estrutura atômica

ESTRUTURA ATÔMICA
Modelos Atômicos
1.Modelo atômico de Dalton
2.Modelo atômico de Thomson
3.Modelo atômico de Rutherford
4.Modelo atômico de Rutherford-Bohr
5.Modelo atômico atual
MODELOS ATÔMICOS
1808 - Dalton
Primeiro modelo atômico com base
experimental. O átomo é uma
partícula maciça e indivisível. O
modelo vingou até 1897.
MODELO DE BOLA DE BILHAR
A teoria de John Dalton foi baseada no seguinte
modelo:
1 - Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os
átomos;
2 - Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não
podem ser criados nem destruídos;
3 - Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os
átomos de um dado elemento são idênticos em todos os
aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes
propriedades;
4 - As transformações químicas consistem em uma combinação,
separação ou rearranjo de átomos;
5 - Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais
elementos em uma razão fixa.
MODELO ATÔMICO DE THOMSON
Thompson (1898)
1. Pudim de passas.
2. Átomo maciço.
3. Carga elétrica
Negativa.
Em uma ampola, William Crookes submeteu um gás a uma
pressão ambiente e a uma alta tensão. Quando os elétrons
saem do cátodo, colidem com moléculas do gás, ocorrendo a
sua ionização e liberação de luz, que ilumina toda a ampola.
A partir desses experimentos, J.J.Thomsom observou que
esse fenômeno é independente do gás e do metal utilizado
no eletrodo. Concluiu que os raios catódicos podem ser
gerados a partir de qualquer elemento.
A partir dessa conclusão, Thomson pôde, posteriormente,
descobrir a existência do elétron.
A Descoberta do Próton
Em 1886, Goldstein obteve os raios canais, que se propagam em
sentido oposto ao dos raios catódicos. Experiências posteriores
mostram que:
Os raios canais são constituídos por partículas positivas
denominadas prótons;
Modelo Atômico de Rutherford
(1911)
Durante a realização da experiência, Rutherford
observou que:
a)
a maioria das partículas α atravessaram a
folha de ouro sem sofrer desvios e sem alterar a
superfície da folha de ouro.
b)
algumas partículas α sofreram desvios ao
atravessar a folha de ouro.
c) muito poucas partículas α não atravessaram a
folha de ouro e voltaram.
O modelo atômico de Rutherford
Em função dos resultados obtidos, Rutherford concluiu
que:
1- O átomo é descontínuo, ou seja, predominam
grandes espaços vazios denominados eletrosfera onde
estariam localizados os elétrons.
2- O átomo é constituído por uma pequena região
maciça, denominada de núcleo, onde estaria
concentrada a massa do átomo.
3- O núcleo do átomo é positivo.
4- O raio de átomo de ouro é da ordem de 10 mil a 100
mil vezes maior do que o seu próprio núcleo.
ÁTOMO
MODELO CLÁSSICO
Conceitos Fundamentais
Número Atômico ( Z )
É o número de prótons do núcleo de um
átomo.
Número que identifica o átomo.
E
Z
Número de Massa ( A )
É a soma do número de prótons ( Z ) e do
número de nêutrons ( N ) existentes no núcleo
de uma átomo
A=Z+N
A
E
Isótopos, Isóbaros e Isótonos
Isótopos : são átomos que apresentam
o mesmo número atômico
e diferentes números de massas.
1
H
1
prótio
2
H
1 deutério
3
H
1
trítio
Isótonos : são átomos que apresentam
diferentes números atômicos, diferentes
números de massa, e o mesmo número de
nêutrons
37
Cl
17
40
Ca
20
Isótonos : são átomos que apresentam
diferentes números atômicos, diferentes
números de massa, e o mesmo número de
nêutrons
37
Cl
17
40
Ca
20
Isóbaros : são átomos que apresentam
diferentes
números atômicos
e mesmo número de massa.
40
K
19
40
Ca
20
Elemento Químico
Elemento químico é o conjunto de
átomos que apresentam o mesmo número
átômico ( Z ).
Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo,
chamado cátion.
Elemento Químico
Elemento químico é o conjunto de
átomos que apresentam o mesmo número
átômico ( Z ).
Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo,
chamado cátion.
Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon
negativo,
chamado ânion.
MODELO ATÔMICO DE
NIELS BOHR ( 1913 )
Niels Bohr formulou uma
teoria (1913) sobre o
movimento dos elétrons,
fundamentado na Teoria
Quântica da Radiação (1900)
de Max Planck.
Teoria Quântica
De acordo com Max Planck (1900), quando uma
partícula passa de uma situação de maior para outra
de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida
ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de
quanta (quantum é o singular de quanta).
O quantum é o pacote fundamental de energia e é
indivisível. Cada tipo de energia tem o seu quantum.
A Teoria Quântica permitiu a identificação dos
elétrons de um determinado átomo, surgindo
assim os "números quânticos".
POSTULADOS DE BÖHR
A energia radiada não é emitida ou absorvida de
maneira contínua, somente quando um elétron passa de
uma órbita estacionária para outra diferente ( salto
quântico ).
Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas
circulares e bem definidas (fixas) que são as órbitas
estacionárias. Mais tarde, seriam as chamadas
"camadas eletrônicas" (K,L,M,N,O,P e Q).
