Slide 1 - Alfa Umuarama

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.
OBSERVAÇÕES DE THOMSON
• Na ausência de campo magnético ou elétrico os raios
catódicos avançam em linha reta;
•O fenômeno da emissão da luz é independente do gás e
do metal utilizado no eletrodo;
• Os raios catódicos eram atraídos para a placa positiva
do capacitor.
A partir dessa conclusão, Thomson pôde,
posteriormente, descobrir a existência do
elétron.
OBSERVAÇÕES DE THOMSON
• Os raios catódicos, quando incidem sobre um anteparo,
produzem uma sombra na parede oposta do tubo,
permitindo concluir que se propagam em linha reta.
OBSERVAÇÕES DE THOMSON
• Os raios catódicos movimentam um molinete ou
catavento de mica, permitindo concluir que são dotados
de massa.
OBSERVAÇÕES DE THOMSON
• Os raios catódicos são desviados por um campo de
carga elétrica positiva, permitindo concluir que são
dotados de carga elétrica negativa
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;
A Descoberta do Nêutron
(Chadwick)
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
atravessaram a folha de ouro e voltaram.
não
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.
ATOMÍSTICA EXPERIMENTAL
MODELO DE DALTON
MODELO DE THOMSON
MODELO DE RUTHERFOD
Deficiências do modelo atômico proposto por Rutherford
De acordo com a teoria desenvolvida por Maxwell ,
partículas dotadas de aceleração deveriam emitir
energia. Esta emissão implica a perda de energia e,
assim, ao invés dos elétrons ficarem em órbitas
estáveis, eles aproximariam do núcleo em movimento
espiral e o átomo “desmontaria”.
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".
DIFRAÇÃO
Espectro contínuo
Espectro descontínuo ou
atômico
Raia ou banda do espectro
Assim como as impressões digitais identificam
uma pessoa, o espectro de um elemento químico
identifica esse elemento.
POSTULADOS DE BÖHR
• Os elétrons se movem ao redor do núcleo em
um número limitado de órbitas bem definidas –
órbitas estacionárias - "camadas eletrônicas"
(K,L,M,N,O,P e Q).
•Em órbita estacionária o elétron não emite nem
absorve energia;
•Ao saltar de uma órbita estacionária para outra,
o elétron emite ou absorve uma quantidade de
energia – 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.
COBRE
SÓDIO
CÁLCIO
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
(EQUAÇÃO DE RYDBERG)
e= 2.n2
CAMA
DAS
ELÉT
RONS
K
L
M
N
O
P
Q
2
8
18
32
50
72
98
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
1a fase UTFPR
Um dos grandes mistérios que a natureza propiciava à
espécie humana era a luz. Durante dezenas de milhares
de anos a nossa espécie só pode contar com este ente
misterioso por meio de fogueiras, queima de óleo em
lamparinas, gordura animal, algumas resinas vegetais
etc. Somente a partir da revolução industrial é que se
pode contar com produtos como querosene, terebintina
e outras substâncias. Mas, mesmo assim, a natureza da
luz permanecia um grande mistério, ou seja qual
fenômeno físico ou químico gera luz. Somente a partir
das primeiras décadas do século XX é que Ernest
Rutherford e Niels Bohr propuseram uma explicação
razoável sobre a emissão luminosa. Com base no texto,
qual alternativa expõe o postulado de Bohr que
esclarece a emissão luminosa?
A) Ao receber uma quantidade bem definida de energia, um
elétron “salta” de um nível mais externo para um nível
mais interno.
B) Um elétron que ocupe um nível mais externo “pula”
para nível mais interno, liberando uma quantidade bem
definida de energia .
C) Quanto mais próximo do núcleo estiver um elétron mais
energia ele pode emitir na forma de luz; quanto mais
distante do núcleo estiver um elétron menos energia ele
pode emitir.
D) Ao se mover em um nível de energia definida, um
elétron libera energia na forma de luz visível.
E) Os elétrons movem-se em níveis bem definidos de
energia , que são denominados níveis estacionários.
B
Fuvest-SP
O físico dinamarquês Niels Bohr(1885-1962) enunciou,
em 1913, um modelo atômico que relacionou a
quantidade de energia dos elétrons com sua localização
na eletrosfera. Em relação às transições eletrônicas,
um elétron, ao absorver energia, pode sofrer a seguinte
transição:
a) Da órbita N para órbita M.
b) Da órbita P para órbita O.
c) Da órbita L para órbita K.
d) Da órbita O para órbita P.
e) Da órbita M para órbita L.
D
(UFSC)A luz emitida nos luminosos a base de gás neônio, são
originadas em tubos de baixa pressão com descarga elétrica de alta
voltagem. Os chineses, desde o século X, utilizavam efeitos
 Ne 
luminosos pela queima de fogos de artifício.
