MODELOS ATÔMICOS Prof.: Renê Machado

MODELO ATÔMICO DE DALTON Em 1808, o cientista inglês John Dalton, com base nas Leis Ponderais (Lavoisier, Proust) das reações químicas, pôde desenvolver uma teoria sobre a estrutura da matéria.

Segundo Dalton:   a) Toda matéria é constituída de minúsculas partículas denominadas átomos. b) O átomo é uma partícula esférica, maciça e indivisível. c) Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos na massa e nas demais propriedades, enquanto que átomos de elementos diferentes possuem massas e propriedades diferentes. d) As substâncias são formadas pela união de átomos dos elementos químicos, em proporções numéricas simples.

MODELO ATÔMICO DE THOMSON No final do século XIX, Thomson propôs o seu modelo para o átomo, no qual cargas negativas (os elétrons) estariam distribuídas (incrustadas) numa esfera de carga positiva, mas de tal forma que o átomo seria eletricamente neutro, devido à igualdade existente entre as cargas positivas e negativas. O átomo de Thomson é conhecido como "pudim com passas" onde as passas representam os elétrons, que podem facilmente ser removidos, tornando-se o átomo eletricamente carregado (íon).

Esfera pastosa carregada posivitamente Modelo Atômico de Thomson, um sistema que apresenta cargas positivas e negativas em igual número. Esfera pastosa carregada posivitamente

MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD Em 1911, o cientista neozelandês Ernest Rutherford, tomando como base a descoberta da radioatividade, realizou uma experiência que permitiu a descoberta do NÚCLEO do átomo. Elemento radioativo é todo elemento cujos átomos emitem partículas de si, espontaneamente. Uma das radiações ou partículas emitidas por esses elementos são conhecidas como partículas alfa. Estas possuem carga +2 e massa 4, sendo semelhantes aos núcleos dos átomos de He. Como elementos radioativos podemos citar o "U", "Ra", "Po", etc. ,

Veja a seguir a experiência de Rutherford: Utilizou-se do polônio que é um elemento radioativo, colocando-o no interior de um bloco de chumbo contendo um orifício, através do qual eram emitidas partículas alfa, partículas estas carregadas positivamente. Em frente a este orifício foi colocada uma lâmina muito fina de ouro. Logo após a lâmina de ouro, foi adaptado um anteparo recoberto de sulfeto de zinco (ZnS) que é um material fluorescente.

Neste bombardeamento da lâmina de ouro pelas partículas alfa e para espanto de Rutherford, observou-se que:   a) Algumas partículas alfa sofriam um retrocesso ao colidirem na lâmina de ouro. b) Outras partículas alfa atravessavam a lâmina de ouro, desviando-se de sua trajetória. b)A maioria das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro em linha reta, sem sofrer desvio.

Com esta experiência, Rutherford chegou à seguinte conclusão: O átomo possui em seu centro um NÚCLEO maciço, carregado POSITIVAMENTE e muito pequeno. Ao redor do núcleo existe uma região não maciça e bastante volumosa em relação ao núcleo, a eletrosfera, onde devem girar os elétrons (cargas negativas) que neutralizam a carga positiva do núcleo. Assim, o átomo é um sistema eletricamente neutro. A massa do átomo está praticamente concentrada no núcleo. Segundo Rutherford, o átomo não é, pois, maciço e nem indivisível, como afirmava Dalton. Fazendo-se uma analogia, imagine uma bola de pingue-pongue no centro do Estádio Maracanã. A bola seria o núcleo e o estádio seria o átomo. O diâmetro do átomo é cerca de 10.000 a 100.000 vezes maior que o seu núcleo.

O modelo atômico de Rutherford pode ser comparado ao sistema solar, onde o Sol se identifica com o núcleo e os elétrons, com os planetas, descrevendo órbitas circulares ao redor do Sol. Hoje sabemos que os planetas descrevem órbitas elípticas em tomo do Sol. A grande falha no modelo atômico de Rutherford foi afirmar que os elétrons giram ao redor do núcleo, em órbitas circulares.

MODELO ATÔMICO DE BOHR Em 1913 Niels Bohr propôs o modelo atualmente aceito, que se baseou no fato do elemento químico quando submetido ao aquecimento absorver uma certa quantidade de energia e, em seguida, emiti essa certa quantidade de energia na forma de luz. Estudando com maior profundidade esse fato, Bohr conclui que os elétrons estavam em órbitas bem definidas e, saltavam para uma órbita mais afastada (mais energética) do núcleo de foram descontínua, ao receber energia. Então, o elétron pode permanecer apenas nessas órbitas de diâmetro bem definidos, não podendo permanecer entre duas órbitas. As orbitais, Bohr denominou de camadas eletrônicas ou níveis de energia.

Foi atribuído a cada uma dessas órbitas um valor n, onde n é um número inteiro maior ou igual a 1. Os átomos conhecidos atualmente tem seus elétrons ocupando as camadas de 1 até 7. As camadas também são representadas pelas letras de K até Q conforme se afastam do núcleo. Obs. O número n é chamado de número quântico principal. letra K L M N O P Q n 1 2 3 4 5 6 7

Postulado de Bohr   Os elétrons se movimentam numa camada eletrônica sem perder nem ganhar energia.   Os elétrons de um átomo tendem a ocupar as camadas eletrônicas mais próximas do núcleo, isto é, apresentarem menor quantidade de energia (estado fundamental).   Quando um átomo recebe energia o elétron pode saltar para uma camada mais externa, nessas condições o átomo se torna instável, e dizemos que se encontra em um estado excitado.   Os elétrons de um átomo excitado tendem a voltar para sua camada de origem, mas para isso, necessitam liberar a energia absorvida. Ao passar para uma camada mais externa o elétron absorve energia ( térmica ou elétrica ) e ao retornar a uma camada mais interna emite energia na forma de ondas eletromagnéticas (luz).

