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ESTRUTURA ATÔMICA

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ESTRUTURA ATÔMICA. Modelos Atômicos. Modelo atômico de Dalton Modelo atômico de Thomson Modelo atômico de Rutherford Modelo atômico de Rutherford-Bohr Modelo atômico atual. MODELOS ATÔMICOS. 1808 - Dalton

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Presentation Transcript
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ESTRUTURA ATÔMICA

Modelos Atômicos

Modelo atômico de Dalton

Modelo atômico de Thomson

Modelo atômico de Rutherford

Modelo atômico de Rutherford-Bohr

Modelo atômico atual

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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;

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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.

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MODELO ATÔMICO DE THOMSON

  • Thompson (1898)
  • Pudim de passas.
  • Átomo maciço.
  •  Carga elétrica Negativa. 
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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.

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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.

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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.
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OBSERVAÇÕES DE THOMSON

  • Os raios catódicos movimentam um molinete ou catavento de mica, permitindo concluir que são dotados de massa.
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OBSERVAÇÕES DE THOMSON

  • Os raios catódicos são desviados por um campo de carga elétrica positiva, permitindo concluir que são dotados de carga elétrica negativa
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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;

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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.

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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.

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ÁTOMO

MODELO CLÁSSICO

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Conceitos Fundamentais

Número Atômico ( Z )

É o número de prótons do núcleo de um átomo.

Número que identifica o átomo.

E

Z

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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

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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

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Isótonos : são átomos que apresentam

diferentes números atômicos, diferentes

números de massa, e o mesmo número de nêutrons

37

Cl

17

40

Ca

20

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Isótonos : são átomos que apresentam

diferentes números atômicos, diferentes

números de massa, e o mesmo número de nêutrons

37

Cl

17

40

Ca

20

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Isóbaros : são átomos que apresentam

diferentes

números atômicos

e mesmo número de massa.

40

K

19

40

Ca

20

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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.

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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.

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ATOMÍSTICA EXPERIMENTAL

MODELO DE DALTON

MODELO DE THOMSON

MODELO DE RUTHERFOD

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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”.

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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.

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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".

espectro descont nuo ou at mico
Espectro descontínuo ou atômico

Raia ou banda do espectro

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Assim como as impressões digitais identificam uma pessoa, o espectro de um elemento químico identifica esse elemento.

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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).
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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.

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COBRE

SÓDIO

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Camadas eletrônicas

Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia

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Número máximo de elétrons nas

camadas ou níveis de energia

(EQUAÇÃO DE RYDBERG)

e = 2 . n 2

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Número máximo de elétrons nas

camadas ou níveis de energia

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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.

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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?

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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

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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

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(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 luminosos pela queima de fogos de artifício.

Assinale a(s) proposição(ões) VERDADEIRA(S):

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

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(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

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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

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(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

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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

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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.

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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

d

f

p

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NÚMEROS QUÂNTICOS

1 - Número quântico principal (n)

localiza o elétron em seu nível de energia.

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2 - Número quântico secundário (l)

Localiza o elétron no seu subnível de energia e dá o formato do orbital.

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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.

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4- Número quântico de Spin (S):

Relacionado com o movimento de rotação

do elétron em um orbital.

S = -1/2 e +1/2

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0

-1 0 +1

-2 -1 0 +1 +2

-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

NÚMEROS QUÂNTICOS

Os estados energéticos dos elétrons

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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.

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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.

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Eletrosfera

Camadas ou níveis energéticos

Subníveis

Orbitais

ELETROSFERA

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A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

DIAGRAMA DE LINUS CARL PAULING

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