ESTRUTURA ATÔMICA

Modelos Atômicos

1.Modelo atômico de Dalton

2.Modelo atômico de Thomson

3.Modelo atômico de Rutherford

4.Modelo atômico de Rutherford-Bohr

5.Modelo atômico atual

MODELOS ATÔMICOS

1808 - Dalton

Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma

partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.

A teoria de John Dalton foi baseada no seguinte modelo:

1 - Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos;

2 - Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles nãopodem ser criados nem destruídos;

MODELO DE BOLA DE BILHAR

3 - Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos osátomos de um dado elemento são idênticos em todos osaspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentespropriedades;

4 - As transformações químicas consistem em uma combinação,separação ou rearranjo de átomos;

5 - Compostos químicos são formados de átomos de dois ou maiselementos em uma razão fixa.

MODELO ATÔMICO DE THOMSON

Thompson (1898)1. Pudim de passas.

2. Átomo maciço.3. Carga elétrica

Negativa.

Em uma ampola, William Crookes submeteu um gás a uma

pressão ambiente e a uma alta tensão. Quando os elétrons

saem do cátodo, colidem com moléculas do gás, ocorrendo a

sua ionização e liberação de luz, que ilumina toda a ampola.

A partir desses experimentos, J.J.Thomsom observou que

esse fenômeno é independente do gás e do metal utilizado

no eletrodo. Concluiu que os raios catódicos podem ser

gerados a partir de qualquer elemento.

A partir dessa conclusão, Thomson pôde, posteriormente,

descobrir a existência do elétron.

A Descoberta do Próton

Em 1886, Goldstein obteve os raios canais, que se propagam em sentido oposto ao dos raios catódicos. Experiências posteriores mostram que:Os raios canais são constituídos por partículas positivasdenominadas prótons;

Modelo Atômico de Rutherford(1911)

Durante a realização da experiência, Rutherford

observou que:

a) a maioria das partículas α atravessaram a

folha de ouro sem sofrer desvios e sem alterar a

superfície da folha de ouro.

b) algumas partículas α sofreram desvios ao

atravessar a folha de ouro.

c) muito poucas partículas α não atravessaram a

folha de ouro e voltaram.

O modelo atômico de Rutherford

Em função dos resultados obtidos, Rutherford concluiu

que:

1- O átomo é descontínuo, ou seja, predominam

grandes espaços vazios denominados eletrosfera onde

estariam localizados os elétrons.

2- O átomo é constituído por uma pequena região

maciça, denominada de núcleo, onde estaria

concentrada a massa do átomo.

3- O núcleo do átomo é positivo.

4- O raio de átomo de ouro é da ordem de 10 mil a 100

mil vezes maior do que o seu próprio núcleo.

ÁTOMO

MODELO CLÁSSICO

Conceitos Fundamentais

Número Atômico ( Z )

EZ

É o número de prótons do núcleo de um átomo.

Número que identifica o átomo.

Número de Massa ( A )

A = Z + N

É a soma do número de prótons ( Z ) e do número de nêutrons ( N ) existentes no núcleo

de uma átomo

AE

Isótopos, Isóbaros e Isótonos

Isótopos : são átomos que apresentam o mesmo número atômico

e diferentes números de massas.

1H

1prótio

2H

1 deutério

3H

1trítio

Isótonos : são átomos que apresentam diferentes números atômicos, diferentes

números de massa, e o mesmo número de nêutrons

37Cl

17

40Ca

20

Isótonos : são átomos que apresentam diferentes números atômicos, diferentes

números de massa, e o mesmo número de nêutrons

37Cl

17

40Ca

20

Isóbaros : são átomos que apresentam diferentes

números atômicose mesmo número de massa.

40K

19

40Ca

20

Elemento Químico

Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado cátion.

Elemento químico é o conjunto de átomos que apresentam o mesmo número

átômico ( Z ).

Elemento Químico

Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado cátion.

Elemento químico é o conjunto de átomos que apresentam o mesmo número

átômico ( Z ).

Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo,

chamado ânion.

MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR ( 1913 )

Niels Bohr formulou uma

teoria (1913) sobre o

movimento dos elétrons,

fundamentado na Teoria

Quântica da Radiação (1900)

de Max Planck.

Teoria Quântica

De acordo com Max Planck (1900), quando uma

partícula passa de uma situação de maior para outra

de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida

ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de

quanta (quantum é o singular de quanta).

O quantum é o pacote fundamental de energia e é

indivisível. Cada tipo de energia tem o seu quantum.

A Teoria Quântica permitiu a identificação dos

elétrons de um determinado átomo, surgindo

assim os "números quânticos".

POSTULADOS DE BÖHR

A energia radiada não é emitida ou absorvida de

maneira contínua, somente quando um elétron passa de

uma órbita estacionária para outra diferente ( salto

quântico ).

Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas

circulares e bem definidas (fixas) que são as órbitas

estacionárias. Mais tarde, seriam as chamadas

"camadas eletrônicas" (K,L,M,N,O,P e Q).

