de maior energia.Exemplo:
Ferro (Fe) Z = 26 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 (estado fundamental =
neutro)
Fe2+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 (estado iônico)
Fe3+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 (estado iônico)
Distribuição Eletrônica em Ânion
Somar os elétrons recebidos aos do átomo correspondente e
depois distribuir.Os elétrons são adicionados no subnível incompleto
de maior energia. Exemplo:
Oxigênio (O) Z = 8 → 1s2 2s2 2p4 (estado fundamental = neutro)
O2- → 1s2 2s2 2p6
Seqüência de preenchimento de orbitais
Deve-se observar a ordem energética dos subníveis de
energia, que infelizmente não é igual à ordem geométrica. Isso porque
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