Modelos atômicos. Juliana Soares Grijó Escola Olímpica de Química - EOQ

Transcrição

1 Modelos atômicos Juliana Soares Grijó Escola Olímpica de Química - EOQ

2 O que é um modelo? Modo simples de descrever fenômenos e predizer resultados científicos. É incompleto e incorreto Deve-se usar modelos apropriados para os casos estudados; caso o modelo disponível não cumpra todos os requisitos, deve-se criar um novo modelo

3 (1770) Lavoisier: substâncias podem ser transformadas, porém seu peso total permanece constante 1793 Louis-Joseph Proust: compostos consistem de elementos simples combinados em proporções fixas de massa

4 Modelo atômico de Dalton Criado com base nas recentes teorias químicas da época Postulados: Cada elemento é composto de partículas extremamente pequenas chamadas átomos Todos os átomos de um elemento são idênticos Átomos de elementos diferentes tem propriedades (incluindo massa) diferentes Compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam Em um determinado composto, a relação entre os elementos é constante, inteira e pequena

5 Grande sucesso em explicar os fenômenos observados na época A tabela periódica, organizada em 1869 por Mendeleev, foi feita à luz desse modelo Até hoje usamos o modelo de Dalton para fins didáticos e para a resolução de problemas simples

6 1897 Experiência do tubo de raios catódicos por J. J. Thomson Determinação da relação carga/massa dos elétrons: 1, C/g

7 1904 Modelo atômico de Thomson Pequenas partículas de cargas negativas (elétrons) são encontradas em uma esfera carregada positivamente

8 Modelo assemelha-se a um pudim de passas Nessa época Thomson já encontravam-se nessa esfera dispostos em anéis de raios definidos The view that the atoms of the elements consist of a number of negatively electrified corpuscles enclosed in a sphere of uniform positive electrification, suggests, ( ) that of the motion of a ring of n negatively electrified particles placed inside a uniformly electrified sphere. Suppose when in equilibrium the n corpuscles are arranged at equal angular intervals round the circumference of a circle of radius a, each corpuscle carrying a charge e of negative electricity. [1]

9 1911 Modelo de Rutherford Rutherford decide estudar a dispersão de partículas α quando atravessavam a matéria

10 Rutherford propôs que o átomo realmente deveria ser esférico, porém a carga positiva deveria ficar concentrada no centro, e ter uma carga negativa difusa em torno dele.

11 Problemas: Elétrons orbitando o núcleo deveriam emitir continuamente energia e diminuir o raio de sua órbita O elétron deveria cair sobre o núcleo, colapsando!

12 1913 Niels Bohr propõe uma solução para o modelo atômico de Rutherford, baseando-se na recém-nascida física quântica Para Bohr: Os níveis de energia são discretos, isso é, só podem assumir determinados valores mvr = nh/2π, n=1,2,3... Quando um elétron está em orbitando o núcleo em um mesmo nível, ele não absorve nem emite energia (níveis estacionários) Saltos de nível absorvem/emitem energia

13 O modelo de Bohr foi bem sucedido em explicar o espectro do hidrogênio predito em 1885 por Joseph Balmer A equação foi generalizada por Rydberg, em 1890, na seguinte equação: Note a beleza do avanço da ciência: em 1885 o modelo de Thomson sequer tinha sido proposto!

14 Até então, admitia-se que átomos de um mesmo elemento deveriam ter massas atômicas iguais, apesar de alguns experimentos e cientistas suspeitarem do contrário Em 1919, William Aston cria o espectrógrafo de massa e confirma que a massa atômica de um elemento pode ser fracionária, pois é resultado da combinação de isótopos com massas atômicas inteiras.

15 Exemplo: Massa atômica média do carbono natural: 98,892 % de 12 C + 1,107 % de 13 C. = (0,9893)x(12 u) + (0,0107)x(13,00335) = 12,01 u Algumas definições: 12 u = massa do 12 C = 1, g Número de átomos em 12g de 12 C: 12g /1, g = 6,0221x10 23 (constante de Avogadro)

16 1925 Louis de Broglie propõe que partículas devem ter também um comportamento ondulatório: λ = h/mν 1927 Werner Heisenberg propõe o princípio da incerteza, onde postula que não é possível conhecer simultaneamente com exatidão a posição e o momento linear de um objeto 1927 Erwin Schrödinger propõe uma nova descrição para a matéria, levando em conta a dualidade da matéria. Ao invés de descrever o elétron como uma partícula, Schrödinger descreve-o como uma função de onda ψ

17 A equação de Schrödinger dependente do tempo é: Onde H(t) é o operador hamiltoniano, que leva em conta as parcelas de energia cinética e energia potencial para calcular a energia total do sistema. Se considerarmos um estado estacionário (energia não varia com o tempo), podemos manusear mais facilmente a equação, chegando em:

18 Essa é a equação de Schrödinger independente do tempo. Resolvendo-a, obtemos funções de onda Interpretação de Born: a probabilidade de encontrar um elétron em uma região é proporcional a ψ² A função de onda ψ terá um termo radial e um angular: Ψ(r, θ,φ) = R(r)xY(θ,φ)

19 Algumas funções radiais e axiais para o átomo de hidrogênio:

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21 Plotando essas as densidades de probabilidade dessas funções de onda, chegamos nas seguintes figuras:

22 Note que as funções de onda dependem de algumas letrinhas, que definem os números quânticos n número quântico principal: distância do elétron ao núcleo. l número quântico angular: velocidade com que o elétron orbita o núcleo ml - número quântico magnético: orientação do movimento do elétron De forma resumida, para saber o conjunto de números quânticos de um elétron:

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24 Há também o número quântico de spin! Como elétrons são férmions, apresentam spin fracionário, ou seja, ms = ±½ De acordo com o Princípio da exclusão de Pauli, dois elétrons não podem ter o mesmo conjunto de números quânticos. Assim, se dois elétrons estão no mesmo orbital, um deve ter número quântico de spin +1/2 e outro, -1/2

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