A matéria microscopicamente...

CONCEITO DE ÁTOMO

A palavra átomo vem da Grécia e significa “parte indivisível” da matéria

A idéia de átomo foi concebida pelos filósofos Leucipo e demócrito (400 a.C.)

Toda a matéria que existe seria composta por átomos, partículas invisíveis e que não podem ser divididas em partes menores

O MODELO ATÔMICO DE DALTON O inglês John Dalton se baseou nas leis

ponderais de Lavoisier e Proust e em 1806 enunciou seu modelo atômico que ficou conhecido como modelo “bola de bilhar”

Segundo Dalton: Átomos são esferas microscópicas maciças, indivisíveis, indestrutíveis e eletricamente neutras, átomos de um mesmo elemento possuem mesma massa e tamanho e uma reação química é na verdade, um rearranjo de átomos.

Molécula: união de átomos iguais ou diferentes.

Ex: molécula de água H2O

REAÇÃO QUÍMICA SEGUNDO O MODELO DE DALTON

O número total de átomos se conserva, ocorre apenas uma mudança na posição dos átomos (rearranjo), alterando a proporção em que eles se ligam uns aos outros, respeitando assim as leis ponderais de Lavoisier e Proust.

A NECESSIDADE DE UM NOVO MODELO PARA O ÁTOMO Os fenômenos de atração e repulsão elétrica já

eram observados desde 600 a.C. por Tales de Mileto

Em 1806, Michael Faraday escreveu: ”Os átomos na matéria são de algum modo dotados ou associados com poderes elétricos, aos quais devem as suas mais notáveis qualidades”

Pouco tempo depois, Benjamin Franklin admite a existência de cargas positivas e negativas

Em 1895, Croockes e Roetgen realizam experimentos com raios catódicos, descobrindo os raios X.

O MODELO ATÔMICO DE THOMSON O modelo de Dalton tinha limitações quanto a

natureza elétrica da matéria, portanto, com base nos experimentos dos raios catódicos, em 1897, o inglês J.J. Thomson elaborou seu modelo atômico que ficou conhecido como modelo “pudim de passas”

A DESCRIÇÃO DE THOMSON PARA O ÁTOMO De acordo com Thomson, átomos são esferas

microscópicas eletricamente neutras e maciças ( o termo maciço logo em seguida foi descartado por Thomson, devido a descoberta da radioatividade).

A esfera do átomo teria carga elétrica positiva e nesta esfera, estariam encrustados subpartículas de carga negativa, que receberam o nome de elétrons.

Consequência: o átomo passa a ser divisível, pois possui subpartículas. O átomo também pode sofrer processo de eletrização.

modelo “pudim de

passas”

A CIÊNCIA DURANTE AS DESCOBERTAS DE THOMSON Em 1896, Becquerel descobre que minérios

de urânio emitem energia capaz de impressionar chapas fotográficas.

O casal Pierre e Marie Curie associam o fenômeno a radioatividade.

Rutherford e Kaufmann realizam experimentos e descobrem que a radioatividade libera três tipos de emissões distintas: alfa(α), beta(β) e gama(γ).

Em 1903, Millikan descobre a carga elementar do elétron (e=-1,6.10-19C) e a massa do elétron (9.10-28g)

O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD A descoberta do elétron levou a uma corrida

para descoberta da subpartícula positiva, usando uma ampola com cátodo furado, em 1886 Goldstein percebeu a existência dos raios canais(positivos). Rutherford chamou esses raios de prótons, que são 1836 vezes mais pesados que os elétrons.

Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford enuncia um novo modelo atômico, baseado no experimento de bombardeio da lâmina de ouro com raios alfa emitidos por polônio. O modelo de Rutherford ficou conhecido como modelo “sistema solar ou planetário”

O EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Experimento da lâmina de ouro: Rutherford explicou que tal fato

ocorreu devido a existência de um

minúsculo núcleo positivo e de

imensos espaços vazios no átomo.

IMPLICAÇÕES DO MODELO DE RUTHERFORD A região em que os elétrons giram em torno

do núcleo se chama eletrosfera. O núcleo é positivo (contendo os prótons) e

ocupa um volume 100.000 vezes menor que o próprio átomo.

Rutherford previu a existência de mais uma subpartícula neutra no núcleo e anos mais tarde (1932), Chadwick confirmou de fato essas partículas e as chamou de neutrons.

PROPRIEDADES DO ÁTOMO

A massa do átomo esta praticamente toda no núcleo, então surgiu o número de massa(A), que equivale a soma do número de prótons (Z) e de neutrons (N) no núcleo:

A = Z + N O número atômico foi deduzido por Moseley

em 1913, que viria em seguida a montar a tabela periódica atual.

Elemento químico passou a ser considerado como um conjunto de átomos com o mesmo número atômico.

SIMBOLOGIA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS O símbolo do elemento químico passou a ser

representado com o número de massa (A) na parte superior e o número atômico (Z) na parte inferior. Ex: simbologia do elemento oxigênio

O átomo é eletricamente neutro, logo, a quantidade de carga positiva (prótons) deve ser igual a quantidade de carga negativa (elétrons):

Número de prótons = número de elétrons Os elementos químicos passaram a ser

classificados de acordo com a relação que existe entre seus números atômicos, de massa e número de elétrons

CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS Isótopos: possuem o mesmo número de prótons Isóbaros: possuem o mesmo número de massa Isótonos: possuem o mesmo número de neutrons Isoeletrônicos: possuem o mesmo número de

elétrons

Ex: isótopos naturais do hidrogênio

prótons massa neutronsIsótopos = ≠ ≠Isóbaros ≠ = ≠isótonos ≠ ≠ =

A ELETRIZAÇÃO DOS ÁTOMOS Em 1883, após vários experimentos envolvendo a

condutibilidade elétrica, o sueco Svante Arrhenius determinou que átomos que perdem elétrons tornam-se eletricamente positivos e átomos que ganham elétrons tornam-se eletricamente negativos, nos dois casos, forma-se íons.

