Número quântico principal (n)

Um modelo é uma idéia que nos possibilita imaginar
algo a que não temos acesso direto
e o seu comportamento sob
diferentes situações
1ª série
Prof. Márcia P. Fiuza
DEMÓCRITOS
REPRESENTAÇÃO DA MATÉRIA
O filósofo grego que viveu no século IV a.c, sustentou que toda
matéria é constituída por partículas pequenas e indivisíveis às
quais chamou de átomos e na sua ausência temos o espaço
vazio (vácuo), essa idéia entretanto, não prevaleceu e ficou, de
certa forma, marginalizada durante mil anos.
Hoje em dia grande parte dessas idéias ainda prevalecem e são
usadas.
LEIS PONDERAIS
CONSERVAÇÃO DA MASSA (LAVOISIER):
Lavoisier verificou que a massa total dos reagentes era
igual à massa total dos produtos, essa idéia
geralmente é resumida com o seguinte enunciado;
Na natureza nada se cria, nada se perde tudo se
transforma em um sistema fechado.
Curiosidade: Lavoisier pertencia à nobreza, graças a um título adquirido
por seu pai. Foi um dos principais liberais e racionalistas do Iluminismo. Por
estar associado a cobrança de impostos, foi decapitado em 8 de maio de
1794 durante a revolução francesa.
PROPORÇÕES FIXAS (PROUST):
Proust havia determinado que uma substância sempre apresenta
composição constante.
1C
+
2 H2
CH4
Se aumentarmos a quantidade de reagente continuaremos a ter o mesmo
produto
Obs: Se a proporção natural existente entre os reagentes não
for respeitada, a reação ocorrerá, entretanto a parte em
excesso não será consumida.
MODELO ATÔMICO DE JOHN DLTON
Quem primeiro apresentou a essa pergunta uma resposta
baseada em experiências foi o cientista inglês
JOHN DALTON em 1808:
Ele propôs que qualquer matéria
seria constituída de pequeníssimas partículas esféricas
chamadas átomos.
Esses átomos seriam
maciços, ou seja, completamente cheios, sem nenhum
espaço vazio no seu interior
Átomos de um mesmo elemento tal como
imaginados por Dalton
Átomos de elementos diferentes
segundo Dalton
Segundo Dalton todas as reações químicas consistem na
separação, combinação ou rearranjo de átomos,
mas nunca na destruição ou criação desses:
+
uma molécula de
nitrogênio
três moléculas de
hidrogênio
duas moléculas de
amônia
Observando essa figura podemos tirar três conclusões:
 Os átomos que estão no primeiro membro são os mesmos que estão no segundo
membro
 O número de átomos de cada elemento do primeiro membro é igual ao número de
átomos desse elemento no segundo membro, ou seja, dois átomos de nitrogênio
e seis átomos de hidrogênio
 No primeiro membro os átomos estão agrupados de um certo modo e,no segundo,
estão agrupados de um modo diferente
O modelo atômico proposto por DALTON
foi aceito pelos cientistas por cerca de
90 anos. Porém, novas descobertas, no
final do sec. XIX, levaram à conclusão
de que o átomo não era indivisível, mas
possuia uma estrutura interna:
O átomo era, então, constituído por
partículas ainda menores do que ele
próprio e que foram denominadas
partículas subatômicas
DESCOBERTA DO ELÉTRON
A descoberta dos elétrons aconteceu com a invenção do tubo
de raios catódicos, um precursor do tubo atualmente usado nos
televisores. Partículas carregadas negativamente, os elétrons,
são emitidos pelo cátodo e atraídos, para uma placa com carga
positiva.
a) um raio catódico produzido
num tubo de descarga
b) um raio é defletido por
um campo magnético
OBS: O raio em si é invisível, sendo a cor verde devido à luminescência do sulfeto de zinco
que cobre a parte interior do tubo e é produzida pelo impacto dos raios neste
TUBO DE TV CONVENCIONAL
1: Canhões de elétrons e lentes eletrônicas de
focalização
2: Bobinas defletoras (deflexão eletromagnética)
3: Anodo de alta tensão
4: Máscara de sombra
5: Detalhe da matriz de pontos coloridos RGB
(vermelho, verde, azul)
Modelo atômico de Thomson
Diante da existência dos protons e dos elétrons THOMSON propôs um
modelo que sugeria que a massa total do átomo seria devida, quase que
totalmente às cargas positivas. Essas estariam espalhadas, uniformemente,
por toda uma esfera formando uma massa compacta. Os elétrons estariam
aderidos a essa massa, espaçados de um modo uniforme, como um
“pudim de passas”:
o pudim seria a massa carregada positivamente e as passas, seriam
os elétrons.