Número máximo de elétrons em cada nível ou camada eletrônica.    Teórico ( equação de Rydberg : x = 2n2 ) K L M N O P Q 2 8 18 32 50 72 98  Experimental K L M N O P Q 2 8 18 32

MODELO ATÔMICO ORBITAL - ATUAL Princípio da incerteza ( 1927- Werner Heisenberg) Ao incidir sobre o elétron um pequena quantidade de luz com a finalidade de localiza-lo, essa própria luz altera a posição e a velocidade do elétron se tornando impossível determinar, com exatidão, a localização e a velocidade de um elétron.

Princípio do orbital Como é impossível determinar sua posição, devemos considerar uma região onde a probabilidade de encontrar o elétron é máxima, denominamos essa região de orbital.   Orbital  é uma região do espaço onde a probabilidade de se encontrar o elétron é máxima.  Representação didática do orbital ou

Princípio da exclusão de Pauli Princípio da exclusão de Pauli   Como dois elétrons só podem permanecer próximos se possuírem spins opostos podemos enunciar que: Em um mesmo orbital podem permanecer no máximo dois elétrons, desde que possuam spins opostos.   correto incorreto

Spin (giro do elétron ao redor do próprio eixo) Spin (giro do elétron ao redor do próprio eixo) Os elétrons podem girar em torno de si mesmo de duas maneiras diferentes: no sentido horário e no sentido anti-horário:   Representação didática do elétron e do seu spin   Giro em um dos sentidos   Giro no sentido oposto

Energia dos níveis e subníveis Níveis Energéticos: Os níveis são representados por números (1,2,3,4,5,6 e 7) e equivalem às camadas eletrônicas (K,L,M,N,O,P e Q). Esses níveis correspondem às sete camadas do modelo de Rutherford-Bohr.Atualmente eles são identificados pelo chamando número quântico principal (n). Em cada uma destas camadas encontramos um número máximo de elétrons. K L M N O P Q camada 1 2 3 4 5 6 7 8 18 32 Nº quântico (n) Nº máximo de elétrons(prático)

Subníveis: De acordo com o número de elétrons no átomo podemos encontrar até 4 elétrons numa camada.Atualmente, eles são identificados pelo chamado número quântico secundário ( l ). Os subníveis são denominados pelas letras minúsculas s,p,d,f. Como nas camadas, cada subnível tem um número máximo de elétrons s p d f Subnível Nº quântico secundário ( l ) 1 2 3 6 10 14 Nº máximo de elétrons

Diagrama de Linus Pauling   s p d f K 1s2 2 L 2s2 2p6 8 M 3s2 3p6 3d10 18 N 4s2 4p6 4d10 4f14 32 O 5s2 5p6 5d10 5f14 P 6s2 6p6 6d10 Q 7s2 7p6 6 10 14

Ordem Crescente de Energia nos Subníveis (Distribuição ou configuração eletrônica) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 Exemplos.: Arsênico(As): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 Titânio(Ti): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 – Distribuição Eletrônica (subníveis) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 Distribuição Geométrica K=2 L=8 M=10 N=2

Distribuição Eletrônica pelo Gás Nobre Precedente 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 10Ne 16S:|Ne|3s2 3p4

Casos Especiais da Distribuição Eletrônica 1ª: Quando a distribuição acaba com nd4 e nd9 –sendo n= a camada Quando o subnível mais energético terminar com nd4 ou nd9,você deverá retirar um elétron do subnível mais externo e colocá-lo no subnível mais energético, fazendo com que ela fique com nd5 ou nd10. Subnível mais energético: Sempre o último da distribuição eletrônica. 8O: 1s2 2s2 2p4 Subnível mais energético Subnível mais Externo: É o último subnível da distribuição geométrica. 8O: 1s2 2s2 2p4 Subnível mais Externo

Ex2.: 24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 + energético + externo 24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Real

2º:Nos Íons: Os elétrons podem ser adicionados ou retirados do subnível mais externo. Nos Cátions. 30Zn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 Certo Zn+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d10 Certo Zn+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 Nos Ânions. 34Se: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 Se-2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

Números Quânticos São quatro números que localizam e identificam um determinado elétron. Elétron Diferenciador: É o elétron que identifica o elemento químico. É o último elétron da distribuição eletrônica.

1º-Número Quântico principal(n) Indica a camada em que o elétron está localizado.Varia de 1 a 7. Ex.: 3p4-então, n=3 5d10-então, n=5 2º-Número Quântico Secundário( l ) Indica o subnível onde o elétron está localizado.Varia de 1 a 3. Ex.: 3p4-então, l =1 5d10-então, l =2

3º-Número Quântico Magnético(m) Indica o orbital onde está localizado o elétron. É possível se encontrar no máximo dois elétrons num mesmo orbital, com sentido contrário de rotação(spins).Varia de –L a +L. Subnível “s” Subnível “p” -1 0 +1 Subnível “f” Subnível “d” -3 -2 -1 +1 +2 +3 -2 -1 +1 +2

Ex.: 3p4-então, m= -1   -1 0 +1  5d10-então, m= +2 -2 -1 0 +1 +2

4º-Número Quântico Magnético Spin (ms ou s) Indica o sentido de rotação do elétron. Por convenção usa-se: Elétron para cima ()- ms= -1/2 Elétron para baixo ()- ms= +1/2 Ex.:3p4    R.: ms= +1/2 -1 0 +1  Ex2: 5d10 -2 -1 0 +1 +2 R.: ms= +1/2

Classificação dos Orbitais Orbital Vazio  Incompleto ou com um elétron desemparelhado  Completo ou com elétrons emparelhados