Ao passar de um estado estacionário para outro, um

elétron absorve uma radiação bem definida, que é o

quantum, dado pela relação E = h.v , onde v é a

freqüência e h é a constante de Planck.

Os elétrons saltam de um nível para outro

mais externo, absorvendo uma quantidade de

energia definida (quantum de energia)

Ao retornar ao nível mais interno, o

elétron emite um quantum de energia, na

forma de luz de cor bem definida.

Camadas eletrônicas

Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia

núcleo

camada

K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7

nível

Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia

K L M N O P Q

2 8 18 32 32 18 2

Modelo Atômico de Sommerfeld - Os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos: s , p , d , f .

Subníveis de energia As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou subníveis de energia, designados

pelas letras s, p, d, f.

Subnível s p d f

Número

máximo

de

elétrons

2 6 10 14

Princípio de Incerteza de HeisenbergImpossível determinar com precisão a posição e a velocidade

de um elétron num mesmo instante.

Princípio da Dualidade da matéria de Louis de BroglieO elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se

como matéria e energia sendo uma partícula-onda.

Erwin SchröndingerOrbital é a região onde é mais provável encontrar um elétron.

Sommerfeld ( 1916 )Órbitas elípticas.

Admite que em uma camada eletrônica havia uma órbita circular e órbitas elípticas, onde n é o número de camada.

Introdução dos subníveis de energia.

Heisenberg (Incerteza)Não é possível determinar a velocidade e

posição do elétron simultaneamente.

Broglie (Dualidade)A todo elétron em movimento está associada

uma onda característica. O elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda

NÚMEROS QUÂNTICOS

1 - Número quântico principal (n)

localiza o elétron em seu nível de energia.

Nível1 2 3 4 5 6 7

Camada K L M N O P Q

2 - Número quântico secundário (l)

Localiza o elétron no seu subnível de energia e dá o formato do orbital.

valor

de "l"

0 1 2 3 4 5 6

subnív

els p d f g h i

3 - Número quântico magnético (m)

Localiza o elétron no orbital e dá a orientação espacial dos orbitais.

O número quântico magnético pode assumir valores que vão desde - l até + l, passando pelo zero.

Valores de lsubnível valores de M n° orbitais

0 s 0 1

1 p -1, 0, +1 3

2 d -2,-1,0,+1,+2 5

3 f-3,-2,-

1,0,+1,+2,+37

4- Número quântico de Spin (S):

Relacionado com o movimento de rotação do elétron em um orbital.

S = -1/2 e +1/2

Princípio da Exclusão de Pauli

Em um mesmo átomo,não pode haver dois elétrons com os quatro números quânticos iguais.Cada orbital só pode ser ocupado, no máximo, por dois elétrons com spinscontrários.

Regra de HundOs elétrons distribuem-se nos orbitais disponíveis de um

subnível, segundo a ordem crescente de energia.

Os elétrons tendem a ocupar primeiramente orbitais vazios de um mesmo subnível para posterior preenchimento total do orbital.

Cada orbital só pode ser ocupado, no máximo, por dois elétrons com spins contrários.

IMPORTANTE

Princípio da exclusão de PauliEm um orbital, podem existir no máximo dois elétrons

que devem ter spins contrários.

Regra de HundAo ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron;

somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o

preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

Nível

Camad

a

Nº máximo

de elétrons

Subníveis

conhecidos

1º K 2 1s

2º L 8 2s e 2p

3º M 18 3s, 3p e 3d

4º N 32 4s, 4p, 4d e 4f

5º O 32 5s, 5p, 5d e 5f

6º P 18 6s, 6p e 6d

7º Q 8 7s

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

IMPORTANTE

Subnível mais energético – é o último subnível escrito, seguindo o diagrama de Linus Pauling.

Camada de valência – corresponde á última camada com elétrons de um átomo.

Elétron diferencial – é o último elétron a entrar no subnível mais energético.

Teoria da Mecânica Ondulatória

Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica

Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital" .

Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de

se encontrar o elétron.

s p d f

ELETROSFERA

Eletrosfera

Camadas ou níveis energéticos

Subníveis

Orbitais

NÚMEROS QUÂNTICOSOs estados energéticos dos elétrons

NNºº QQuuâânnttiiccoo SSiimmbboollooggiiaa IInnddiiccaaççããoo VVaarriiaaççããoo pprrááttiiccaa ((rreeaall))

PPrriinncciippaall n Nível 1 2 3 4 5 6 7

(K) (L) (M) (N) (O) (P) (Q)

AAzziimmuuttaall

((sseeccuunnddáárriioo)) l Subnível

0 1 2 3

(s) (p) (d) (f)

MMaaggnnééttiiccoo m

Orientação

espacial do

orbital

s2

p6

d10

f14

SSppiinn S Rotação do

elétron

+ 1 – 1

2 2

0

-2 -1 0 +1 +2

-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

0

-1 0 +1

-2 -1 0 +1 +2

-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICADIAGRAMA DE LINUS CARL PAULING