Limitações do modelo de Bohr

Apresentação em tema: "Limitações do modelo de Bohr"— Transcrição da apresentação:

1 Limitações do modelo de Bohr
•Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. •Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas.

2 A contribuição de Sommerfeld
1916 – Arnold Sommerfeld. Modelo das órbitas elípticas para o elétron - introdução dos subníveis de energia. Para cada camada eletrônica (n), há uma órbita circular e (n-1) orbitas elípticas.

3 Princípio de Dualidade (Louis De Broglie)
A todo elétron em movimento está associada uma onda característica, ou seja, ora o elétron se comporta como uma partícula material e ora como uma onda eletromagnética. As sementes para um novo modelo viriam do conceito de que todas as formas de irradiação eletromagnéticas apresentam as propriedades das ondas e das partículas. Esse conceito levou o oficial da marinha Louis de Broglie ( ) a pensar que as partículas da matéria poderiam apresentar características ondulatórias. Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou: O momento linear (p), mv, é uma propriedade de partícula, enquanto  é uma propriedade ondulatória.

4 ħ  h/2 = 1,054x10-34 J.s Princípio da Incerteza (Werner Heisenberg)
Não é possível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante, pois os próprios instrumentos de medição interferem na trajetória do elétron. x  incerteza na localização p  incerteza no momento linear ħ  h/2 = 1,054x10-34 J.s

5 A mecânica quântica Resultados experimentais com partículas podem ser explicados por padrões como as ondas. Assim, o conceito mecânico ondulatório de Erwin Schöedinger ( ) produziu outra visão do átomo, que substituiu o modelo de Bohr. Quase simultaneamente, A. Rosemberg chegou à mesma conclusão, apesar de ter trilhado caminhos diferentes. Densidade de probabilidade de encontrar o elétron em torno do núcleo. Onde é mais denso, a probabilidade é maior. Sua posição só pode ser estabelecida no momento do experimento.

6 O ÁTOMO

7 O ÁTOMO

8 PARTÍCULAS SUBATÔMICAS
Nome Símbolo Localiza-ção Carga relativa u Carga efetiva C Massa relativa Massa efetiva g Próton P Núcleo +1 + 1, 1 ~1, Nêutron N Elétron e- Eletrosfera -1 -1, 1/1836 ~9,

9 O ÁTOMO

10 O ÁTOMO

11 PARTÍCULAS SUBATÔMICAS
Nome Símbolo Localiza-ção Carga relativa u Carga efetiva C Massa relativa Massa efetiva g Próton P Núcleo +1 + 1, 1 ~1, Nêutron N Elétron e- Eletrosfera -1 -1, 1/1836 ~9,

12 Quark Murray Gell-Manm e George Zweig propuseram uma substrutura mais elementar das partículas – o Quark Podemos identificar principalmente duas variedades (sabores) de Quarks: up e down.

13 Sabor Quark Carga Anti-quark Massa up u + 2/3 u* -2/3 0,3 GeV down d
- 1/3 d* +1/3 charm c c* 1,5 GeV strange s s* 0,45 GeV top t +2/3 t* >0,45 GeV bottom b b* 4,9 GeV

14 Z=P NÚMERO ATÔMICO É a identificação de um átomo.
Corresponde ao número de prótons presentes no núcleo. Z=P OBS.: em um átomo (neutro) o n.º de prótons é igual ao n.º de elétrons.

15 NÚMERO DE MASSA É a somatória de prótons e nêutrons. A=P+N Ex: P=13
Alumínio (Al) N= Z= A= e-=13 13 27 P=11 Sódio (Na) N= Z= A= e-=11 11 23

16 MASSA ATÔMICA É a média ponderada das massas atômicas dos átomos isótopos mais abundantes na natureza. Em termos práticos, “é o mesmo” que número de massa (correspondente a massa de carbono12, a ser estudado oportunamente), porém medido em UNIDADES DE MASSA ATÔMICA (u). H = 1 u C = 12 u N = 14 u O = 16 u

17 MASSA ATÔMICA

18 MASSA MOLECULAR É a massa total de uma molécula (u), obtida pela somatória da massa dos átomos constituintes. Ex: H2O= H2SO4= 18 u 98 u

19 ELEMENTO QUÍMICO É o conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z).
H2O  3 átomos e 2 elementos CaCO3 5 átomos e 3 elementos

20 P ≠ e- ÍONS CÁTIONS (+): perdem elétrons P > e-
São átomos ou grupo de átomos com excesso de carga. P ≠ e- CÁTIONS (+): perdem elétrons P > e- ÂNIONS (-): ganham elétrons P < e-

21 ÍONS

22 ÍONS

23 ÁTOMOS ISÓTOPOS ISO = mesmo TOPOS = lugar
São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo número de prótons e semelhantes propriedades químicas. ISO = mesmo TOPOS = lugar

24 Ex:Isótopos do Hidrogênio 1H1 Hidrogênio ou Hidrogênio leve ou prótio
ÁTOMOS ISÓTOPOS Ex:Isótopos do Hidrogênio 1H1 Hidrogênio ou Hidrogênio leve ou prótio 1H2 Hidrogênio pesado ou deutério 1H3 Trítio

