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CONCEITOS TEORIA ATÔMICA. Matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço; A nível microscópico, a matéria consiste de átomos. MATÉRIA Pode ser classificada.

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1 CONCEITOS TEORIA ATÔMICA

2 Matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço; A nível microscópico, a matéria consiste de átomos. MATÉRIA Pode ser classificada de duas maneiras: 1- De acordo com seu estado físico: gás, líquido ou sólido. 2- De acordo com sua composição: elemento, substância simples, composto ou mistura.

3 FeH2H2 H2OH2O

4 Compostos formados a partir de moléculas são compostos moleculares. Moléculas são formadas por dois ou mais átomos ligados entre si. A fórmula química indica quais átomos são encontrados na molécula e em qual proporção eles são encontrados. Moléculas

5 Quando um átomo ou uma molécula perde elétrons, ele fica com carga positiva. Exemplo: Íons com carga positiva são chamados de cátions. Íons e compostos iônicos

6 Quando um átomo ou uma molécula ganha elétrons, ele fica com carga negativa. Exemplo: Íons com carga negativa são chamados de ânions. Compostos formados a partir de íons são compostos iônicos.

7 TEORIA ATÔMICA: - Democritus (± 400 a.C) - definição - Dalton (1808) - Thomson (1898) - Rutherford (1911) - Bohr (1913) - Schrödinger (1926)

8 Democritus (± 400 a.C.) Definição do átomo: O átomo é uma partícula infinitamente pequena, indivisível, compacta, não compressível, sem poros e homogênea em sua pequena extensão. Os átomos diferem apenas em sua forma, arranjo, posição e magnitude.

9 Modelo Atômico de Dalton (1808) 1 a Teoria Atômica Moderna O átomo é a menor unidade da matéria que conserva suas propriedades; São partículas compactas, esféricas e indivisíveis (Modelo da Bola de Bilhar); Os átomos de um mesmo elemento apresentam massas idênticas. Permanecem inalterados durante as reações químicas; Bola de Bilhar

10 Raios catódicos e os elétrons Essas entidades possuem massa e carga negativa - elétron. Em 1897, J.J. Thomson constatou que o átomo é constituído de entidades carregadas.

11 Em 1898 Marie Curie descobriu o rádio e o polônio. Rutherford descobriu que elementos radioativos emitem partículas e e raios. Partículas α, β e raios-ϒ

12 Radiação de alta energia composta por três tipos de radiação: As radiações são elétrons em alta velocidade, atraídas pela placa positiva. As radiações são mais compactas e têm cargas positivas - são atraídas pela placa negativa. As radiações são de alta energia e não possuem carga. fenda

13 O átomo consiste de partículas carregadas (+ e -). Este modelo teve uma vida muito curta. Modelo do Pudim de Ameixas Modelo Atômico de Thomson (1898)

14 Experimento (1910): Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, a maioria das partículas seria desviada. Modelo Atômico de Rutherford (1911) Folha de Au (+)

15 Rutherford postulou que: A massa do átomo e toda sua carga positiva residiam em uma região muito pequena e extremamente densa - núcleo. A carga negativa está difusa em torno do núcleo. A maior parte do volume total do átomo é espaço vazio.

16 Os elétrons orbitam o núcleo da mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol. Modelo Planetário

17 Falhas do Modelo Planetário Uma carga negativa, em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, perde energia e adquire movimento espiralado em sua direção, colidindo com ela. Essa carga em movimento emitiria radiação continuamente. O modelo planetário de Rutherford, em seu estado normal, não emite radiação.

18 A luz emitida pelas substâncias a temperaturas altas ou sob influência de descarga elétrica era produzida quando elétrons nos átomos sofriam alterações de energia. Modelo Atômico de Bohr (1913)

19 A Natureza Ondulatória da Luz Campo elétrico Campo magnético Propagação

20 Propriedades da Radiação Eletromagnética E = h, onde E = energia h = constante de Planck - frequência = c

21 Espectro de Cores A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo de cores.

22 A Radiação Visível

23 Nem todas as fontes de radiação produzem um espectro contínuo. Quando diferentes gases são colocados sob pressão em um tubo e submetidos a uma alta voltagem (Experimento de Thomsom), os gases emitem luz de cor diferente. (a) hidrogênio. (b) neônio.

