Modelos atômicos Professor: Hugo Cesário

Transcrição

1 Modelos atômicos Professor: Hugo Cesário

2 Átomo/Filosofia Filosofia Tales de Mileto (600 a.c.) Do que tudo é feito? água Empédocles (450 a.c.) Quatro raízes Raízes unidas pelo amor e separadas pela discórdia Leucipo ( a.c.) - Surge a ideia de átomo. A-tomo ( o que não pode se dividido) -Demócrito era discípulo de Leucipo ( a.c.). *Disseminação da teoria. *Átomos com diferentes tamanhos e formas. *Teoria contestada e menosprezada

3 Átomo/Filosofia Filosofia Platão *Resgate da ideia das quatro Raizes. *Pensamento que dominou o mundo ocidental até o início de século XVII Aristóteles

4 Modelo atômico de Dalton Esférico Maciço Indivisível Indestrutível - Base teórica, leis ponderais. Dalton Foi Professor de química e matemática na Universidade de Manchester. * Renascimento do atomismo. Daltonismo, em sua homenagem.

5 Modelo atômico de Dalton Postulados -A matéria é formada por átomos indivisíveis e indestrutíveis. (Essas ideias não mais fazem parte do modelo atômico atual) -Todos os átomos de um determinado elemento são idênticos quanto às suas massas e às suas propriedades químicas. (Isótopos) idênticos em número atômico e propriedades químicas. -Átomos de elementos diferentes possuem massas e propriedades diferentes. (Isóbaros) -Átomos de elementos diferentes combinam em uma proporção fixa para originar determinado composto químico. (Ainda aceito) Lei de Proust -Durante as reações químicas, átomos não são criados nem destruídos, mas apenas rearranjados, formando novas substâncias. (Ainda aceito) reações não mudam a identidade química dos átomos. -Átomos de certo elemento químico não podem se converter em átomos de outro elemento. (Dalton não conhecia reações nucleares)

6 Modelo atômico de Thomson 1897 Pudim de passas Divisível natureza elétrica da matéria Tubos de raios catódicos Joseph John Thomson Foi Professor na Universidade de Cambridge. Sete de seus alunos e assistentes receberam o Prêmio Nobel. *Descoberta do elétron (Prêmio Nobel 1906) *Razão carga-massa 1,2 10^8 C/g (Thomson), atualmente 1,76.10^8 C/g. Alessandro Volta 1800 (Criador da Pilha elétrica) Michael Faraday 1832 (Leis sobre eletrólise)

7 Modelo atômico de Thomson Ampola de William Crookes

8 Modelo atômico de Thomson

9 1909 Determinação da carga do Elétron Robert A. Millikan *Gotas com cargas negativas e as cargas eram múltiplos de 1,6.10^-19C

10 Modelo atômico de Rutherford 1911 Radioatividade núcleo atômico modelo planetário Ernest Rutherford *Prêmio Nobel de química em 1908 (desintegração dos elementos).

11 Modelo atômico de Rutherford Possui um centro de diâmetro muito pequeno. - Esse núcleo é positivo e maciço. - Os elétrons estão na eletrosfera ( maior parte do átomo e constituída principalmente de espaços vazios) - Elétrons estão orbitando em torno do núcleo.

12 1919 Descoberta do próton Descoberta de Nêutron Rutherford Raios canais (Eugen Goldstein) do hidrogênio (Rutherford). Comprovação da partícula positiva em uma transmutação. James Chadwick (Prêmio Nobel em 1935) Eugen Goldstein

13 Números químicos Semelhanças Atômicas

14 Semelhanças Atômicas Espécies Isoeletrônicas Partículas Localização Carga Massa em g Massa relativa Obs:

15 Modelos atômicos quânticos Problemas de Rutherford: Modelo entrou em choque com os conceitos de Física clássica. Todo corpo carregado em movimento acelerado libera energia na forma de ondas eletromagnéticas (Lei da Eletrodinâmica). Obs.: 1º O elétron não perde energia. 2º Emissão de Luz (Tubos de descarga, teste de chama) Explicação para os espectros atômicos (Imagem que se forma quando feixe de radiação eletromagnética, decomposto por dispersão, projeta-se sobre um anteparo)

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18 Cada linha do espectro descontínuo possui um valor definido de ƛ e ƒ Portanto os átomos podem emitir apenas certas frequências de onda. Digital do átomo, cada átomo possui o seu espectro atômico descontínuo.

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20 Veja os exemplos a seguir: Nascimento da Física Quântica (Moderna): A física clássica não conseguia explicar alguns fenômenos relacionados a luz, usando o modelo ondulatório. Esses fenômenos eram: A emissão de luz por um objeto quente, conhecido como corpo negro. A emissão de elétrons, a partir de uma superfície metálica, ocasionada pela incidência de luz, conhecida como efeito fotoelétrico. A emissão de luz em um gás excitado (Espectros atômicos)

21 Max Planck Teoria do quantum (1900) : À medida que a temperatura do corpo negro aumenta, observamos a seguinte variação de cor na luz emitida: 1º Vermelho-sombrio 2º Vermelho-Vivo e 3º Branco ofuscante. Essa variação indica que a frequência da radiação eletromagnética emitida pelo corpo negro aumenta com o aumento de temperatura. Para a física clássica, aumentando-se ainda mais a temperatura, deveríamos observar, após o branco ofuscante, a emissão de luz azul e, depois, de radiação ultravioleta (UV). No entanto, isso não ocorre, mostrando uma grande discrepância entre os resultados experimentais e previsões teóricas. Os físicos não conseguiam estabelecer a relação matemática entre a temperatura, a intensidade e a distribuição de comprimento de onda da radiação emitida pelos corpos negros.

