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1 Adaptado de Professora: Miwa Yoshida

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

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13 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 sulfeto de zinco, que é uma substância que se ilumina quando uma partícula radioactiva o atinge.

14 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;

15 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 (electrosfera); 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 eléctrica que as partículas alfa (núcleo positivo);

16 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.

17 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.

18 O modelo atómico de Rutherford "modelo planetário".

19 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.

20 Niels Bohr ( )

21 Modelo atómico de Rutherford Bohr -1913

22 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.

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25 O estado de mais baixa energia corresponde ao nível mais estável e designa-se por estado fundamental. Quando o electrão 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.

26 Lyman UV; Balmer Vísivel; Paschen IV

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

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32 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.

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

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36 Sommerfeld ( )

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

38 Modelo atómico de Sommerfeld

39 Modelo atómico actual 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 electrões não têm órbitas fixas em volta do núcleo. É errado, inclusive, associar-lhes trajectória, devendo antes falar-se de probabilidade. O conceito de órbita foi substituído por orbital (orbital descreve o comportamento do electrão no átomo).

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43 O modelo atómico actual 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 electrão num mesmo instante. Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: o electrão apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia, sendo portanto, uma partícula-onda.

44 O modelo atómico actual Erwin Schrodinger (1926) Modelo da nuvem electrónica (modelo quântico) o átomo consiste num denso núcleo composto por protões e neutrões e circundado por electrões 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 electrões.

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53 Um feixe de átomos de H submetido a um campo magnético não homogéneo divide-se em dois desviando-se em sentidos opostos.

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

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

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

58 ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS

59 ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS

60 DISTRIBUIÇÃO DOS ELECTRÕES PELAS ORBITAIS

61 DISTRIBUIÇÃO DOS ELECTRÕES PELAS ORBITAIS

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

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64 Diagrama de Linus Pauling

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68 O modelo atómico actual

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70 O modelo atómico actual

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