CONCEITOS TEORIA ATÔMICA

1. CONCEITOSTEORIA ATÔMICA

2. MATÉRIA • Matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço; • A nível microscópico, a matéria consiste de átomos. • Pode ser classificada de duas maneiras: • 1- De acordo com seu estado físico: gás, líquido ou sólido. • 2- De acordo com sua composição: elemento, substância simples, • composto ou mistura.

3. Fe H2 H2O

4. Moléculas • Moléculas são formadas por dois ou mais átomos ligados entre si. • A fórmula química indica quais átomos são encontrados na molécula e em qual proporção eles são encontrados. • Compostos formados a partir de moléculas são compostos moleculares.

5. Quando um átomo ou uma molécula perde elétrons, ele fica com carga positiva. • Exemplo: Íons e compostos iônicos • Íons com carga positiva são chamados de cátions.

6. Quando um átomo ou uma moléculaganha elétrons, ele fica comcarga negativa. • Exemplo: • Íons com carga negativa são chamados de ânions. • Compostos formados a partir de íons são compostos iônicos.

7. TEORIA ATÔMICA: - Democritus (± 400 a.C) - definição - Dalton (1808) - Thomson (1898) - Rutherford (1911) - Bohr (1913) - Schrödinger (1926)

8. Democritus (± 400 a.C.) Definição do átomo: O átomo é umapartículainfinitamentepequena, indivisível, compacta, nãocompressível, semporos e homogêneaemsuapequenaextensão. Osátomosdiferemapenasemsua forma, arranjo, posição e magnitude.

9. ModeloAtômico de Dalton (1808) • 1aTeoriaAtômicaModerna • O átomo é a menorunidade da matériaqueconservasuaspropriedades; • São partículascompactas, esféricas e indivisíveis(Modelo da Bola de Bilhar); • Os átomos de um mesmo elemento apresentam massas idênticas. • Permaneceminalteradosdurante as reaçõesquímicas; Bola de Bilhar

10. Raios catódicos e os elétrons Em 1897, J.J. Thomson constatou que o átomo é constituído de entidades carregadas. Essas entidades possuem massa e carga negativa - elétron.

11. Partículas α, β e raios-ϒ Em 1898 Marie Curiedescobriu o rádio e o polônio. Rutherford descobriu que elementos radioativos emitem partículas  e  e raios .

12. Radiação de alta energia composta por três tipos de radiação: fenda • As radiações  são elétrons em alta velocidade, atraídas pela placa positiva. • As radiações  são mais compactas e têm cargas positivas - são atraídas pela placa negativa. • As radiações  são de alta energia e não possuem carga.

13. Modelo Atômico de Thomson (1898) O átomo consiste de partículas carregadas (+ e -). Modelo do Pudim de Ameixas Este modelo teve uma vida muito curta.

14. Modelo Atômico de Rutherford (1911) Experimento (1910): Folha de Au Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, a maioria das partículas seria desviada. (+)

15. Rutherford postulou que: A massa do átomo e toda sua carga positiva residiam em uma região muito pequena e extremamente densa - núcleo. • A carga negativa está difusa em torno do núcleo. • A maior parte do volume total do átomo é espaço vazio.

16. Os elétrons orbitam o núcleo da mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol. ModeloPlanetário

17. Falhas do Modelo Planetário Uma carga negativa, em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, perde energia e adquire movimento espiralado em sua direção, colidindo com ela. Essa carga em movimentoemitiria radiação continuamente. O modelo planetário de Rutherford, em seu estado normal, não emite radiação.

18. Modelo Atômico de Bohr (1913) A luz emitida pelas substâncias a temperaturas altas ou sob influência de descarga elétrica era produzidaquando elétrons nos átomos sofriam alterações de energia.

