MODELOS ATÓMICOS Inês Bruno e Marília Peres 2009 Fonte: http://ffden-2.phys.uaf.edu/212_fall2003.web.dir/erik_johnson/contents.html John Séc. Esfera O átomo de cada Dalton XVIII elemento é uma (Inglês) esfera indivisível 2 1
MODELO DE DALTON - 1803 Fonte: http://www.rsc.org/chemsoc/timeline/timeline.asp 3 Descoberta do Electrão por J.J. TMOMSOM em 1897 Fonte: http://www.rsc.org/chemsoc/timeline/timeline.asp 2
Thomson 1897 Modelo do pudim de passas O átomo é uma esfera maciça carregada positivamente, onde os electrões se encontram encrostados. 5 Rutherford 1911 Modelo planetário O átomo é constituído por um núcleo, de carga eléctrica positiva, onde está concentrada toda a massa do átomo, e por electrões que se moviam à volta do núcleo Rutherford observou grandes deflexões, sugerindo um núcleo duro e pequeno 6 3
Rutherford em1911 Fonte: http://www.rsc.org/chemsoc/timeline/timeline.asp Bohr 1913 Modelo de Bohr Os electrões só podem ocupar níveis de energia bem definidos (quantização da energia) e giram em torno do núcleo úl em óbi órbitas com energias diferentes; Modelo de Bohr para o átomo de Hidrogénio Estado fundamen ntal Nível interno r Núcleo Electrão n=1 Menor n=2 n=3 energia n=4 n=5 n=6 Maior energia 8 4
Niels Bohr em1913 Fonte: http://www.rsc.org/chemsoc/timeline/timeline.asp http://phet.colorado.edu/simulations/sims.php?sim=models_of_the_hydrogen_atom 10 5
- as órbitas interiores apresentam energia mais baixa e à medida que se encontram mais afastadas do núcleo o valor da sua energia é maior; - quando um electrão recebe energia suficiente passa a ocupar uma órbita mais externa (com maior energia) ficando o átomo num estado excitado; - se um electrão passar de uma órbita para uma outra mais interior liberta energia; - os electrões tendem a ter a menor energia possível - estado fundamental do átomo. 11 Emissão e absorção de energia Nível Externo Emissão de energia Electrão Nível interno Núcleo Eletrão Absorção de energia Menor energia Maior energia 12 6
n= n=6 n=5 n=4 n=3 Contínuo L β L γ L δ H H δ γ H β H α P α P β P γ P δ Linhas de emissão no átomo de Hidrogénio n=2 n=1 L α Lyman Paschen Balmer Brackett B α B β B γ B δ Núcleo Estado fundamental 1º estado excitado Pfund F α F β F γ F δ 2º estado Nível limite excitado externo 13 Bohr determinou matematicamente a relação existente entre a energia que o electrão poderia assumir e o nível em que se encontrava: E n = 18 1 2,18 x 10 ( 2 n ) 14 7
Mas o modelo atómico de Bohr tem limitações Falar em orbita implica conhecer SIMULTANEAMENTE e com EXACTIDÃO, a POSIÇÃO e a ENERGIA DO ELECTRÃO num dado momento. No entanto Heisenberg demonstrou que é impossível determinar simultaneamente, com exactidão a posição e a energia de um electrão (Principio Heisenberg) da incerteza de 15 MODELOS ACTUAL DO ÁTOMO Schrödinger e outros 1913 Modelo Quântico Os electrões movem se em torno dos respectivos núcleos sem trajectórias definidas. Apenas se conhece a PROBABILIDADE de um electrão com uma determinada energia se localizar num dado ponto do espaço. 16 8
No Modelo Atómico de Bohr No Modelo Atómico Actual O electrão descreve órbitas ÓRBITA: Linha onde existe a certeza de encontrar o electrão com uma dada energia O electrão ocupa uma orbital ORBITAL: Região do espaço onde há probabilidade de encontrar um electrão com uma dada energia. 17 Se fosse possível fotografar em instantes sucessivos o movimento do electrão em volta do núcleo, obteríamos uma imagens semelhante aesta. O electrão com uma dada energia, pode estar mais perto do núcleo ou mais afastado, ocupando mais vezes, determinadas posições no espaço à volta do núcleo do que outras. 18 9
Uma orbital não se consegue visualizar, embora existam várias maneiras de a representar, uma delas é o Modelo da Nuvem Electrónica Menor probabilidade de se encontrar o electrão Maior probabilidade de se encontrar o electrão 19 Mais informação em TIMELINE - RSC Fonte: http://www.rsc.org/chemsoc/timeline/pages/timeline.html 10