Ao passar de um estado estacionário para outro, um
elétron absorve uma radiação bem definida, que é o
quantum, dado pela relação E = h.v , onde v é a
freqüência e h é a constante de Planck.
Os elétrons saltam de um nível para outro
mais externo, absorvendo uma quantidade de
energia definida (quantum de energia)
Ao retornar ao nível mais interno, o
elétron emite um quantum de energia, na
forma de luz de cor bem definida.
Camadas eletrônicas
Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis
de energia
camada
núcleo
K
L
M
N
O
P
Q
1
2
3
4
5
6
7
nível
Número máximo de elétrons nas
camadas ou níveis de energia
K
2
L
8
M N O P
18 32 32 18
Q
2
Modelo Atômico de Sommerfeld - Os elétrons de um mesmo
nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e
elípticas) a que denominou de subníveis, que podem ser de
quatro tipos: s , p , d , f .
Subníveis de energia
As camadas ou níveis de energia são formados de
subcamadas ou subníveis de energia, designados
pelas letras s, p, d, f.
Subnível
Número
máximo
de
elétrons
s
p
d
f
2
6
10
14
Princípio de Incerteza de Heisenberg
Impossível determinar com precisão a posição e a velocidade
de um elétron num mesmo instante.
Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie
O elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se
como matéria e energia sendo uma partícula-onda.
Erwin Schröndinger
Orbital é a região onde é mais provável encontrar um elétron.
Sommerfeld ( 1916 )
Órbitas elípticas.
Admite que em uma camada eletrônica havia uma órbita
circular e órbitas elípticas, onde n é o número de camada.
Introdução dos subníveis de energia.
Broglie (Dualidade)
A todo elétron em movimento está associada
uma onda característica. O elétron apresenta a
natureza de uma partícula-onda
Heisenberg (Incerteza)
Não é possível determinar a velocidade e
posição do elétron simultaneamente.
NÚMEROS QUÂNTICOS
1 - Número quântico principal (n)
localiza o elétron em seu nível de energia.
Nível
Camada
1
2
3
4
5
6
7
K
L
M
N
O
P
Q
2 - Número quântico secundário (l)
Localiza o elétron no seu subnível de
energia e dá o formato do orbital.
valor
de "l"
subnív
el
0
1
2
3
4
5
6
s
p
d
f
g
h
i
3 - Número quântico magnético (m)
Localiza o elétron no orbital e dá a orientação
espacial dos orbitais.
O número quântico magnético pode assumir valores
que vão desde - l até + l, passando pelo zero.
subnível
valores de M
n° orbitais
0
s
0
1
1
p
-1, 0, +1
3
2
d
5
3
f
-2,-1,0,+1,+2
-3,-2,1,0,+1,+2,+3
Valores de l
7
4- Número quântico de Spin (S):
Relacionado com o movimento de rotação
do elétron em um orbital.
S = -1/2 e +1/2
Princípio da Exclusão de Pauli
Em um mesmo átomo,
não pode haver dois elétrons
com os quatro números quânticos iguais.
Cada orbital só pode ser ocupado, no máximo, por dois elétrons com spins
Cada
orbital só pode ser ocupado, no máximo, por dois
contrários.
elétrons com spins contrários.
Regra de Hund
Os elétrons distribuem-se nos orbitais disponíveis de um
subnível, segundo a ordem crescente de energia.
Os elétrons tendem a ocupar primeiramente orbitais vazios de um
mesmo subnível para posterior preenchimento total do orbital.
IMPORTANTE
Princípio da exclusão de Pauli
Em um orbital, podem existir no máximo dois elétrons
que devem ter spins contrários.
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.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Camad
Nível
a
1º
K
2º
L
3º
M
4º
N
5º
O
6º
P
7º
Q
Nº máximo
de elétrons
2
8
18
32
32
18
8
Subníveis
conhecidos
1s
2s e 2p
3s, 3p e 3d
4s, 4p, 4d e 4f
5s, 5p, 5d e 5f
6s, 6p e 6d
7s
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
IMPORTANTE
Subnível mais energético – é o último subnível
escrito, seguindo o diagrama de Linus Pauling.
Camada de valência – corresponde á última
camada com elétrons de um átomo.
Elétron diferencial – é o último elétron a entrar
no subnível mais energético.
Teoria da Mecânica Ondulatória
Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma
teoria chamada de "Teoria da Mecânica
Ondulatória" que determinou o conceito de
"orbital" .
Orbital é a região do espaço ao redor do
núcleo onde existe a máxima probabilidade de
se encontrar o elétron.
s
p
d
f
ELETROSFERA
Eletrosfera
Camadas ou níveis energéticos
Subníveis
Orbitais
NÚMEROS QUÂNTICOS
Os estados energéticos dos elétrons
Nº Quântico Simbologia Indicação
Principal
n
Azimutal
(secundário)
l
Variação prática (real)
1 2 3 4 5 6 7
Nível
(K) (L) (M) (N) (O) (P) (Q)
0 1 2 3
Subnível
(s) (p) (d) (f)
0
s2
Magnético
m
Orientação
espacial do
orbital
p
6
-1 0 +1
d
10
-2
-2-1
-1 00 +1
+1 +2
f
S pi n
S
Rotação do
elétron
14
-3 -2 -1
-1 0 +1
+1 +2
+2 +3
+1
2
–1
2
A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
DIAGRAMA DE LINUS CARL PAULING