Modelos Atômicos 2015.

Apresentação em tema: "Modelos Atômicos 2015."— Transcrição da apresentação:

1 Modelos Atômicos 2015

2 Modelo É um recurso adotado para representar uma realidade.
Somente é válido enquanto satisfazer a todos os fenômenos a ele relacionados  podem ser substituídos quando contrariado. Com o passar do tempo, o modelo atômico sofreu várias modificações.

3 1º Modelo - Demócrito Leucipo de Mileto e Demócrito de Abdera (~V a.C.) Bases puramente filosóficas (nenhuma comprovação experimental) Átomo (a = não; tomo = divisão): a menor partícula de determinado tipo material.

4 2º Modelo – Dalton ( ) Átomo: partículas esféricas, maciças, homogêneas, indestrutíveis e intransformáveis; Átomos de um mesmo elemento são iguais (mesma massa, mesmo tamanho e mesma propriedade); As substâncias são formadas pela união de átomos de elementos, numa proporção numérica simples.

5 Johann Heinrich Wilhelm Geissler
Montou o aparelho esquematizado abaixo para o estudo de condução da corrente elétrica em gases. Tubo de Geissler: pequena quantidade de gás sob baixa pressão e submetido a uma diferença de potencial. Descarga elétrica = luz Argônio: Vermelha; CO2: Branca; Neônio: Azul; Nitrogênio: Amarela; Vapor de Hg: Branco-Violeta; Vapor de Na: Amarela.

6 William Crookes ( ) Em 1875, realizou uma série de experimentos à pressões reduzidas. Pressão = 0,03mmHg  fluxo luminoso surgindo do cátodo (raios catódicos).

7 Estudos de Crookes Os raios catódicos caminham em linha reta
apresentam massa Os raios catódicos têm cargas negativas

8 Elétrons Em 1897, Thomson sugeriu a hipótese: “Os raios catódicos são constituídos por uma corrente de partículas carregadas negativamente que se desprendem dos átomos de gás”. Nome sugerido por George Johnstone Stoney. “Partículas carregadas negativamente e que existem em qualquer átomo, sendo, porém, menores que eles.

9 Eugen Goldstein ( ) Gás hidrogênio a pressões muito baixas (~0,1 mmHg) Raios anódicos ou canais: possuem massa e carga elétrica positiva. PRÓTONS: partícula carregada positivamente e que existe em qualquer átomo, sendo, porém, menor que ele.

10 3º Modelo - Thomson Em 1898, elaborou o primeiro modelo de átomo divisível. O átomo era uma esfera homogênea de cargas positivas (prótons) na qual estariam incrustadas algumas cargas negativas (elétrons). Modelo “pudim de passas”.

11 Ernest Rutherford ( )

12 4º Modelo - Rutherford Átomo: formado por um núcleo (região central) muito pequeno, denso e carregado positivamente e por uma eletrosfera (região envoltória) muito grande, pouco densa e carregada negativamente. “Modelo planetário”

13 Dúvida Se o núcleo é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona?

14 James Chadwick (1891-1974) Nêutrons
Verificou que o núcleo do Berílio radioativo emitia partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons. Nêutrons

15 Relação carga e massa

16 Ano Internacional da Luz

17 Estudo das Ondas Período da onda (T): o tempo decorrido até que duas cristas ou dois vales consecutivos passem por um ponto; Frequência da onda (f): o número de cristas ou vales consecutivos que passam por um mesmo ponto, em uma determinada unidade de tempo. [ciclos por segundo = Hertz] f = 1 / T

18 Equação Fundamental da Ondulatória
Comprimento de Onda (λ): distância entre duas cristas consecutivas; Velocidade de propagação (v): velocidade de passagem das ondas. ν = λ . f

19 Exercício (FUVEST) O ouvido humano consegue ouvir sons desde aproximadamente 20Hz até Hz. Considerando que o som se propaga no ar com velocidade de módulo 330m/s, qual é o intervalo de comprimento de onda detectado pelo ouvido humano? a) 16,5m até 16,5mm b) 165m até 165mm c) 82,5m até 82,5mm d) 8,25m até 8,25mm e) 20m até 20mm

20 Ondas Eletromagnéticas

21 Espectro Descontínuo Raias ou bandas do espectro: Max Planck (1900): Quantum (latim = quantidade) é a menor quantidade possível de energia de uma radiação