O modelo atômico de THOMSON foi aceito até 1911,
quando uma interessante experiência feita por
RUTHERFORD conseguiu descartar de vez
o modelo atômico de esfera rígida
EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD
Seu objetivo era verificar se os
átomos eram realmente maciços
como afirmou THOMSON
OBSERVAÇÕES FEITAS POR RUTHERFORD:
a) A grande maioria das partículas  atravessava a lâmina
sem sofrer desvios ou sofrendo desvios muito pequenos
em relação à trajetória inicial.
b) Algumas partículas  conseguem atravessar a lâmina,
porém sofrendo desvios muito fortes na sua trajetória
c) Uma quantidade muito pequena de partículas  não
consegue atravessar a lâmina e volta para o mesmo
lado de onde são lançadas
CONCLUSÕES TIRADAS POR RUTHERFORD
A maior parte do átomo deveria ser vazia,
onde se localizavam os elétrons
(massa desprezível), por isso
as partículas  podiam
atravessar.
Os desvios significativos de poucas partículas  (carga positiva)
o fez concluir que o núcleo é pequeno e
positivo, devido à repulsão
de cargas iguais.
No átomo existiria uma região maciça (o núcleo),
por isso algumas partículas
voltavam.
Descoberta do nêutron
Existe um terceiro tipo de partícula no átomo, o nêutron,
sem carga elétrica e com massa praticamente igual à do
próton. Os nêutrons foram previstos por RUTHERFORD em
1911 mas, comprovados experimentalmente, somente em
1932, pelo inglês CHADWICK.
Descoberta do próton
Experiências comprovaram que quando o átomo perde
elétron, ele adquire carga positiva e que essa
carga positiva fazia parte do próprio átomo.
A ela foi dado o nome de próton
Modelo atômico de RUTHERFORD
O átomo seria semelhante ao sistema solar e constituído por duas
regiões distintas:
O NÚCLEO - região central de carga positiva contendo praticamente
toda a massa do átomo. Era constituído pelos prótons.
A ELETROSFERA - região quase sem massa envolvendo o núcleo e
contendo os elétrons (carga negativa)
CRÍTICAS AO MODELO DE RUTHERFORD
O modelo de Rutherford sofreu muitas críticas na época em
que foi elaborado. Uma delas foi a de que partículas com
carga negativa (os elétrons), em movimento, perdiam
energia. Dessa maneira, as órbitas desses elétrons
iam diminuindo gradualmente até eles se
chocarem com o núcleo,o que não
ocorre, evidentemente.
Em 1913, NIELS BOHR conseguiu adaptar o modelo de
Rutherford, resolvendo as principais críticas levantadas
a ele. Para entender esse novo modelo é necessário
entender o que é um espectro eletromagnético.
No nosso dia-a-dia, nos deparamos com vários tipos de ondas
eletromagnéticas. Algumas percebidas pelos nossos sentidos, como
a visão, outras não, mas todas exercem influência sobre os seres vivos.
ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO É O CONJUNTO DE TODAS AS
ONDAS ELETROMAGNÉTICAS EXISTENTES
ESPECTRO CONTÍNUO
É o espectro produzido tanto pela luz do sol como pela luz emitida
pelo filamento incandescente de uma lâmpada comum.
ESPECTRO DESCONTÍNUO
Quando um tubo contendo gás a baixa pressão, recebe uma descarga elétrica, ele emite luz. O espectro produzido por essa luz
é descontínuo e formado por uma série de linhas chamadas raias.
Compare os
dois espectros
contínuo
descontínuo
Os físicos daquela época chegaram à conclusão de que o espectro
descontínuo de cada elemento é característico
e serve para identificá-lo:
07z01an1
Uma das maiores contribuições de Bohr à ciência foi explicar porque os gases emitem ou absorvem radiação com determinados comprimentos de onda, isto é, descontinuamente, e não numa
faixa contínua.
BOHR RELACIONOU AS LINHAS DO ESPECTRO DESCONTÍNUO
COM AS VARIAÇÕES DE ENERGIA DOS ELÉTRONS
CONTIDOS NOS ÁTOMOS DESSES GASES.
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD-BOHR
Após relacionar as linhas espectrais com os níveis de energia das
eletrosferas dos átomos, Bohr propôs um modelo atômico que mantinha as principais características do modelo de Rutherford :
Em um átomo os elétrons existem em
algumas órbitas circulares e de
energia constante.
Um elétron, na sua órbita, não
perde e nem ganha energia
espontaneamente.
