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FÍSICA E QUÍMICA A. 10º A. Lição nº de outubro de 2011. Modelo quântico. Evolução do modelo atómico:.

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Presentation Transcript
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Modelo quântico

Evolução do modelo atómico:

  • John Dalton, em 1808, propôs a teoria do modelo atómico, onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível e indivisível. Seu modelo atómico foi apelidado de “modelo atómico da bola de bilhar”.
  • Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos:
  • - Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre si.
  • Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e de peso invariável.
  • Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados.
  • Na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.
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Em 1897, Joseph John Thomsonformulou uma teoria segundo a qual o átomo era como uma esfera de carga positiva que continha corpúsculos (eletrões) de carga negativa distribuídos uniformemente à semelhança de um pudim de passas.

O "modelo atómico do pudim com passas", substituiu então ao "modelo da bola de bilhar", mas não eliminou totalmente as deduções de Dalton, apenas foram acrescentadas mais informações.

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Ernest Rutherford, em 1911, comprovou que o átomo era constituído por um núcleo, de carga positiva (onde se localizava quase toda a massa do átomo), em torno do qual se distribuíam os eletrões de carga negativa.

Dada a semelhança com o modelo do sistema solar, este modelo ficou conhecido por modelo planetário.

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Em 1920, Niels Bohr os eletrões não se encontravam em qualquer posição: movimentavam-se à volta do núcleo em órbitas circulares, fixas e definidas. Bohr definiu também o número de eletrões presentes em cada camada e mostrou que apenas algumas órbitas seriam possíveis, correspondendo cada uma delas a um nível bem definido de energia.

Descobriu ainda que as propriedades químicas dos elementos eram determinadas pela camada mais externa.

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O modelo atual aceite é o da nuvem eletrónica, onde não se representam as trajetórias (orbitas), já que não são conhecidas, mas as zonas onde há maior probabilidade de encontrar os eletrões (orbitais).

A ideia de órbita eletrónica acabou por ficar desconexa, sendo substituída pelo conceito de orbital - determinada região do espaço onde há maior probabilidade de se encontrar um dado eletrão num instante qualquer.

É sabido que os eletrões possuem carga negativa, massa muito pequena e que se movem em órbitas ao redor do núcleo atómico.

O núcleo atómico é situado no centro do átomo e constituído por protões que são partículas de carga positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837 vezes superior a massa do eletrão, e por neutrões, partículas sem carga e com massa ligeiramente superior à dos protões.

O átomo é eletricamente neutro, por possuir números iguais de eletrões e protões.

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Números quânticos

  • Caracterização das orbitais:
  • Número quântico principal (n) – relaciona-se com a energia e o tamanho da orbital (o tamanho da energia é tanto maior quanto maior for o valor de n).

n = 1, 2, 3, …

n = 2

n = 1

n = 3

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Número quântico de momento angular, secundário ou azimutal ( ) – relaciona-se com a forma da orbital.

= 0,… , n-1

orbital p

orbital d

orbital s

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Número quântico magnético ( ) – relaciona-se com a orientação da orbital no espaço.

= - , … ,

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Caracterização do eletrão:

  • Número quântico de spin (ms) – relaciona-se com o sentido do movimento de rotação do eletrão sobre si próprio.

Para caracterizar uma orbital são necessários três números quânticos:

n,,

Para caracterizar um eletrão são necessários quatro números quânticos:

n,, , ms

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Configuração eletrónica

A forma como os eletrões se distribuem nas orbitais dos átomos – configuração eletrónica– deve conferir ao átomo o estado de menor energia possível. Para isso deve obedecer ás seguintes regras e princípios:

  • Princípio de exclusão de Pauli: na mesma orbital não podem coexistir dois eletrões com o mesmo número quântico de spin.
  • Princípio de energia mínima: quando um átomo está no estado fundamental, os seus eletrões ocupam as orbitais disponíveis de menor energia.
  • Regra de Hund: no preenchimento das orbitais da mesma energia (orbitais degeneradas), distribui-se primeiro um eletrão por cada orbital, ficando todos com o mesmo spin, e só depois se completam com sipns opostos – emparelhamento.
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