Leucipo de Mileto (440 a.c.) & Demócrito (460 a.c. 370 a. C.)

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2 Leucipo de Mileto (440 a.c.) & Demócrito (460 a.c. 370 a. C.) A ideia de dividirmos uma porção qualquer de matéria até chegarmos a uma partícula que não possa ser mais dividida, é muito antiga e surgiu na Grécia onde ÁTOMO significa não há partes, não divisível. A = negação; TOMOS = parte

3 John Dalton ( )

4 O Átomo de Dalton (1803) John Dalton propôs um modelo de átomo onde defendia as seguintes ideias: toda a matéria é composta por átomos; os átomos são indivisíveis; os átomos não se transformam uns nos outros; os átomos não podem ser criados nem destruídos; os elementos químicos são formados por átomos simples;

5 O Átomo de Dalton (1803) toda a reacção química consiste na união ou separação de átomos; átomos de elementos químicos diferentes são diferentes entre si; os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos entre si, em tamanho, forma, massa e demais propriedades; substâncias simples são formados a partir de átomos iguais, numa relação numérica simples. substâncias compostas são formadas por átomos diferentes ligados entre si numa unidade estrutural (as moléculas);

6 Joseph John Thomson ( )

7 Modelo Atómico de Thomson Pudim de Passas

8 Modelo Atómico de Thomson A massa do átomo é a massa das partículas positivas. Os electrões não são levados em conta por serem muito leves. A matéria é electricamente neutra e os electrões possuem carga negativa; logo, o átomo deve possuir igual número de carga positiva para que a carga total seja nula. A matéria eventualmente adquire carga eléctrica; isso significa que os electrões não estão rigidamente presos no átomo e em certas condições podem ser transferidos de um átomo para outro. Os átomos não são maciços e indivisíveis.

9 O Átomo de Rutherford ( )

10 Experiência de Rutherford (1911)

11 Experiência de Rutherford (1911) placas de chumbo lâmina de ouro fina tijolo de chumbo perfurado tela recoberta com sulfureto de zinco polónio: fonte de partículas alfa As cintilações indicam os pontos onde as partículas alfa colidem.

12 Experiência de Rutherford (1911) A experiência consistiu em bombardear uma lâmina fina de ouro com partículas alfa (positiva) emitidas pelo polónio. Para conseguir um feixe de partículas alfa, foi utilizado um anteparo de chumbo, provido de uma fenda, de maneira que só passassem pelo chumbo as partículas que incidissem na fenda. Rutherford colocou, atrás da lâmina de ouro, um anteparo tratado com sulfureto de zinco, que é uma substância que se ilumina quando uma partícula radioactiva o atinge.

13 O que observou Rutherford? A maioria das partículas alfa atravessam a lâmina de ouro sem sofrer desvios; Poucas partículas alfa sofrem desvios ao atravessar a lâmina de ouro. Poucas partículas alfa não atravessam a lâmina de ouro;

14 Explicação da Experiência: A maioria das partículas passam pela lâmina de ouro sem sofrer desvios: a maior parte da lâmina de ouro é formada por espaços vazios (eletrosfera); Algumas partículas não conseguem atravessar a lâmina de ouro: encontram barreiras dentro da lâmina, ou seja, na lâmina de ouro devem existir pequenas massas (núcleo). Algumas partículas sofrem desvios ao passar pela lâmina de ouro: são repelidas, ou seja, a lâmina de ouro apresenta regiões com a mesma carga elétrica que as partículas alfa (núcleo positivo);

15 Analisando, observando e comparando: Comparando o número de partículas alfa lançadas, com o número de partículas alfa que sofriam desvios, Rutherford calculou que o raio do átomo deveria ser a vezes maior do que o raio do núcleo, ou seja, o átomo seria formado por espaços vazios. A grande maioria das partículas atravessava a lâmina de ouro por esses espaços vazios.

16 Os desvios sofridos pelas partículas alfa eram devidos às repulsões eléctricas entre o núcleo (positivo) e as partículas alfa, também positivas. Para equilibrar a carga eléctrica positiva do núcleo atómico devem existir cargas eléctricas negativas (electrões) ao redor do núcleo.

17 O modelo atómico de Rutherford "modelo planetário".

18 Falhas do Modelo Planetário Uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado, em sua direcção, acabando por colidir com ela. Essa carga em movimento perde energia, emitindo radiação. O modelo planetário de Rutherford, em seu estado normal, não emite radiação.

19 Niels Bohr ( )

20 Modelo atómico de Rutherford Bohr -1913

21 Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr expôs algumas ideias que modificaram e explicaram as falhas do modelo planetário do átomo. O modelo atómico apresentado por Bohr é conhecido por modelo atómico de Rutherford-Bohr.

22 A descontinuidade das riscas espetrais está associada à descontinuidade da energia do eletrão no átomo. O modelo de Bohr Com base em evidências experimentais, nomeadamente através do estudo do espetro atómico descontínuo do hidrogénio, Bohr formulou o seu modelo para o átomo de hidrogénio, admitindo que: 1. O eletrão gira à volta do núcleo em órbitas circulares. 2. O raio das órbitas só pode tomar valores múltiplos do quadrado de um número inteiro n. 3. A energia do eletrão também é quantificada e é dada por: 4. O eletrão não absorve nem emite energia enquanto percorre determinada órbita. 5. Quando o eletrão transita de uma órbita mais interna para uma mais externa absorve energia.

