MODELOS ATÔMICOS.

Apresentação em tema: "MODELOS ATÔMICOS."— Transcrição da apresentação:

1 MODELOS ATÔMICOS

2 MODELO ATÔMICO FILOSÓFICO – 400 A.C
Demócrito ( a.C.) e seu discípulo Leucipo propuseram uma teoria que se referia á natureza da matéria. Para eles a matéria não poderia ser dividida infinitamente, ou seja, qualquer material poderia ser repartido em partes menores até atingir um limite. ÁTOMO

3 Água Ar Fogo Terra REJEIÇÃO DE ARISTÓTELES
Modelo de Demócrito foi rejeitado por um dos maiores filósofos de todos os tempos – Aristóteles. Aristóteles acreditava que a matéria era contínua e composta por quatro elementos: Água Ar Aristóteles (384 a.C a.C.) Terra Fogo O Modelo de Demócrito permaneceu na sombra durante mais de 20 séculos...

4 LEI DE LAVOISIER - CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
Em uma reação química (transformação química) que ocorre em ambiente fechado, a massa total dos reagentes é igual a massa total dos produtos

5 LEI DE PROUST – PROPORÇÕES CONSTANTES
A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma substância é sempre constante e independe do processo químico pelo qual a substância é obtida

6 Segundo Dalton: MODELO ATÔMICO DE DALTON - 1808
O químico inglês John Dalton, que viveu entre 1766 a 1825, afirmava que o átomo era a partícula elementar, a menor partícula que constituía a matéria. Em 1808, Dalton apresentou seu modelo atômico. Segundo Dalton: ● A matéria é constituída de átomos, que são partículas indivisíveis e indestrutíveis. ● Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre si. ● As substâncias são formadas pela combinação de diferentes átomos na razão de números pequenos. ● Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e de massa invariável. ● Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados.

7 Realizei diversas experiências com as ampolas de Crookes (Ampola inventada pelo cientista W. Crookes que contém um gás ou ar à baixa pressão. Quando é submetida a uma corrente elétrica, observa-se a produção de raios luminosos que saem da extremidade do pólo (-) e caminham para o pólo (+). Tais raios foram chamado de catódicos). A análise dos resultados me levou a concluir que: Os raios catódicos são Constituídos de cargas elétricas Negativas, transportadas por partículas de matérias. Essas partículas foram chamadas de elétrons. E, posteriormente, foi descoberto que os elétrons têm massa 1840 vezes menor que a massa próton. Tais partículas são todas idênticas e estão presentes em todos os átomos de qualquer elemento químico. J. J.Thomson

8 Modelo atômico de Thomson
MODELO DE THOMSON Por seu trabalho na determinação das propriedades do elétron, o físico inglês Joseph John Thomson ( ) recebeu o Prêmio Nobel de física em 1906. Modelo atômico de Thomson Elétrons Massa de carga positiva Para Thomson, o átomo seria uma esfera de carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons de carga negativa. Esse modelo ficou conhecido como Pudim de Passas ou Bolo de Ameixa.

9 EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Bloco de chumbo Feixe de partículas α Placa circular recoberta com material fluorescente Fragmento de Polônio A maior parte da massa do átomo se encontra em uma pequena região central, dotada de carga positiva. O átomo não é maciço, apresentando mais espaço vazio do que preenchido. Na região ao redor do núcleo (eletrosfera) estão os elétrons, muito mais leves que os prótons. Lâmina de ouro

10 MODELO DE RUTHERFORD - 1911 O átomo tem duas regiões:
Núcleo: região central constituída por partículas carregadas positivamente, chamadas de prótons, e por partículas denominadas nêutrons, que dariam estabilidade ao acúmulo de cargas positivas; Eletrosfera: região ao redor da central constituída por partículas negativas, denominadas elétrons.

11 A = Z + N CONCEITOS IMPORTANTES:
Número atômico (Z) – é o número de prótons presentes no núcleo de um átomo. Número de massa (A) – é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) presentes no núcleo do átomo. O número de massa pode ser expresso matematicamente da seguinte maneira: A = Z + N

12 6C12 REPRESENTAÇÃO QUÍMICA
Convencionalmente, ao representar um átomo, o número atômico vem na parte inferior esquerda e a massa na parte superior à direita ou esquerda. Número de Massa 6C12 Número Atômico

13 ÍONS Quando um átomo possui prótons e elétrons em igual número este átomo é eletricamente neutro. Quando um átomo perde ou ganha elétrons, ele deixa de ser eletricamente neutro e se transforma em um íon. Se um átomo ganha elétrons, fica com excesso de carga negativa, ou seja, se transforma em um Íon Ânion. Se um átomo perde elétrons, fica com falta de carga negativa, ou seja, se transforma, se transforma em um Íon Cátion. Cl 37 17 Cl- 37 17 Al 27 13 Al3+ 27 13 20 nêutrons 17 prótons 20 nêutrons 17 prótons 14 nêutrons 13 prótons 14 nêutrons 13 prótons 18 elétrons 17 elétrons 10 elétrons 13 elétrons

