QUIMICA

1. QUIMICA Cap. 6 Integrantes: Bruno Antonio Carlos

2. Tópicos 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

3. Propriedades químicas; Teoria quântica: Energia eletrônica; Energia quantizada: Estado fundamental; Estado eletrônico excitado; 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

4. Objetos quentes e quantização de energia (quantum): Para explicar a relação entre temperatura, a intensidade luminosa e os comprimentos de onda da radiação emitida por um corpo negro, em 1900 um físico alemão chamado Max Planck propôs que a energia absorvida ou liberada só poderia ocorrer em “pacotes” definidos de tamanhos mínimos, que receberam o nome de QUANTUM. 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

5. A energia quantizada é dada pela fórmula: E = n.h.f onde n é o nº quântico e h a constante de Planck. ΔE = Esup – Einf = hc/λ= h.f h – 6,626 . 10-34 J.s / partícula c – 2,998 . 108 m/s (velocidade da luz no vácuo) λ– comprimento de onda em metros f – freqüência em Hz Dessa mesma equação vem: ΔE = 1.196,105/λ ( kJ . Nm/mol) 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

6. 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica A luz emitida sobre uma superfície metálica limpa leva a emitir elétrons: o chamado efeito fotoelétrico. O fóton é um pacote minúsculo de energia que se comporta como uma partícula.

7. Espectro de linhas: radiação monocromática; espectro contínuo; espectro de linhas; 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

8. O modelo de Bohr para o hidrogênio: Bohr postulou que o átomo de hidrogênio consistia em um próton central em torno do qual o elétron se movia numa órbita circular. Baseando-se na lei de Coulomb de atração eletrostática e nas leis de movimento de Newton, ele impôs uma condição sobre uma propriedade do elétron, denominada momento angular. m.v.r = n.h/2π onde: m é a massa do elétron, v é a sua velocidade e r é o raio da órbita em torno do núcleo. A energia em cada órbita era dada por: E = -2,18 . 10-18 . n -2 J / partícula 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

9. 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica Limitações do modelo de Bohr: O modelo de Bohr não pôde explicar o espectro de outros átomos. No cálculo dos comprimentos de onda e das energias do hidrogênio, tinha um erro de apenas 0,1%, enquanto para o mais próximo elemento (He) os erros já pulavam para 5%.

10. Louis de Broglie sugeriu que o elétron, em seu movimento ao redor do núcleo tinha associado a ele um comprimento de onda particular, dado pela equação: λ = h/m.v ( m = massa ) (v = velocidade ) Comprovada experimentalmente, para que a onda seja estável, ela deve traçar o mesmo caminho em voltas sucessivas pela órbita. 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

11. Werner Heisenberg relacionou matematicamente a incerteza da posição Δx e o momento exato Δmv para uma quantidade envolvendo a constante de Planck: Δx . Δmv > h/4π Um cálculo rápido ilustra as implicações dramáticas do princípio da incerteza. O elétron tem massa aproximada de 9,11 . 10-31 g e se move numa velocidade de aproximadamente 5 . 106 m/s em um átomo de hidrogênio... 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

12. Vamos supor que conhecemos a velocidade com uma incerteza de 1% (isto é, uma incerteza de (0,01)(5 . 106) = 5 . 104 m/s ) e que essa é a única fonte importante de incerteza no momento para que Δx = Δmv. Calculando a incerteza da posição temos: Δx > h/4πmΔv => 6,63 . 10-34 / 4π . 9,11 . 10-31 . 5 . 104 Δx > 1 . 10-9 m Uma vez que o diâmetro de um átomo de hidrogênio é apenas 2 . 10-10 m, a incerteza é muito maior do que o tamanho do átomo. Portanto, essencialmente, não temos idéia de onde o elétron está localizado no átomo. 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

13. Erwin Schrödinger desenvolveu uma complexa equação para calcular a amplitude da onda em vários pontos do espaço. O quadrado da amplitude é proporcional à probabilidade de encontrar uma partícula nesse ponto. Por essa razão, ψ2 é chamada de densidade de probabilidade. Para os elétrons, é chamada de densidade eletrônica, a partir da qual são criados os diagramas de nuvens eletrônicas. 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

14. Orbital; Mecânica quântica usa quatro números para descrever um orbital: n – número quântico principal (nível): 1, 2, 3.... l – número quântico azimutal (subnível): 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f)... ml – número quântico magnético (orbital): ...-2, -1, 0, 1, 2... ms – número quântico magnético de spin: 1/2 ou - 1/2 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

15. Princípio da exclusão de Pauli: Afirma que elétrons de um mesmo átomo não podem ter o conjunto dos quatro números quânticos iguais (n, l, ml, ms). Num dado orbital onde n, l e ml são fixos, a diferença está no ms, já que só podem ter dois elétrons em cada orbital, cada um girando em um sentido. 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica Elétron desemparelhado; Elétrons emparelhados; (um girando em cada sentido)

16. A distribuição dos elétrons pelo átomo é denominada configuração eletrônica. Os elétron tendem a ficar na mais estável configuração eletrônica, ou seja, no orbital de menor energia, só que como isso não é possível para todos os elétrons, uma vez que não se pode ter mais de 2 elétrons por orbital, dizemos então que os orbitais são preenchido em ordem crescente de energia. Ex: o Li tem três elétrons, como no orbital 1s só cabem dois elétrons, o terceiro vai para o próximo orbital de mais baixa energia, o 2s. 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

17. Regra de Hund: a energia mais baixa é obtida quando os elétrons estão em spins paralelos, ou seja: 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica Configuração 1 ( 1s2 2s2 2p3 ) Configuração 2 ( 1s2 2s2 2p3 ) o N tem 7 elétrons e segundo o princípio de Hund a sua configuração eletrônica correta é a configuração 2. Configuração do F ( 1s2 2s2 2p5 )

18. Configurações condensadas: aquela em que se coloca o símbolo do gás nobre de menor número atômico mais próximo, que por formar um octeto tem uma configuração mais estável, e em seguida se coloca a parte final da configuração; essa parte final são os elétrons de valência; e o último elétron preenchido é o elétron diferenciador. Ex: Li – [He] 2s1 ( [1s2]2s1 ) K – [Ar] 4s1 ( [1s2 2s2 2p6 3s2 3p6] 4s1 ) 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

19. A tabela periódica está estruturada de forma que os elementos com o mesmo padrão de configuração eletrônica de níveis mais externos (de valência) estejam distribuídos em colunas: 1A – ns1 5A – ns2 np3 2A – ns2 6A – ns2 np4 3A – ns2 np1 7A – ns2 np5 4A – ns2 np2 8A – ns2 np6 onde n é o número do nível do orbital, que corresponde ao número da linha em que o elemento se localiza; os elementos de transição terminam em d e f. 1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton 2. Espectro de linha e o modelo de Bohr 3. Comportamento ondulatório da matéria 4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas 5. Os orbitais atômicos 6. Configuração eletrônica 7. Tabela periódica

20. Referências Bibliográficas Brown, LeMay e Bursten. “Química: a ciência central” – 9ª edição.