22 Modelo de Rutherford

23 O Modelo Atômico de Rutherford-Bohr

24 Postulados de Bohr Niels Bohr ( ): em 1913, propôs os seguintes postulados: Os elétrons se movem em órbitas circulares, sendo que cada órbita apresenta uma energia bem definida e constante (nível de energia) para cada elétron de um átomo. Quanto mais próximo do núcleo, menor a energia do elétron, e vice-versa

25 Postulados de Bohr 2. Os níveis de energia são quantizados, ou seja, só são permitidas certas quantidades de energia para o elétron, cujos valores são múltiplos inteiros do fóton (quantum de energia); 3. Salto quântico: para passar de um nível de menor energia para um de maior energia, o elétron precisa absorver uma quantidade apropriada de energia.

26 Salto Quântico Estado Fundamental - Estável Estado Excitado - Instável

27 Espectros Descontínuos
O modelo de Böhr permite relacionar as órbitas (níveis de energia) com os espectros descontínuos dos elementos

28 Onde se poderia localizar o elétron?
Onda x Partícula Em 1924, Prince Louis-Victor de Broglie ( ) propôs que a toda partícula em movimento estaria associada uma onda. Princípio da dualidade ou Princípio de De Broglie Dúvida: Onde se poderia localizar o elétron?

29 Princípio da Incerteza
Em 1927, Werner Karl Heisenberg ( ) enunciou o Princípio da Incerteza que diz: “Não se pode determinar, simultaneamente, a velocidade e a posição exata de uma partícula em certo instante.”

30 Orbital Erwin Schrödinger ( ) desenvolveu uma equação (Equação de Schrödinger), que calcula a região onde há maior probabilidade de se encontrar um elétron. As soluções numéricas para essa equação, denominadas números quânticos, permitem que cada elétron seja caracterizado pela sua quantidade de energia.

31 Números Quânticos A caracterização de cada elétron no átomo é feita por quatro números quânticos: Principal = n Secundário(ou azimutal) = l Magnético = m ou ml Spin = s ou ms Princípio de Exclusão de Pauli Em 1925, Wolfgang Pauli enunciou “dois elétrons não podem apresentar os quatro números quânticos iguais.”

32 Número Quântico Principal
Representa o nível de energia e está associado à distância do elétron ao núcleo. É um número inteiro positivo 1, 2, 3, 4, ...

33 Número Quântico Secundário
Representa o subnível de energia e está associado à forma do orbital. Ele é um número inteiro, variando entre 0 e (n-1).

34 Exercício Para o número quântico principal n=3, o número máximo de elétrons para cada valor de l (número quântico secundário) é respectivamente: 2, 2, 6 2, 6, 8 2, 6, 10 2, 8,18 2, 8, 14

35 Número Quântico Magnético
Está associado à região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron (orbital). Os orbitais estão relacionados com os subníveis; por esse motivo, os valores de m variam de –l a + l.

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37 Número Quântico Spin Representa o sentido de rotação do elétron em torno de si mesmo. Ele assume apenas os valores -1/2 ou +1/2 Cada orbital comporta no máximo 2 elétrons. Equilíbrio: repulsão elétrica e atração magnética.

38 Representação dos Elétrons
A representação gráfica dos elétrons num mesmo orbital pode ser feita de duas maneiras: Convenção: Seta para cima = -1/2 Seta para baixo = +1/2

39 Preenchimento dos Orbitais
Os elétrons seguirão a seguinte ordem: Dos níveis mais baixos de energia para os mais altos; Somente quando um subnível estiver completo, os elétrons passarão a ocupar o subnível superior; Num mesmo subnível, a ocupação obedece a Regra de Hund ou Regra da Máxima Multiplicidade Deve-se preencher todos os orbitais de um subnível com um elétron antes de colocar um segundo elétron num mesmo orbital.

40 Exercício Qual é o conjunto dos quatro números quânticos que caracteriza o elétron mais energético do 9F? (Elétron mais energético: maior soma de n + l) Dica: Primeiro passo – faça a distribuição eletrônica

41 Referências USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química — volume único. 5 ed. reform. São Paulo: Saraiva, FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química. 4 ed. São Paulo: Moderna, COVRE, Geraldo José. Química: o homem e a natureza. São Paulo: FTD, Disponível em: < Acesso em 05 de Abr. de Disponível em: < Acesso em 05 de Abr. de Disponível em: < Acesso em 09 de Abr. de 2015.