Welcome message from author
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
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
Leucipo de Mileto (440 a.C.) & Demócrito (460 a.C. – 370 a. C.)
John Dalton (1766 – 1844)
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;
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);
O Átomo de Dalton (1803)
Joseph John Thomson (1856 - 1940)
Modelo Atómico de Thomson “ Pudim de Passas”
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.
Modelo Atómico de Thomson
O Átomo de Rutherford (1871 -1937 )
Experiência de Rutherford (1911)
tela recoberta com
sulfureto de zinco
As cintilações
indicam os pontos
onde as partículas
alfa colidem.
placas de
chumbo
lâmina de
ouro fina
tijolo de chumbo
perfurado
polónio: fonte de
partículas alfa
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.
Experiência de Rutherford (1911)
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;
O que observou Rutherford?
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);
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 10.000 a 100.000 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.
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.
O modelo atómico de Rutherford
"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.
Falhas do Modelo Planetário
Niels Bohr (1885-1962)
Modelo atómico de Rutherford – Bohr -1913
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.
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.
A equação apresentada por Bohr para
a energia do eletrão no átomo de
hidrogénio é:
Em que n é o número do
nível de energia.
A energia do eletrão no átomo de hidrogénio
resulta da soma da energia cinética com a
energia potencial.
Eeletrão = Ecinética + Epotencial
EC > 0 ; Ep < 0
|Ep| > EC EC + Ep < 0
A energia do eletrão – 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.
Absorção e emissão de energia no átomo de hidrogénio
Eradiação = Enível mais elevado - Enível mais baixo
Vísivel
UV
IV
IV
IV
A energia mínima necessária para
remover o electrão do átomo de
hidrogénio no estado fundamental é
J
A energia dos electrões
num átomo, nos diferentes
estados estacionários, é
negativa.
Diagrama de energia do
electrão no átomo de
hidrogénio, nos diferentes
estados estacionários.
Como podemos calcular a energia de um nível se for
conhecida a energia de outro nível?
SE:
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.
Modelo atómico atual
Modelo da nuvem eletrónica
Heisenberg, Nobel
de Física de 1932. Louis de Broglie, Nobel
de Física de 1929.
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 (1900-1925) 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).
No modelo
atómico atual No primeiro modelo
atómico de Bohr
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.
Maior probabilidade de encontrar o
eletrão
Menor probabilidade de encontrar o
eletrão
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.
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
1932 - neutrão
Número de orbitais possíveis em cada nível de energia
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.
Caracterização do eletrão.
Número quantico de Spin
http://plato.if.usp.br/1-2005/fnc0376n/Goudsmit/Goudsmit.htm
sentido
direto
sentido
indireto
Isto prova que existem dois movimentos de
rotação possíveis para o eletrão.
• Um no sentido dos ponteiros do relógio;
• Outro em sentido contrário.
Nos átomos hidrogenóides a energia depende do número quântico principal n.
ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS HIDROGENÓIDES
Em todos os outros átomos a energia das orbitais depende de n e de l
ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELETRÓNICOS
ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELETRÓNICOS
ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELETRÓNICOS
DISTRIBUIÇÃO DOS ELETRÕES PELAS ORBITAIS
DISTRIBUIÇÃO DOS ELETRÕES PELAS ORBITAIS
DISTRIBUIÇÃO DOS ELETRÕES PELAS ORBITAIS
Principio da Energia Mínima – a distribuição eletrónica deve
conferir ao átomo o estado de menor energia possível.
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.
Principio de exclusão de Pauli – cada orbital só pode conter,
no máximo dois eletrões, que só diferem no número quântico
de spin.
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.
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.
O modelo
atómico atual
O modelo atómico atual
Related Documents