23 A energia do eletrão átomo de hidrogénio A energia do eletrão no átomo de hidrogénio resulta da soma da energia cinética com a energia potencial. A equação apresentada por Bohr para a energia do eletrão no átomo de hidrogénio é: E eletrão = E cinética + E potencial E C > 0 ; E p < 0 E p > E C E C + E p < 0 Em que n é o número do nível de energia.

24 Absorção e emissão de energia no átomo de hidrogénio O estado de mais baixa energia corresponde ao nível mais estável e designa-se por estado fundamental. Quando o eletrão do átomo de hidrogénio se encontra em qualquer um dos níveis de energia correspondentes a n = 2,3,..., cuja energia é superior à do estado fundamental, diz-se que se encontra num estado excitado.

25 E radiação = E nível mais elevado - E nível mais baixo

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27 IV IV IV Vísivel UV

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31 A energia mínima necessária para remover o electrão do átomo de hidrogénio no estado fundamental é J

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33 Diagrama de energia do electrão no átomo de hidrogénio, nos diferentes estados estacionários. A energia dos electrões num átomo, nos diferentes estados estacionários, é negativa.

34 Como podemos calcular a energia de um nível se for conhecida a energia de outro nível?

35 SE:

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37 Sommerfeld ( )

38 Modelo atómico de Sommerfeld Logo após Bohr enunciar o seu modelo, verificou-se que um eletrão, numa mesma camada, apresentava energias diferentes. Como poderia ser possível se as órbitas fossem circulares? Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elíticas, pois numa elipse há diferentes excentricidades (distância do centro), gerando energias diferentes para uma mesma camada.

39 Modelo atómico atual Modelo da nuvem eletrónica Heisenberg, Nobel de Física de Louis de Broglie, Nobel de Física de 1929.

40 A teoria de Bohr aplicou-se com sucesso ao átomo de hidrogénio, mas falhou na descrição de átomos mais complexos. Entretanto, essa teoria foi um elo importante entre a velha teoria quântica ( ) e a nova, a Mecânica Quântica. Sabe-se hoje que os eletrões não têm órbitas fixas em volta do núcleo. É errado, inclusive, associar-lhes trajetória, devendo antes falar-se de probabilidade de encontrar o eletrão numa dada região à volta do núcleo. O conceito de órbita foi substituído por orbital (orbital descreve o comportamento do eletrão no átomo).

41 No primeiro modelo atómico de Bohr No modelo atómico atual O eletrão descreve órbitas. Órbita linha onde existe a certeza de encontrar o eletrão, com uma dada energia. O eletrão ocupa uma orbital. Orbital região do espaço onde há probabilidade de encontrar um eletrão, com uma dada energia.

42 Menor probabilidade de encontrar o eletrão Maior probabilidade de encontrar o eletrão

43 O modelo atómico atual é um modelo matemático - probabilístico que se baseia em dois princípios: Princípio da incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um eletrão num mesmo instante. Princípio da dualidade da matéria de Louis de Broglie: o eletrão apresenta característica dual, ou seja, comporta-se como matéria e energia, sendo portanto, uma partícula-onda.

44 O modelo atómico atual Erwin Schrodinger (1926) Modelo da nuvem eletrónica (modelo quântico) o átomo consiste num denso núcleo composto por protões e neutrões e circundado por eletrões que existiam em diferentes nuvens em vários níveis de energia. Juntamente com Werner Heisenberg, desenvolveu um modelo probabilístico para determinar regiões ou nuvens onde há mais probabilidade de se encontrar eletrões. Chadwick neutrão

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52 Número de orbitais possíveis em cada nível de energia

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54 Caracterização do eletrão. Número quantico de Spin sentido direto sentido indireto Um feixe de átomos de H submetido a um campo magnético não homogéneo divide-se em dois feixes com sentidos opostos, isto prova que os eletrões podem ter dois tipos de rotação.

55 Isto prova que existem dois movimentos de rotação possíveis para o eletrão. Um no sentido dos ponteiros do relógio; Outro em sentido contrário.

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57 ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS HIDROGENÓIDES Nos átomos hidrogenóides a energia depende do número quântico principal n.

58 ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELETRÓNICOS Em todos os outros átomos a energia das orbitais depende de n e de l

59 ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELETRÓNICOS

60 ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELETRÓNICOS

61 DISTRIBUIÇÃO DOS ELETRÕES PELAS ORBITAIS

62 DISTRIBUIÇÃO DOS ELETRÕES PELAS ORBITAIS

63 DISTRIBUIÇÃO DOS ELETRÕES PELAS ORBITAIS Principio da Energia Mínima a distribuição eletrónica deve conferir ao átomo o estado de menor energia possível. Principio de exclusão de Pauli cada orbital só pode conter, no máximo dois eletrões, que só diferem no número quântico de spin. Regra de Hund no preenchimento das orbitais com igual energia, distribui-se primeiro um eletrão por cada orbital, de modo a ficarem com o mesmo spin, e só depois se completam, ficando com spins opostos.

64 Diagrama de Linus Pauling Com base nos princípios e regras enunciados, o químico Linus Pauling elaborou um diagrama de preenchimento das orbitais, que facilita a escrita das configurações eletrónicas dos átomos.

65 Ao conjunto do núcleo com os eletrões mais internos chama-se cerne. Os eletrões do cerne representam-se através da configuração eletrónica do gás nobre que é anterior ao elemento que se considera.

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68 O modelo atómico atual

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70 O modelo atómico atual

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