14 Isóbaros Isótopos Isótonos Isoeletrônicos
20 10 B 20 9 Quando dois ou mais átomos possuem o mesmo número de massa e diferentes números de prótons e nêutrons chamamos estes átomos de ISÓBAROS. Isótopos C 12 6 D 13 6 Isótonos Quando dois ou mais átomos possuem o mesmo número de prótons e diferentes números de massa e nêutrons chamamos estes átomos deISÓTOPOS. Isoeletrônicos

15 E 39 19 F 40 20 20N 20N Quando dois ou mais átomos possuem o mesmo número de nêutrons e diferentes números de prótons e massa chamamos estes átomos de ISÓTONOS. G- 19 9 H3+ 27 13 9 + 1 = 10 elétrons = 10 elétrons Quando átomo de elementos químicos diferentes possuem o mesmo número de elétrons são chamados de ISOELETRÔNICOS.

16 Niels Bohr trabalhou com Thomson, e posteriormente com Rutherford.
Tendo continuado o trabalho destes dois físicos, aperfeiçoou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford. Niels Bohr ( )

17 MODELO ATÔMICO DE BOHR - 1913
1º POSTULADO: A eletrosfera do átomo está dividida em regiões denominadas níveis ou camadas, onde os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias, de modo a ter uma energia constante, ou seja, sem emitirem nem absorverem energia.

18 MODELO ATÔMICO DE BOHR - 1913
2º POSTULADO: Fornecendo energia (quantum) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo (mais energéticos). Ao voltarem ás suas órbitas originais, devolvem a energia absorvida em forma de ondas eletromagnéticas.

19 Órbitas de Bohr para o átomo de hidrogênio
Segundo postulado de Bohr. Um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia. O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia. A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons saltando da terceira órbita para a segunda órbita

20 A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quarta para a segunda órbita. A linha azul no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quinta para a segunda órbita A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é causada por elétrons saltando da sexta para a segunda órbita.

21 MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD – (1916)
Sommerfeld aperfeiçoou o modelo de BOHR, incluindo órbitas elípticas para o elétron, que teriam energias diferentes graças ao tipo de órbita descrita. Os elétrons distribuem-se na eletrosfera em níveis e subníveis. Na prática para um determinado nível de energia apenas 4 subníveis são ocupados por elétrons: s(sharp) p(principal) d(diffuse) f(fundamental) a ordem crescente de energia dos seus subníveis e o número máximo de elétrons estabelecidas por experiências é: s=2; p=6; d=10; f=14

22 Modelo Atômico de Sommerfeld (1916)
+ 2e- 6e- 10e- 14e- s L M N n=1 n=2 n=3 n=4 K p d f

23 Distribuição Eletrônica
Diagrama de Pauling Camadas K L M N O P Q Nº de e- 2 8 18 32 Níveis 1 2 3 4 5 6 7 Subníveis 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 4f14 6s2 6p6 6d10 7s2 7p6

24 Distribuição Eletrônica
Pra fazermos a distribuição eletrônica de um átomo devemos conhecer o seu número de elétrons e assim distribuí-los em ordem crescente de energia Átomos Neutros Íons 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 28Ni 20Ca2+

25 Modelo Atual: Orbitais
(1924) Princípio da Dualidade ou de BROGLIE: a todo elétron em movimento está associada uma onda característica. Assim o elétron obedeceria às leis dos fenômenos ondulatórios (como Luz e Som), tendo um comportamento: PARTÍCULA – Provado Por Einstein ONDA – Provado por Maxwell (1926) Princípio da Incerteza ou de HEISENBERG: Não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron, em um determinado instante.

26 Modelo Atual: Orbitais
(1926) Schrödinger Devida a impossibilidade de determinar a posição dos elétrons ele criou a idéia do: ORBITAL que é a região do espaço em torno do núcleo em que há a maior probabilidade de se encontrar o elétron. orbital s (esférico) orbitais p (forma de halteres)

27 Números Quânticos Schrödinger propôs que cada elétron em um átomo tem um conjunto de 4 números quânticos capazes de calcular a energia e a forma dos orbitais eletrônico, dos quais veremos dois: Número Quântico Principal(n): indica o nível eletrônico de um dado elétron. O qual assume os valores inteiros: n = 1, 2 , 3 , 4 , 5 , 6 , 7 ,.... K, L , M , N , O, P, Q ,... Número Quântico Secundário(ℓ): indica o subnível eletrônico de determinado elétron. O qual assume os valores inteiros: Subnível s p d f Nº Quântico Secundário 1 2 3