19. A Natureza Ondulatória da Luz Campo elétrico Campo magnético Propagação

20. Propriedades da Radiação Eletromagnética E = h, onde E = energia h = constante de Planck  - frequência  = c 

21. A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo de cores. Espectro de Cores

22. A Radiação Visível

23. Nem todas as fontes de radiação produzem um espectro contínuo. Quando diferentes gases são colocados sob pressão em um tubo e submetidos a uma alta voltagem (Experimento de Thomsom), os gases emitem luz de cor diferente . (a) hidrogênio. (b) neônio.

24. Quando a luz vinda de tais tubos passa através de um prisma, apenas algumas linhas. As linhas coloridas estão separadas por regiões pretas, que correspondem a comprimentos de onda ausentes na luz proveniente destes átomos.

25. A energia quantizada e fótons Segundo Planck, a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos “pacotes de energia” , chamados quantum. A luz possui propriedades de partículasa nívelatômicoe de ondas a nível macroscópico.

26. O átomo de Bohr Os elétrons estãoconfinados em estados específicos de energia. As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de energia no átomo. Esses estados foram denominados órbitas. Limitações do modelo de Bohr • Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio.

27. Absorção Estado Excitado ΔE = h Estado Fundamental Estado Excitado Emissão ΔE = h Estado Fundamental

28. Comportamento ondulatório da matéria • Partículas pequenas, tais como os elétrons, apresentam um comportamento ondulatório, não considerado por Bohr. • Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou: • onde, • mv = momento - propriedade de partícula •  = comprimento de onda - uma propriedade ondulatória.

29. Mecânica Quântica e Orbitais Atômicos • Em 1926 Erwin Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. • A função de onda () fornece o contorno do orbital eletrônico. • O quadrado da função de onda (2) fornece a probabilidade de se encontrar o elétron (densidade eletrônica).

30. O Átomo Moderno • O átomo é composto de duas regiões: - Um núcleo compreendendo toda carga positiva e praticamente toda massa do átomo (prótons e nêutrons). - A região extranuclear composta de elétrons (eletrosfera).

31. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons. Comparação entre prótons, nêutrons e elétrons.

32. A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos: Números Quânticos • 1) Número quântico principal, n. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron permanece mais distante do núcleo. Camada eletrônica. • 2) Número quântico azimutal, l. Esse número quântico depende do valor de n l = n - 1. Forma do orbital. • l = 0 (s); l = 1 (p); l = 2 (d); l = 3 (f) • 3) Número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende do valor de l ml = (-l, 0, +l). Orientação do orbital no espaço.

33. Orbitais e números quânticos

34. Spin Eletrônico – 4o Número Quântico • Número quântico de spin, ms. • O spin eletrônico é quantizado, ms =  ½.

35. Orbitais s • Todos os orbitais s são esféricos. • À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. • À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. • Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero (2 = 0). Representações dos orbitais

36. Densidade eletrônica dos orbitais s

37. Orbitais p • Existem três orbitais p. • Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x, y e z de um sistema cartesiano. • Os orbitais têm a forma de halteres. • À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. • Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.

38. Orbitais d • Existem cinco orbitais d. • Dois dos orbitais d apresentam lóbulos ao longo dos eixos x,y e z. • Três dos orbitais d apresentam lóbulos entre os eixos x, y e z.

39. Orbitais f • Existem sete orbitais f, cujas formas são mais complexas.

40. Preenchimento dos Orbitais: Para n = 1 (Átomos de Hidrogênio e Hélio). Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.

41. Para n 2: (Átomos Polieletrônicos). Há perda de degenerescência para orbitais de átomos polieletrônicos.

42. Três regras: • - Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. • - Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (Regra de Hund). • - Dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos (Princípio de Exclusão de Pauli).

43. Distribuição Eletrônica utilizando o diagrama de Pauling: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6 ,7s2, 5f14

44. Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. • Número de massa (A) = número total de partículas no núcleo (prótons e nêutrons). • Por convenção, para um elemento X, escreve-se • ZAX • Isótopostêm o mesmo Z, porém A é diferente. • Ex.: 612C e 613C. • Encontramos o Z na tabela periódica. Isótopos, números atômicos e números de massa