Um elétron pode receber energia
de uma fonte externa somente em
unidades discretas.
Quando o elétron retorna à sua órbita de origem ele
perde energia na forma de onda eletromagnética. Essa energia corresponde à diferença
de energia entre as órbitas
envolvidas e é uma
linha no espectro
de emissão.
07m07an2
07m15an1
TESTANDO SEUS CONHECIMENTOS
UFMG 2004 - O teste de chama é uma técnica utilizada para a identificação de certos
átomos ou íons presentes em substâncias.
Nesse teste, um fio metálico é impregnado com a substância a ser analisada e, em
seguida, é colocado numa chama pouco luminosa, que pode assumir a cor
característica de algum elemento presente nessa substância.
Este quadro indica os resultados de testes de chama, realizados num laboratório,
com quatro substâncias:
1. INDIQUE, em cada caso, o elemento responsável pela cor observada.
2. Utilizando um modelo atômico em que os elétrons estão em níveis quantizados de
energia, EXPLIQUE como um átomo emite luz no teste de chama.
(Deixe claro, em sua resposta, o motivo pelo qual átomos de elementos diferentes
emitem luz de cor diferente .)
Modelo Atual ou Orbital
Princípio da incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a
posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.
Orbital é a região onde é mais provável encontrar um életron
O elétron gira em torno do núcleo em região denominada orbital, que
comporta no máximo 2 elétrons
s = sharp = 2 elétrons (1 orbital)
p = principal = 6 elétrons (3 orbitais)
d = diffuse = 10 elétrons (5 orbitais)
f = fundamental = 14 elétrons (7 orbitais)
Os números quânticos
Para designar a camada, a subcamada e o orbital de um elétron podemos utilizar
os números quânticos . Esses números identificam cada elétron do átomo,
porém, não existem dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos
(princípio da exclusão de Pauli).
Número quântico principal (n) - O número quântico principal, representado por n,
indica a camada em o elétron se encontra, e só pode assumir valores inteiros e
positivos.
Número quântico secundário ou azimutal ( l ) (letra L)- O número quântico
azimutal, representado por l , especifica a subcamada e, assim, a forma do orbital.
Pode assumir os valores 0, 1, 2 e 3, correspondentes às subcamadas s , p , d , f
Número quântico magnético (m l ) - O número quântico magnético, representado
por ml , fornece informações sobre a orientação de um orbital no espaço. Pode
assumir valores inteiros de + l a - l (letra L). Por exemplo, para uma subcamada d (
l = 2), m pode ser igual a -2, -1, 0, +1 ou +2, cinco valores que correspondem aos
cinco orbitais da subcamada d.
Número quântico spin ( m s ) - O número quântico spin, representado por ms ,
especifica o spin do elétron e possui valor + 1/2 ou - 1/2.
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
probalidade
de
se
encontrar
o
elétron.
O orbital s possui forma esférica ...
................
e os orbitais p possuem forma de halteres......
Diagrama de Linus Pauling
A distribuição eletrônica segue uma ordem crescente de energia em
relação aos subníveis.
As configurações eletrônicas
Até hoje são conhecidas sete camadas eletrônicas, e suas subcamadas.
Os elétrons são distribuídos em um átomo segundo uma regra conhecida como
regra de Hund : Ao ser preenchida uma subcamada, cada orbital dessa
subcamada recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último
orbital dessa subcamada ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento
de cada orbital semicheio com o segundo elétron.
Por exemplo: para o átomo de potássio (19K): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s1
Os números sobrescritos na letra correspondem ao número de elétrons existentes
na subcamada. Fazendo a distribuição eletrônica nos orbitais para o potássio,
teremos:
Cada seta indica um elétron. Perceba que, em cada orbital, quando existem dois
elétrons, são sempre de spins opostos. Geralmente, os átomos se ligam uns aos
outros, de modo a ter emparelhados todos os seus elétrons.
Nesse caso, o potássio pode perder seu elétron 3s, ficando assim com 5
subcamadas completas. O elétron de maior energia, chamado elétron de
diferenciação, é o último elétron distribuído no preenchimento dos orbitais, de
acordo com a regra de Hund.
REFERÊNCIA BIBLIOGRAFICA
CANTO, Eduardo Leite, TITO, Francisco Miragaia
Peruzzo. Química na Abordagem do Cotidiano, 4 ª
Edição – São Paulo: Moderna, 2006.
ALVARENGA, Beatriz, MÁXIMO, Antonio. Curso de
Física, Vol. 1 e 2, Editora: Scipione, 2006.