prof. jonathan - modelos atômicos

Professor: Jonathan Araújo.

QUÍMICA

MODELOS ATÔMICOS

Prof. Jonathan Araújo - Química

A história dos modelos atômicos

V a.C.

LeucipoDemócrito

Empédocles Aristóteles

IV a.C. 1803

John Dalton

J.J.Thomson

1904 1911

ErnestRutherford

1913

NielsBohr

Arnold Sommerfeld

1916

Louis de Broglie

1924 1926

Heisenberg

1927

Erwin Schrödinger

1928

Paul Dirac

1932

James Chadwick

1. O modelo atômico de Dalton: “a bola de bilhar”. Características:

O átomo é maciço, indivisível, esférico e indestrutível;

Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas, formas e tamanhos diferentes.

Um conjunto de átomos com as mesmas massas, formas e tamanhos apresenta as mesmas propriedades e constitui um elemento químico.

As ideias propostas no modelo atômico de Dalton permitiram, na época, explicar com sucesso porque a massa é conservada (Lei de Lavoisier) e também da composição das proporções definidas (Lei de Proust);

Além dessas contribuições, Dalton se destaca na Biologia, com o Daltonismo, distúrbio ou perturbação visual que incapacita a percepção das cores, principalmente distinguir o vermelho e verde.


Falha: Não explicou os fenômenos da eletrização, isto é, a existência de cargas.

2. O modelo atômico de Thomson: ”o pudim de passas”.

Características: A partir dos experimentos na

ampola de Crookes Thomson pôde concluir que raios catódicos podem ser gerados a partir de qualquer elemento e, posteriormente, a existência do elétron;

O átomo é esférico, maciço e divisível;

Os átomos são formados por uma ‘’pasta’’ positiva, ‘’recheada’’ de elétrons de carga negativa;

O total de cargas negativas é igual aos das cargas positivas.


Falha: Uniformidade na distribuição dos prótons no átomo, e também não soube explicar o desvio de algumas partículas radioativas.


Três tipos de radiação foram descobertos por Ernest Rutherford:

Partículas ; Partículas ; Raios .

A descoberta das radiações nucleares e do próton

Raios

Raios

Raios

(+)

(-)

Placas com alta carga elétricaPlaca fotográficaCaixa de

Chumbo

Material Radioativo

3. O modelo atômico de Rutherford: “o modelo planetário”.

Características: O átomo possui uma região

central(núcleo) que contém, praticamente, toda a massa do átomo e carga positiva(próton);

Apresenta uma região, praticamente, sem massa envolvendo o núcleo e contendo carga negativa(elétron), ou seja, a eletrosfera.

A maior parte do átomo é vazio; Os elétrons estão em movimento

de forma elíptica; É importante destacar que o átomo

de Rutherford não tem a partícula nêutron, já que essa foi descoberta em 1932 por James Chadwick.


Falha: Os elétrons fariam movimento de espiral e se chocariam com o núcleo; as partículas positivas sofreriam repulsão.

As Teorias da Mecânica Quântica Em 1900, Max Planck lançou uma ideia espetacular sobre a propagação da energia. Segundo ele, a energia seria perdida ou recebida em quantidades discretas de “pacotes de energia”, e chamou cada pacote de quantum de energia. Ou seja, quantum é o “pacote” fundamental de energia.

Cada onda eletromagnética definida por um comprimento de onda (λ) e frequência (f) estava associada a um quantum de energia.

fV .

E = hf

h (constante de Planck) = 6,62×10-34 J/sf (frequência da radiação).


A Espectroscopia

VermelhoAlaranjadoAmareloVerdeAzulAnil Violeta


Espectro contínuo

Luz branca

Prisma

FendaTubo de descarga

com gás hidrogênio

Tela de visão das cores do espectro do

gás (anteparo).

O gás hidrogênio aprisionado numa ampola submetida a alta diferença de potencial emitia luz vermelha. Ao passar por um prisma, essa luz se subdividia em diferentes comprimentos de onda e frequência, caracterizando um espectro luminoso descontínuo.

NÍVEIS ESPECTRAIS DO HIDROGÊNIO

{ Raias ou bandas

descontínuasEspectro de emissão do hidrogênio


4. O modelo atômico de Bohr: “modelo estacionário”.

Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas circulares com energia constante, isto é, tais partículas nem absorvem nem emitem energia;

As órbitas interiores apresentam energias mais baixas e à medida que se encontram mais afastadas do núcleo o valor da sua energia é maior;

Os elétrons movimentam-se ao redor do núcleo em sete órbitas bem definidas – níveis ou camadas eletrônicas -, denominadas órbitas estacionárias K, L, M, N, O, P e Q. Em cada camada os elétrons possuem uma quantidade fixa de energia;

Então, conclui-se que os elétrons orbitam em camadas fixas, quantizadas e estacionárias;

As aplicabilidades do modelo de Bohr estão, principalmente, relacionadas ao teste de chama e aos fogos de artifício., pois o cientista explica tais fenômenos através do salto quântico. Prof. Jonathan Araújo - Química

K L M N O P Q 2 8 18 32 32 18 8

Características:

Falhas: Apenas funcionava para átomos com um elétron (átomo de hidrogênio), porém falhava com átomos multieletrônicos.