25 ÁTOMOS ISÓBAROS Ex: 19K40 20Ca40
São átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de massa. Ex: 19K40 20Ca40

26 ÁTOMOS ISÓTONOS Ex: 34Se79 35Br80
São átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de nêutrons. Ex: 34Se79 35Br80

27 SÉRIE ISOELÊTRONICA Ex: 7N-3 8O-2 9F-1 10Ne 11Na+1 12Mg+2
São espécies químicas (átomos ou íons) que apresentam a mesma quantidade de elétrons. Ex: 7N O F-1 10Ne Na Mg+2

28 ELETROSFERA

29 CAMADAS OU NÍVEIS

30 SUBNÍVEIS Subníveis s p d f Nº máximo de Elétrons 2 6 10 14

31 ORBITAIS s

32 ORBITAIS p

33 ORBITAIS d

34 NÚMEROS QUÂNTICOS São parâmetros matemáticos, calculados por Paul Dirac, utilizados para determinar a posição de um elétron no átomo. a) N º Quântico Principal (n): Indica a camada (energia). b) N º Quântico Azimutal (l): Indica o subnível. c) N º Quântico Magnético (m): Indica a orbital. d) N º Quântico Spin (s): Indica a rotação de elétrons.

35 NÚMEROS QUÂNTICOS Nome Associado a Número máximo de e–
Valores permitidos Número quântico principal (n) Energia, raio médio (tamanho) 2.n2 1, 2, 3, ... Número quântico azimutal ou orbital (ℓ) Módulo do momento angular do orbital (forma) 2(2ℓ + 1) 0, 1, 2, ..., n-1 Número quântico magnético (m ou mℓ) Direção do momento angular do orbital 2 0, 1, 2, …, ℓ (2ℓ+1 diferentes valores) Número quântico de spin magnético (S ou ms) Sentido de rotação do e– (estado do spin) -- ½

36 NÚMEROS QUÂNTICOS

37 NÚMEROS QUÂNTICOS n +  Elétron mais energético, é aquele
que apresenta a maior soma: n +  6 s 4 f 6 + = 6 4 + 3 = 7

38 NÚMEROS QUÂNTICOS 5 s 4 s 5 + = 5 4 + = 4
= 5 4 + = 4 Se dois elétrons apresentarem a mesma soma, terá mais energia aquele que apresentar o maior n. 5 s 4 p 5 + = 5 4 + 1 = 5

39 PRÍNCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais. Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos. Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado. Um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos). Wolfgang Pauli ( )

40 REGRA DE HUND Ao 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. Friedrich Hermann Hund ( )

41 ELÉTRON DE DIFERENCIAÇÃO
Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estudadas.

42 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Diagrama de Linus Pauling

43 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

44 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
K L M N O P Q (1) (2) (3) (4) (5) (6) (7) 1 s2 2e 2 s2 2 p6 8e 3 s2 3 p6 3 d10 18e 4 s2 4 p6 4 d10 4 f14 32e 32e 5 s2 5 p6 5 d10 5 f14 6 s2 6 p6 6 d10 18e p6 7 7 s2 2/8e

45 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Hf (Z=72) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 Ordem Energética. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d2 6s2 2e 2e 8e 18e 32e 10e Ordem Geométrica.

46 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Hf (Z=72) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 Ordem Energética. Xe (Z=54) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 Hf (Z=72) [Xe] 6s2 4f14 5d2 Cerne do Gás Nobre.

47 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
1 26Fe(26e-) s2 2 p6 2 s2 3 p6 3 s2 4 d6 3 K L M N M 26Fe2+(24e-) s2 1 s2 2 p6 2 s2 3 p6 3 d6 3 26Fe3+(23e-) s2 1 s2 2 p6 2 s2 3 p6 3 d5 3

48 REFÊRENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Atkins, Peter & Jones, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. trad. Ignez Caracelli ...[et al.] . Porto Alegre, Bookman, 2001. Brown, T.L., Le May, H.E.Jr e Bursten, B.E. Química, ciência central. Rio de Janeiro, LTC, 1999. Feltre, Ricardo e Yoshinaga, Setsuo. Físico – Química, vol. 2. São Paulo, Moderna, 1974. Fonseca, Martha R. M. da. Completamente Química, vol. 1. São Paulo, FTD, 2001. Kotz, John C. e Treichel Jr, Paul. Química e Reações Químicas. Rio de Janeiro, LTC, 1998. Mahan, Bruce M.e Myers, Rollie J. Química, um curso universitário. São Paulo, Edgard Blücher, 1995. Masterton, William L., Slowinski, Emil J. e Stanitski, Conrad L. Princípios de Química. Rio de Janeiro, LTC, 1990. O’Connor, Rod. Introdução à Química. Trad. Elia Tfouni ... [et al]. São Paulo, Harper & Row do Brasil, 1977. Russel, John Blair. Química Geral, tradução Márcia Guekezian... São Paulo, Makron Books, 1994. Ziani Suarez, Paulo Anselmo e Mindim, Kleber Carlos. Química Geral. Brasília, Editora UnB, 2003