22 Max Planck Teoria do quantum (1900) : Esse problema foi explicado por Max Planck ( ). Utilizou um argumento revolucionário para a época. Os átomos só podiam liberar ou absorver energia eletromagnética em blocos ou pacotes com quantidades distintas de energia. A Troca de energia entre matéria e a radiação eletromagnética não ocorre de forma contínua. A quantidade mínima de energia eletromagnética que um átomo pode absorver ou emitir foi chamada por Planck de quantum (quantidade fixa), E: Energia (J) h: Constante de Planck (6,62.10^-34 J/Hz ƒ= frequência (Hz) Para a física clássica, a energia poderia ser absorvida ou emitida em qualquer quantidade, por menor que essa fosse. O conceito de Planck concordava perfeitamente com os resultados experimentais da emissão de radiação de um corpo negro.

23 Modelo atômico de Niels Bohr Modelo do átomo de hidrogênio Bohr propôs um modelo atômico para o átomo de hidrogênio, baseado em postulados, procurando explicar a instabilidade do modelo de Rutherford. Postulados: 1º O elétrons gira ao redor do núcleo em órbitas (Níveis de energia) circulares de raios definidos denominados órbitas estacionárias.

24 Postulados: 2º Cada órbita estacionária possui um valor determinado de energia. Nessas órbitas, o elétron pode se mover sem perder ou ganhar energia.

25 Postulados: 3º O elétron pode passar de uma órbita estacionária para outra, mediante absorção ou emissão de uma quantidade de energia.

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28 Modelo de Sommerfeld Bohr propôs a existência de órbitas circulares estacionárias. Cada órbita corresponde a um nível energético, representado por um número inteiro positivo n, denominado número quântico principal. Posteriormente, Rydberg determinou que o número máximo de elétrons em cada órbita era dado pela equação : 2n^2

29 Modelo de Sommerfeld A explicação para o espectro fino foi dada pelo físico alemão Arnold Sommerfeld, em Sommerfeld postulou que os níveis de energia de Bohr eram divididos em subníveis de energia. De acordo com sua proposta, em cada nível n de energia, existia uma órbita circular e (n-1) órbitas elípticas Modelo de Sommerfeld Para caracterizar essa subdivisão dos níveis de energia, foi criado um segundo número quântico l, denominado azimutal ou secundário Novos conceitos de física quântica indicavam que a proposta de Sommerfeld não estava inteiramente correta. (Novos conceitos: dualidade onda-partícula e o princípio da incerteza)

30 Louis De Broglie Werner Heisenberg Max Born Schrondinger

31 Caráter dual da matéria Louis De Broglie Prêmio Nobel de Física em 1929

32 Caráter dual da matéria Louis De Broglie Se algo tão parecido com ondas, como a luz, pode ser considerado como um fluxo de partículas, talvez algo tão parecido com partícula, como um elétron, possa ser considerado como onda Todo corpo em movimento está associado a um comportamento ondulatório. Portanto existe um grande erro nos modelos anteriores. Todos consideravam que o elétron era simplesmente uma partícula. Difração de um feixe de elétrons em 1925( Comprovando assim a dualidade) Princípio da incerteza de Werner Heisenberg De acordo com a física clássica, podemos calcular com exatidão a posição e a velocidade de um objeto Podemos fazer o mesmo com o elétron que é uma partícula-onda? Prêmio Nobel em 1932

33 Princípio da incerteza de Werner Heisenberg Uma onda não possui localização definida no espaço, assim Heisenberg concluiu que é impossível determinar, de modo exato e simultâneo, a energia de uma partícula e a sua posição. De acordo com o Princípio da incerteza, quanto maior for a precisão da posição, maior será o erro no momento linear, e vice-versa. Qualquer modelo físico para o átomo não pode, simultaneamente, localizar o elétron e descrever o seu movimento. Sendo assim, a ideia de orbitas com trajetórias e energia bem definidas, existente nos modelos de Bohr e Sommerfeld, está errada, pois viola o Princípio da incerteza.

34 Princípio da incerteza de Werner Heisenberg O que podemos fazer é determinar a probabilidade de encontrar o elétron em uma dada região ao redor do núcleo (Orbitais) A equação de onda de Schrondinger Schrondinger Shrondinger criou uma equação de onda para descrever partículas subatômicas em sistemas quânticos. Levou em conta a natureza ondulatória das partículas (De Broglie) e seu comportamento probabilístico ( Heisenberg). Max Born descobriu que a função de onda elevado ao quadrado fornece a probabilidade de que o elétron se encontre em uma dada região ao redor do núcleo. (psi^2) Pode ser interpretado como a densidade de probabilidade eletrônica. (Desse modo surgiu o conceito de orbital)

35 Orbital Região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron

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