5. O modelo atômico de Sommerfeld.

Nome dos subníveis

Valor de l (l =n-1)

Número máximo de elétrons

x=2(2l +1)“s” (sharp) 0 2

“p” (principal) 1 6

“d” (diffuse) 2 10

“f” (fundamental) 3 14

“g” 4 18

“h” 5 22

“i” 6 26

Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares (níveis ou camadas de energia) e elípticas (subcamadas ou subníveis de energia);

A emissão de diferentes quanta (fótons) depende da subcamada onde estava o elétron antes ou depois do salto quântico;

Sommerfeld utilizou o números

quântico secundário ou azimutal (l)

para representar os subníveis.


Falha: A existência de órbitas definidas para o elétron.

Características:

O modelo quântico ou atual


A dualidade onda-partícula


Louis de Broglie, em 1924, através do experimento da fenda dupla propôs que cada partícula elementar ou entidade quântica exibe propriedades não apenas corpusculares, mas também ondulatórias.

Broglie) (De

(Bohr)

h

m

nhrm

v

2v

Princípio da Incerteza de Heisenberg A velocidade e a posição de uma partícula são complementares, isto é, se uma propriedade é conhecida, a outra será impossível de ser determinada com precisão arbitrária. Ou seja, é impossível determinar, simultaneamente, a velocidade e a posição do elétron.

A teoria da Mecânica Ondulatória: a densidade de probabilidade

Erwin Schrödinger, em 1927, formulou a teoria que determinava o conceito de orbital e a trajetória das partículas por uma função de onda (Y ) . Portanto, sabe-se que um orbital é uma região do espaço ao redor do núcleo no qual a probabilidade de se encontrar o elétron é máxima.

d2Ydy2

d2Ydx2

d2Ydz2

+ +8p2me

h2(E-V(x,y,z)Y(x,y,z) = 0+

Como y varia no espaço

Massa do elétron

Energia quantizada total, do sistema atômico

Energia potencial em x,y,zFunção de Onda

Onde Ψ, é chamada função de onda, em função das coordenadas cartesianas x, y, z; E é a energia total

do elétron e V a energia potencial.


Bohr vs Mecânica Quântica


e-

e-

e-

486 nmAzul-verde

657 nmVermelho

Modelo de Bohr Mecânica Quântica

______n=1

______n=2

______n=3

______n=4

434 nmVioleta

O movimento dos elétrons não pode ser conhecido com precisão; Pode-se mapear as probabilidades de encontrar o elétron em vários locais fora do

núcleo; O mapa de probabilidades é chamado de orbital; O orbital é calculado para confinar 99% da faixa de elétrons; A energia do elétrons é quantizada em subníveis.

Quantum Mechanics wins

n - Define o tamanho da orbita, e o período da Tabela periódica. Quanto maior n, mais afastada do núcleo é a órbita.

Camada Número Quântico Principal

(n)

Número máximo de elétrons (Teórico)

(2n2)

Número máximo de elétrons (Prática)

(2n2)

K 1 2.12 = 2 2

L 2 2.22 = 8 8

M 3 2.32 = 18 18

N 4 2.42 = 32 32

O 5 2.52 = 50 32

P 6 2.62 = 72 18

Q 7 2.72 = 98 8

O cientista Sueco Johannes Robert Rydberg definiu o número máximo de elétrons nas camadas era:

x=2n2.

A equação de Rydberg


Camada Subníveis Existentes na Camada Quantidade de Subníveis na Camada

K (n = 1) s (l = 0); 1

L (n = 2) s (l = 0); p (l = 1) 2

M (n = 3) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); 3

N (n = 4) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); f (l = 3) 4

O (n = 5) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); f (l = 3) 4

P (n = 6) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); 3

Q (n = 7) s (l = 0); p (l = 1) 2

l = 0 indica o subnível s

l = 1 indica o subnível p

l = 2 indica o subnível d

l = 3 indica o subnível f

n-1= l

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p


O número máximo de elétrons em cada subnível é dado por : X=2.(2l + 1)

2 L 2s 2p 8 elétronsL =1

1 K 1s 2 elétronsL =0

3 M 3s 3p 3d 18 elétronsL =2

4 N 4s 4p 4d 4f 32 elétronsL =3

5 O 5s 5p 5d 4f 32 elétronsL =3

6 P 6s 6p 6d 18 elétronsL =2

7 Q 7s 8 elétronsL =1

7p


Cada camada pode representar um ou mais orbitais, sendo que, O NÚMERO MÁXIMO DE ORBITAIS É CALCULADO PELA EXPRESSÃO:

2l + 1

l = 0 subnível s um só orbital s (0)

l = 1 subnível p três orbitais p (-1) (0) (+1)

l = 2 subnível d cinco orbitais d (-2) (-1) (0) (+1) (+2)

l = 3 subnível f sete orbitais f (-3) (-2) (-1) (0) (+1) (+2) (+3)

Nome Valor de “l”

Capacidade

x=2(2 l + 1)

“p” (principal) 1 6

“f” (fundamental) 3 14

2 10“d” (diffuse)

“s” (sharp) 2

0

O número máximo de elétrons em cada subnível é dado por :

2.(2l + 1)s

p

d

f

O número máximo de elétrons em

cada camada é de 32.

ORBITAIS


1s

2s3s

4s

5s

6s7s

2p

3p

4p

7p

3d5d

6d5f

6f

6p

5p

4d

Nív

el d

e En

ergi

a

Princípio de Exclusão de Pauli: Num orbital há no máximo dois elétrons com spins opostos; no qual esses não podem apresentar os quatro números quânticos iguais.Regra de Hund: Os elétrons devem ocupar, primeiramente, os orbitais vazios e depois emparelhá-los.

Pauli Hund

Princípio da construção ou Aufbau

Diagrama de Linus Pauling


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