ESTRUTURA ATÔMICA. Modelos Atômicos

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1 ESTRUTURA ATÔMICA Modelos Atômicos 1.Modelo atômico de Dalton 2.Modelo atômico de Thomson 3.Modelo atômico de Rutherford 4.Modelo atômico de Rutherford-Bohr 5.Modelo atômico atual

2 MODELOS ATÔMICOS Dalton Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até MODELO DE BOLA DE BILHAR A teoria de John Dalton foi baseada no seguinte modelo: 1 - Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos; 2 - Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem destruídos;

3 3 - Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades; 4 - As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos; 5 - Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.

4 MODELO ATÔMICO DE THOMSON Thompson (1898) 1. Pudim de passas. 2. Átomo maciço. 3. Carga elétrica Negativa.

5 Em uma ampola, William Crookes submeteu um gás a uma pressão ambiente e a uma alta tensão. Quando os elétrons saem do cátodo, colidem com moléculas do gás, ocorrendo a sua ionização e liberação de luz, que ilumina toda a ampola.

6 A partir desses experimentos, J.J.Thomsom observou que esse fenômeno é independente do gás e do metal utilizado no eletrodo. Concluiu que os raios catódicos podem ser gerados a partir de qualquer elemento.

7 A partir dessa conclusão, Thomson pôde, posteriormente, descobrir a existência do elétron.

8 A Descoberta do Próton Em 1886, Goldstein obteve os raios canais, que se propagam em sentido oposto ao dos raios catódicos. Experiências posteriores mostram que: Os raios canais são constituídos por partículas positivas denominadas prótons;

9 Modelo Atômico de Rutherford (1911)

10 Durante a realização da experiência, Rutherford observou que: a) a maioria das partículas α atravessaram a folha de ouro sem sofrer desvios e sem alterar a superfície da folha de ouro. b) algumas partículas α sofreram desvios ao atravessar a folha de ouro. c) muito poucas partículas α não atravessaram a folha de ouro e voltaram.

11 O modelo atômico de Rutherford Em função dos resultados obtidos, Rutherford concluiu que: 1- O átomo é descontínuo, ou seja, predominam grandes espaços vazios denominados eletrosfera onde estariam localizados os elétrons. 2- O átomo é constituído por uma pequena região maciça, denominada de núcleo, onde estaria concentrada a massa do átomo. 3- O núcleo do átomo é positivo. 4- O raio de átomo de ouro é da ordem de 10 mil a 100 mil vezes maior do que o seu próprio núcleo.

12 ÁTOMO MODELO CLÁSSICO

13 Conceitos Fundamentais Número Atômico ( Z ) É o número de prótons do núcleo de um átomo. Número que identifica o átomo. Z E

14 Número de Massa ( A ) É a soma do número de prótons ( Z ) e do número de nêutrons ( N ) existentes no núcleo de uma átomo A = Z + N E A

15 Isótopos, Isóbaros e Isótonos Isótopos : são átomos que apresentam o mesmo número atômico e diferentes números de massas. 1 H 1 prótio 2 H 1 deutério 3 H 1 trítio

16 Isótonos : são átomos que apresentam diferentes números atômicos, diferentes números de massa, e o mesmo número de nêutrons 17 Cl Ca 40

17 Isótonos : são átomos que apresentam diferentes números atômicos, diferentes números de massa, e o mesmo número de nêutrons 17 Cl Ca 40

18 Isóbaros : são átomos que apresentam diferentes números atômicos e mesmo número de massa. 40 K Ca 20

19 Elemento Químico Elemento químico é o conjunto de átomos que apresentam o mesmo número átômico ( Z ). Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado cátion.

20 Elemento Químico Elemento químico é o conjunto de átomos que apresentam o mesmo número átômico ( Z ). Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado cátion.

21 Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, chamado ânion.

22 MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR ( 1913 ) Niels Bohr formulou uma teoria (1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck.

23 Teoria Quântica De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta (quantum é o singular de quanta). O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. Cada tipo de energia tem o seu quantum. A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado átomo, surgindo assim os "números quânticos".