24 Quando a luz vinda de tais tubos passa através de um prisma, apenas algumas linhas. As linhas coloridas estão separadas por regiões pretas, que correspondem a comprimentos de onda ausentes na luz proveniente destes átomos.

25 A energia quantizada e fótons Segundo Planck, a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos pacotes de energia, chamados quantum. A luz possui propriedades de partículas a nível atômico e de ondas a nível macroscópico.

26 O átomo de Bohr Os elétrons estão confinados em estados específicos de energia. As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de energia no átomo. Esses estados foram denominados órbitas. Limitações do modelo de Bohr Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio.

27 Estado Fundamental Estado Excitado Absorção Emissão ΔE = h Estado Excitado Estado Fundamental ΔE = h

28 Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou: onde, mv = momento - propriedade de partícula = comprimento de onda - uma propriedade ondulatória. Comportamento ondulatório da matéria Partículas pequenas, tais como os elétrons, apresentam um comportamento ondulatório, não considerado por Bohr.

29 Mecânica Quântica e Orbitais Atômicos Em 1926 Erwin Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. A função de onda ( ) fornece o contorno do orbital eletrônico. O quadrado da função de onda ( 2 ) fornece a probabilidade de se encontrar o elétron (densidade eletrônica).

30 O Átomo Moderno O átomo é composto de duas regiões: - Um núcleo compreendendo toda carga positiva e praticamente toda massa do átomo (prótons e nêutrons). - A região extranuclear composta de elétrons (eletrosfera).

31 Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons. Comparação entre prótons, nêutrons e elétrons.

32 A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos: 1) Número quântico principal, n. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron permanece mais distante do núcleo. Camada eletrônica. 2) Número quântico azimutal, l. Esse número quântico depende do valor de n l = n - 1. Forma do orbital. l = 0 (s); l = 1 (p); l = 2 (d); l = 3 (f) 3) Número quântico magnético, m l. Esse número quântico depende do valor de l m l = (-l, 0, +l). Orientação do orbital no espaço. Números Quânticos

33 Orbitais e números quânticos

34 Número quântico de spin, m s. O spin eletrônico é quantizado, m s = ½. Spin Eletrônico – 4 o Número Quântico

35 Orbitais s Todos os orbitais s são esféricos. À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero ( 2 = 0). Representações dos orbitais

36 Densidade eletrônica dos orbitais s

37 Orbitais p Existem três orbitais p. Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x, y e z de um sistema cartesiano. Os orbitais têm a forma de halteres. À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.

38 Orbitais d Existem cinco orbitais d. Dois dos orbitais d apresentam lóbulos ao longo dos eixos x,y e z. Três dos orbitais d apresentam lóbulos entre os eixos x, y e z.

39 Orbitais f Existem sete orbitais f, cujas formas são mais complexas.

40 Preenchimento dos Orbitais: Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados. Para n = 1 (Átomos de Hidrogênio e Hélio).

41 Para n 2: (Átomos Polieletrônicos). Há perda de degenerescência para orbitais de átomos polieletrônicos.

42 Três regras: - Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. - Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (Regra de Hund). - Dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos (Princípio de Exclusão de Pauli).

43 Distribuição Eletrônica utilizando o diagrama de Pauling: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 10, 4p 6, 5s 2, 4d 10, 5p 6, 6s 2, 4f 14, 5d 10, 6p 6,7s 2, 5f 14

44 Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. Número de massa (A) = número total de partículas no núcleo (prótons e nêutrons). Por convenção, para um elemento X, escreve-se Z A X Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente. Ex.: 6 12 C e 6 13 C. Encontramos o Z na tabela periódica. Isótopos, números atômicos e números de massa


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