Assinale a(s) proposição(ões) VERDADEIRA(S):
20
10
Assinale a(s) proposição(ões) VERDADEIRA(S):
01. A ionização do átomo de neônio acontece com a perda
de elétrons do subnível “2p”.
02. A luz emitida tanto pelo gás neônio, quanto pelos
fogos de artifício pode ser explicada através do salto dos
elétrons para níveis mais energéticos. Esta luz será
liberada quando da volta do elétron à sua camada de
origem.
04. A luz emitida pelo gás neônio ocorre pela reação
química entre todos os átomos presentes no tubo.
08. O neônio é um gás nobre com a seguinte configuração
eletrônica: 1s2 2s2 2p6.
02
(Fuvest)
Quando se salpica um pouco de cloreto de sódio ou bórax
nas chamas de uma lareira, obtêm-se chamas coloridas.
Isso acontece porque nos átomos dessas substâncias os
elétrons excitados:
a) Absorvem energia sob forma de luz, neutralizando a
carga nuclear e ficando eletricamente neutros.
b) Retornam a níveis energéticos inferiores, devolvendo
energia absorvida sob forma de luz.
c) Recebem um quantum de energia e distribuem-se ao
redor do núcleo em órbitas mais internas.
d) Emitem energia sob forma de luz e são promovidos para
órbitas mais externas.
e) Saltam para níveis energéticos superiores,superando a
carga nuclear e originando um ânion.
B
1a fase UTFPR
Um dos grandes mistérios que a natureza propiciava à espécie humana era a
luz. Durante dezenas de milhares de anos a nossa espécie só pode contar
com este ente misterioso por meio de fogueiras, queima de óleo em
lamparinas, gordura animal, algumas resinas vegetais etc. Somente a partir
da revolução industrial é que se pode contar com produtos como
querosene, terebintina e outras substâncias. Mas, mesmo assim, a natureza
da luz permanecia um grande mistério, ou seja qual fenômeno físico ou
químico gera luz. Somente a partir das primeiras décadas do século XX é
que Ernest Rutherford e Niels Bohr propuseram uma explicação razoável
sobre a emissão luminosa. Com base no texto, qual alternativa expõe o
postulado de Bohr que esclarece a emissão luminosa?
A) Ao receber uma quantidade bem definida de energia, um elétron “salta” de
um nível mais externo para um nível mais interno.
B) Um elétron que ocupe um nível mais externo “pula” para nível mais interno,
liberando uma quantidade bem definida de energia .
C) Quanto mais próximo do núcleo estiver um elétron mais energia ele pode
emitir na forma de luz; quanto mais distante do núcleo estiver um elétron
menos energia ele pode emitir.
D) Ao se mover em um nível de energia definida, um elétron libera energia na
forma de luz visível.
E) Os elétrons movem-se em níveis bem definidos de energia , que são
denominados níveis estacionários.
X
(ITA 2001)
Considere as seguintes afirmações:
I – O nível de energia de um átomo, cujo número quântico principal é
igual a 4, pode ter, no máximo 32 elétrons.
II – A configuração eletrônica 1s22s22px22py2
representa um estado excitado do átomo de oxigênio.
III – O estado fundamental do átomo de fósforo contém três elétrons
desemparelhados.
IV – O átomo de nitrogênio apresenta o primeiro potencial de ionização
menor que o átomo de flúor.
V – A energia necessária para excitar um elétrons do estado
fundamental do átomo de hidrogênio para o orbital 3s é igual àquela
necessária para excitar este mesmo elétron para o orbital 3d.
Das afirmações feitas, estão CORRETAS
a) apenas I, II e III
b) apenas I, II e V
c) apenas III e IV
d) apenas III, IV e V
e) todas
2px
2py
2pz
MODELO DOS ORBITAIS ATÔMICOS
Princípio da Dualidade da matéria de
Louis de Broglie - 1924
O elétron apresenta característica DUAL,
ou seja, comporta-se como matéria e
energia sendo uma partícula-onda.
Princípio de Incerteza de Heisenberg 1926
Impossível determinar com precisão a
posição e a velocidade de um elétron
num mesmo instante.
MODELO DOS ORBITAIS ATÔMICOS
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.
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
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.
Valores de l
0
1
2
3
subnível
valores de M
n° orbitais
s
p
0
-1, 0, +1
1
3
d
-2,-1,0,+1,+2
-3,-2,1,0,+1,+2,+3
5
f
7
4- Número quântico de Spin (S):
Relacionado com o movimento de rotação
do elétron em um orbital.
S = -1/2 e +1/2
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
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.
ELETROSFERA
Eletrosfera
Camadas ou níveis energéticos
Subníveis
Orbitais
A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
DIAGRAMA DE LINUS CARL PAULING