O átomo é a partícula que representa um determinado elemento

QUÍMICA
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Prof.MHsp ...
Estrutura Atômica
ÁTOMO: o desenvolvimento de uma idéia.
O átomo é a partícula que representa um determinado elemento
químico. O desenvolvimento da Química como ciência deu-se ao
acatar e desenvolver esse conceito e no trabalho de definir as
propriedades físicas e químicas dos mesmos.
Nas culturas grega e hindu (há mais de 2500 anos) pregava-se
que o universos era formado de quatro elementos
fundamentais: Fogo, ar, terra e água.
A=não
TOMO=divisão
ÁTOMO: cultura grega.
450 a.C. – Leucipo de Mileto: A matéria pode se dividir em partículas
cada vez menores até atingir uma partícula fundamental, minúscula
e indivisível.
400 a.C. – Demócrito de Abdera: Denominação átomo para a menor
partícula de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.
EVOLUÇÃO DOS MODELOS
350 a.C. – Aristóteles: A descontinuidade da matéria: os quatro
elementos fundamentais (a água, o fogo, o ar e a terra).
Apesar de errado, o conceito aristotélico de matéria, juntamente com toda a sua filosofia, foi
aceito oficialmente durante mais de 2000 anos. Nesse período, apenas ao alquimistas aceitavam a
existência de elementos básicos.
DALTON 1803: modelo da bola de bilhar
Primeiro modelo atômico com base experimental. O
átomo é uma partícula neutra maciça e indivisível. O
modelo vingou até 1897.
DALTON 1803: modelo da bola de bilhar
A ampola de Crookes
Na metade do século XIX, Sir William Crookes desenvolveu um dispositivo para estudar
descargas elétricas em gases a baixa pressão (Tubo de Crookes). Este dispositivo era
constituído de um tubo com uma saída ligada a um sistema de vácuo e dois eletrodos,
sendo um negativo (cátodo) e outro positivo (ânodo), ligados a uma fonte de alta tensão
acima de 20.000 V.
Tubo A: vácuo mediano com certa incandescência no interior do tubo.
Tubos B e C: Quanto menor a pressão interna mais a incandescência aparece em torno
do ânodo.
Tubo D: a introdução de um pedaço de ZnS possibilita a projeção de uma sombra na
parede do ânodo.
THOMPSON 1897: pudim de passas
Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do
elétron (raios catódicos). O átomo seria uma partícula maciça, mas não
indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam
incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas).
O número de elétrons seria tal que a carga total
do átomo seria zero.
THOMPSON 1897: pudim de passas
Determinação da relação carga/massa do elétron.
Thompson verificou que os raios catódicos sofriam desvio em sua trajetória,
caracterizando assim sua natureza negativa. Aplicando os campos elétrico e
magnético simultaneamente, Thompson pôde determinar a relação q/m do
recém descoberto elétron.
Na época: -1,8x1011C/kg
Hoje corrigida: -1,76x108C/g
PHILIP LENARD 1903
Philip Lenard aperfeiçoou o modelo que descrevia a estrutura dos átomos. Como a
matéria é ordinariamente eletricamente neutra (ninguém leva um choque elétrico ao
segurar um objeto), Lenard ponderou que as cargas negativas e positivas que
compõem os átomos devem anular-se mutuamente. Desta forma, propõe que o átomo
seja formado por pares de cargas negativas e positivas distribuídos pelo seu interior.
HANTARO NAGAOKA 1904
Foi um grande físico. Nasceu no ano de 1865 no Japão.
Nagaoka criou o Modelo Atômico Saturniano, em 1904. O modelo estabelecia que o
átomo era formado de um caroço central carregado positivamente e, portanto,
rodeado de anéis de elétrons, girando semelhante ao planeta Saturno, por isso, o
nome do modelo.
Hantaro Nagaoka faleceu no ano de 1950.
EINSTEIN 1905
Teoria da relatividade. Relação entre massa e
energia (E = mc2). Esclarecimento do efeito
fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de
energia radiante.
A experiência de Millikan 1908
Robert Millikan realizou um experimento pulverizando gotas de óleo entre duas placas
metálicas paralelas. Após a irradiação com raios-X, as gotas de óleo receberam elétrons do ar.
Millikan impediu que as gotas caíssem com uma variação no campo elétrico entre as placas.
Conhecendo a massa da gota de óleo e carga necessária para que esta permanecesse
suspensa, Millikan determinou a carga de elétron (-1,602x10-19C). Utilizando a relação c/m
do elétron determinada por Thompson, Millikan calculou a massa do elétron (9,1x10-28g).
RUTHERFORD 1911
O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria
concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons,
neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado
ao sistema planetário, onde o sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons. Nesta
perspectiva, a eletrosfera teria um raio de 104 a 105 vezes maior que o núcleo.
RUTHERFORD 1911
CRONOLOGIA DOS MODELOS ATÔMICOS
LUZ
É uma onda eletromagnética que se propaga no vácuo e possui é um
perturbações oscilantes dentro do campo visível do olho humano.
c = .
c: velocidade da luz = 2,9979246x108m/s
: comprimento de onda
: freqüência
A amplitude esta relacionada com a intensidade do brilho
(energia por unidade de volume) da onda. A intensidade é
proporcional ao quadrado da amplitude (A2).
TESTE DE CHAMA
Todo composto químico, quando levado à chama ou exposto a raios
catódicos (no caso de gases), emite luz com cor característica. Por
exemplo, na figura abaixo podem ser vistas as cores para diversos
compostos metálicos quando levados à chama.
LINHAS ESPECTRAIS
SÉRIES ESPECTRAIS
Série de Balmer
(luz visível)
1 
 1
  R. 2  2 
n 
2
n  3,4,5,...
Série de Paschen
(Infravermelho)
1 1 
  R. 2  2 
3 n 
n  4,5,6,...
Série de Lyman
(ultravioleta)
1 1 
  R. 2  2 
1 n 
n  2,3,4,...
Série de Brecktt
(ultravioleta)
1 
 1
  R. 2  2 
n 
4
n  5,6,7,...
R = 3,29 x 1015 Hz (constante de Rydberg)
SÉRIES ESPECTRAIS
SÉRIES ESPECTRAIS
BOHR - 1913
Niels Bohr (1885-1962), físico dinamarquês, resgatou a teoria de
Rutherford e sugeriu que as leis que davam conta do movimento dos
grandes corpos não eram adequadas para explicar o comportamento
do mundo atômico. Assim, utilizando a teoria do alemão Max Planck
(pai da Física Quântica), Bohr concebeu a idéia de que um elétron
poderia ocupar certas órbitas, ou níveis de energia. Suas previsões
foram mais tarde confirmadas experimentalmente por outros
cientistas, embora ninguém imaginasse como funcionavam.
BOHR - 1913
Postulados:
•Os elétrons movem-se ao redor do núcleo em órbitas bem definidas
(orbitas estacionárias);
•Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem
absorve energia;
•Ao saltar de uma camada para outra, o elétron emite ou absorve uma
quantidade definida de energia (quantum)
•Niels Bohr mostrou que a energia do elétron na n-ésima órbita do
átomo de hidrogênio é dada pela equação:
En = – R.h.c/n2, onde R é a constante de Rydberg, h é a constante de
Planck e c é a velocidade da luz.
Condição de
frequência de
Bohr