2-TEORIAS ATÔMICAS

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TEORIAS ATÔMICAS
Átomo
Menor partícula possível de um elemento (Grécia antiga)
John Dalton (1807)
1. Os elementos são constituídos por partículas extremamente
pequenas chamadas átomos;
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos;
3. Um composto é constituído por átomos de mais de um
elemento;
4. Numa reação química, os átomos não são criados nem
destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas
substâncias.
3ª hipótese
(1776-1844)
Lei das proporções definidas (Proust)
Amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção
em massa dos seus elementos constituintes
1
4ª hipótese
Lei das proporções múltiplas
Se 2 elementos podem se combinar para formar mais de um composto, as massas de
um elemento que se combinam com dada massa do outro elemento estão na razão
de números pequenos e inteiros
Exemplo = CO e CO2
Elemento químico
Átomo
Substância composta por um único tipo de átomo
Unidade básica de um elemento que pode participar de uma
combinação química
JJ Thomson(1897)
Descoberta do elétron (tubo de raios catódicos)
(1856-1940)
Quando se liga as 2 placas metálicas a uma fonte de alta
tensão, no tubo com vácuo, a placa carregada
negativamente, denominada catodo, emite uma radiação
invisível. Os raios catódicos são atraídos para a placa com
carga positiva, conhecida com anodo, passam por um orifício
e continuam o percurso até a outra extremidade do tubo.
Quando os raios atingem a superfície coberta com um
revestimento especial, produzem uma fluorescência forte
JJ Thomson(1897)
Os elétrons estão embutidos numa esfera com
carga positiva distribuída uniformemente
Cada átomo deve conter um número suficiente de
cargas positivas para cancelar a carga negativa
“pudim de passas”
Mediu ao valor de e/me, a razão entre a magnitude da
carga do elétron e e sua massa me
Millikan (1908-1917)
Determinação da carga do elétron
me = 9,1 x 10-31 C
Massa do elétron
- 1,6022 x 10-19 C
3
1895
Descoberta dos raios X (Röntgen)
radioatividade
Marie Curie
Emissão espontânea de partículas e/ou radiação
(Partículas α, β e )
(1867-1934)
2 prêmios Nobel
Rutherford (1910)
(1871-1937)
Junto com Geiger e Marsden
A carga positiva está concentrada
no núcleo do átomo
Partícula positiva = PRÓTON
Partícula negativa = ELÉTRON
(dispersos no espaço ao redor do
núcleo – 100 mil vezes maior!!!)
4
Dúvida: porque o Hélio é 4 vezes mais pesado do que o Hidrogênio, se ele possui
apenas 1 próton a mais?
Em 1932, descobriu a 3ª partícula subatômica. Como ela era
eletricamente neutra com uma massa ligeiramente superior à
massa do próton, deu-lhe o nome de NÊUTRON
Carga
Chadwick (1891-1974)
Partícula
Massa (g)
Coulomb
Unidades de carga
Elétron
9,10939 x 10-28
- 1,6022 x 10-19
-1
Próton
1,67262 x 10-24 + 1,6022 x 10-19
+1
Nêutron
1,67493 x 10-24
0
0
Número atômico (Z) = é o número de prótons no núcleo de cada átomo de um elemento
químico
Número de massa (A) = é o número total de prótons e nêutrons presentes no núcleo de
um átomo de um elemento químico
A=Z+n
5
Isótopos = átomos que têm o mesmo Z, mas com A diferentes
N0 de massa
N0 atômico
1900
A
Z
X
2
3
H1
1H
1H
Isótopos do hidrogênio
1
Planck descobriu que os átomos e moléculas emitem energia apenas
em determinadas quantidades discretas (quanta)
Teoria quântica
E=h
Onda = perturbação vibracional com transmissão de
energia
Frequência () = é o número de ondas que passam por
determinado ponto a cada segundo
Comprimento de onda () = distância entre pontos
idênticos em ondas sucessivas
h = constante de Planck (6,626 x 10-34 J.s)
 = frequência de uma onda
Como  = c/
E = h c/ 
C = 3,0 x 108 m/s
fóton
Radiação eletromagnética
É a emissão e transmissão de energia
na forma de ondas eletromagnéticas
6
Espectro eletromagnético
1905
Efeito fotoelétrico (Einstein)
Elétrons são expelidos da superfície
de certos metais expostos a uma
luz de determinada frequência
(1879-1955)
mínima, denominada frequência
Prêmio Nobel em 1921
limite.