24 POSTULADOS DE BÖHR A energia radiada não é emitida ou absorvida de maneira contínua, somente quando um elétron passa de uma órbita estacionária para outra diferente ( salto quântico ). Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares e bem definidas (fixas) que são as órbitas estacionárias. Mais tarde, seriam as chamadas "camadas eletrônicas" (K,L,M,N,O,P e Q). Ao passar de um estado estacionário para outro, um elétron absorve uma radiação bem definida, que é o quantum, dado pela relação E = h.v, onde v é a freqüência e h é a constante de Planck.

25 Os elétrons saltam de um nível para outro mais externo, absorvendo uma quantidade de energia definida (quantum de energia) Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida.

26 Camadas eletrônicas Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia núcleo camada K L M N O P Q nível

27 Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia K L M N O P Q

28 Modelo Atômico de Sommerfeld - Os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos: s, p, d, f. Subníveis de energia As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou subníveis de energia, designados pelas letras s, p, d, f. Subnível s p d f Número máximo de elétrons

29 Princípio de Incerteza de Heisenberg Impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante. Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie O elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma partícula-onda. Erwin Schröndinger Orbital é a região onde é mais provável encontrar um elétron.

30 Sommerfeld ( 1916 ) Órbitas elípticas. Admite que em uma camada eletrônica havia uma órbita circular e órbitas elípticas, onde n é o número de camada. Introdução dos subníveis de energia. Broglie (Dualidade) A todo elétron em movimento está associada uma onda característica. O elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda Heisenberg (Incerteza) Não é possível determinar a velocidade e posição do elétron simultaneamente.

31 NÚMEROS QUÂNTICOS 1 - Número quântico principal (n) localiza o elétron em seu nível de energia. Nível Camada K L M N O P Q

32 2 - Número quântico secundário (l) Localiza o elétron no seu subnível de energia e dá o formato do orbital. valor de "l" subnív el s p d f g h i

33 3 - Número quântico magnético (m) Localiza o elétron no orbital e dá a orientação espacial dos orbitais. O número quântico magnético pode assumir valores que vão desde - l até + l, passando pelo zero. Valores de l subnível valores de M n orbitais 0 s p -1, 0, d -2,-1,0,+1, f -3,-2,- 1,0,+1,+2,+3 7

34 4- Número quântico de Spin (S): Relacionado com o movimento de rotação do elétron em um orbital. S = -1/2 e +1/2

35 Princípio da Exclusão de Pauli Em um mesmo átomo, não pode haver dois elétrons com os quatro números quânticos iguais. Cada orbital só pode ser ocupado, no máximo, por dois elétrons com spins contrários. Cada orbital só pode ser ocupado, no máximo, por dois elétrons com spins contrários. Regra de Hund Os elétrons distribuem-se nos orbitais disponíveis de um subnível, segundo a ordem crescente de energia. Os elétrons tendem a ocupar primeiramente orbitais vazios de um mesmo subnível para posterior preenchimento total do orbital.

36 IMPORTANTE Princípio da exclusão de Pauli Em um orbital, podem existir no máximo dois elétrons que devem ter spins contrários. 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.

37 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

38 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA Nível Camad a Nº máximo de elétrons 1º K 2 1s 2º L 8 2s e 2p Subníveis conhecidos 3º M 18 3s, 3p e 3d 4º N 32 4s, 4p, 4d e 4f 5º O 32 5s, 5p, 5d e 5f 6º P 18 6s, 6p e 6d 7º Q 8 7s

39 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

40 IMPORTANTE Subnível mais energético é o último subnível escrito, seguindo o diagrama de Linus Pauling. Camada de valência corresponde á última camada com elétrons de um átomo. Elétron diferencial é o último elétron a entrar no subnível mais energético.

41 Teoria da Mecânica Ondulatória Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital". Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron. s p d f

42 ELETROSFERA Eletrosfera Camadas ou níveis energéticos Subníveis Orbitais

43 NÚMEROS QUÂNTICOS Os estados energéticos dos elétrons Nº Quântico Simbologia Indicação Variação prática (real) Principal n Nível (K) (L) (M) (N) (O) (P) (Q) Azimutal l Subnível (secundário) (s) (p) (d) (f) Magnético Spin m S Orientação espacial do orbital Rotação do elétron s 2 p 6 d 10 f

44 A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DIAGRAMA DE LINUS CARL PAULING

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