O número de elétrons expelidos é
proporcional à intensidade da
radiação, mas as energias dos
elétrons não.
7
1913
Bohr apresenta uma explicação teórica para o espectro do hidrogênio
Níveis de energia (fundamental e excitado)
Órbitas circulares para o átomo de H
Um elétron originalmente numa
órbita de energia mais elevada
passa p/ uma órbita de energia
mais baixa. Como resultado, um
fóton com energia h é emitido
Niels Bohr
(1885-1962)
Dúvida: Por que o elétron limita-se a orbitar, em torno do núcleo, a determinadas
distância fixas?
1924
De Broglie anunciou o dualismo partícula-onda da matéria
Todas as matérias devem ser entendidas como tendo propriedades de uma onda
 = h/mv
m = massa da partícula
V = velocidade
O comprimento de onda está associado a uma partícula em
movimento, sua massa e sua velocidade
8
Dúvida: Como pode ser especificada a posição de uma onda?
Princípio da incerteza de Heisenberg
Mecânica quântica
Orbital atômico
É impossível determinar ao mesmo tempo, e
com certeza, o momento linear (produto da
massa pela velocidade) e a posição de uma
partícula
Função de onda de um elétron em um átomo
Derivam da solução matemática da equação de
Schrödinger para o átomo de H
Números quânticos
Número quântico principal (n)
Está relacionado com a distância média entre o
elétron em determinado orbital e o núcleo
Valores = 1, 2, 3, 4, ...
Número quântico de Momento Angular (ℓ)
Refere-se ao “formato” dos orbitais
Valores = 0, 1, 2, ... n-1
ℓ
0
1
2
3
4
5
Nome do orbital
s
p
d
f
g
h
Número de orbitais
1
3
5
7
9
11
9
Número quântico Magnético (mℓ)
Descreve a orientação do orbital no espaço
Valores =  mℓ
Número quântico de spin eletrônico (ms)
Descreve o movimento de rotação do
elétron em torno do próprio eixo
Valores =  1/2
Configuração Eletrônica
Distribuição dos elétrons nos diversos orbitais atômicos
Os quatro números quânticos para
um elétron em um orbital 3p
3, 1, -1, - ½
3, 1, -1, + ½
3, 1, 0, - ½
3, 1, 0, + ½
3,1, 1, - ½
3,1, 1, + ½
Linus Pauling
(1901-1994)
Princípio de Aufbau
-1
0
+1
0
-1
+1
0
+1
-1
10
Configuração Eletrônica
Princípio de Exclusão de Pauli
12Mg
1s2, 2s2, 2p6, 3s2
Dois elétrons em m átomo não podem ter os quatro
números quânticos iguais
N0 de elétrons no
orbital ou
3s2
subcamada
0
N quântico
N0 quântico
principal
de momento
angular
Regras:
1. Adicione elétrons, um após o outro, aos orbitais. Porém, não coloque mais de dois
elétrons em cada orbital;
2. Se mais de um orbital em uma subcamada estiver disponível, adicione elétrons
com spins paralelos aos diferentes orbitais daquela subcamada até completá-la,
antes de emparelhar dois elétrons em um dos orbitais.
Regra de Hund
↑↑
↓↓
↑↓
O arranjo mais estável dos elétrons em subcamadas é aquele que contém o maior
11
número de spins paralelos
Configuração Eletrônica
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 4p5
35Br
Distribuições possíveis





















12
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