Cátion: íon positivo Ânion: íon negativo Eletrólito: substância que ao se dissolver em

água, forma solução capaz de conduzir corrente elétrica

ex: sal de cozinha (NaCl)

A CONTRADIÇÃO NO MODELO DE RUTHERFORD Segundo a física clássica, o elétron deveria girar em torno

do núcleo e emitir energia durante o movimento, até chocar-se com o núcleo.

Rutherford não conseguiu explicar porque isso não acontece.

Em 1900, Max Planck lança a teoria dos quanta, afirmando que a luz se propaga de forma descontínua, dividida em quantuns.

Niels Bohr analisa a luz emitida pelo hidrogênio (espectro de emissão) no tubo de raios catódicos.

O MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR Bohr elaborou os seguintes postulados para

explicar o espectro de emissão do hidrogênio:

1. O elétron se move em órbitas circulares em torno do núcleo.

2. O valor a energia de cada elétron é um múltiplo do valor de um quantum( ou de um fóton).

3. O elétron se desloca nas órbitas em estado estacionário (com energia constante).

4. Ao passar de uma órbita para outra, o elétron emite ou absorve um quantum ( ou fóton) de energia

A IMAGEM DO ÁTOMO SEGUNDO BOHR Bohr acreditava que o elétron absorve energia ao

“saltar” para uma órbita (nível ou camada) mais externa (estado excitado) e ao retornar para órbita inicial (estado fundamental), emite a energia absorvida, fenômeno chamado de “salto quântico”. Por isso seu modelo foi chamado de “modelo quantizado”.

MOVIMENTO ONDULATÓRIO

Considerando a luz se deslocando de forma ondulatória, cada cor de luz possui um comprimento de onda diferente.

A energia de uma onda (E) ou o próprio comprimento (λ) de onda podem ser calculados pelas equações:

E=hf λ=c/f Onde h é a constante de Planck (6,63.10-34 J.s), f é a

frequência e c é a velocidade da luz (3.108m.s-1)

EMISSÃO DE ESPECTRO LUMINOSO De acordo com as descobertas de Planck e Bohr,

elétrons podem absorver energia e saltar de órbita. Ao retornar a órbitas menores ocorre emissão de energia. Esta energia pode ser registrada por um aparato específico para este fim. Como são vários saltos quânticos, a vários tipos de emissão de energia com diferentes comprimentos de onda (cores diferentes!). O conjunto de cores obtido é o espectro de emissão!!!

A EVOLUÇÃO NO MODELO DE BOHR E O MODELO DE SOMMERFELD O modelo de Bohr era aplicável apenas ao átomo de

hidrogênio, mas estudos paralelos determinaram que os elementos conhecidos possuiriam no máximo 7 órbitas (níveis ou camadas), respectivamente K, L, M, N, O, P e Q.

O físico alemão Sommerfeld analisa o espectro luminoso do hidrogênio e percebe que cada nível é composto por n-1 subníveis e desenvolve mais um modelo atômico acrescentando 4 subníveis: s, p, d e f

O DIAGRAMA DE ENERGIA DE LINUS PAULING O químico americano Linus Pauling desenvolve um

método baseado na mecânica quântica para distribuir corretamente os elétrons em seus níveis, de forma que a ocupação dos níveis ocorra com energia crescente.

ENTENDENDO O DIAGRAMA DE PAULING Pauling acreditava que cada subnível suporta um

número máximo de elétrons : subnível s (2 elétrons), subnível p (6 elétrons), subnível d (10 elétrons) e subnível f (14 elétrons).

Ex: distribuições eletrônicas para os elementos cálcio, oxigênio e titânio respectivamente:

O nível mais distante do núcleo se chama camada de valência e o último nível e subnível da distribuição eletrônica de um átomo são os mais energérticos.

AS BASES DO MODELO ATÔMICO ATUAL

Ao analisar o efeito fotoelétrico proposto por Einstein, o físico francês Louis de Broglie lança em 1924 a idéia de que o elétron pode se comportar como partícula ou como onda, dependendo do fenômeno analisado: a dualidade partícula-onda.

O físico alemão Werner Heisenberg desenvolveu em 1926 uma parte da física chamada mecânica quântica e a utilizou para provar que é impossível determinar a posição e a velocidade do elétron ao mesmo tempo, levando ao conceito de orbital atômico, assim nasce o princípio da incerteza

Ainda em 1926 o físico austríaco Erwin Schrodinger contribui profundamente para o desenvolvimento da mecânica quântica e calcula as funções de onda (ψ) para determinar o formato dos orbitais s, p, d e f no espaço.

ORBITAIS ATÔMICOS

De acordo com o princípio da incerteza, orbitais são regiões do átomo com máxima probabilidade de existirem elétrons

Formato dos orbitais segundo as funções de onda de Schrodinger:

Orbital s:

Orbital p:

Orbital d:

Orbital f:

AS FUNÇÕES DE ONDA(ψ) DE SCHRODINGER A resolução das equações de funções de onda

propostas por Schrodinger permitiram associar valores numéricos relacionados a posição dos elétrons no átomo.

O SURGIMENTO DOS NÚMEROS QUÂNTICOS De acordo com as funções de onda, cada elétron em

um átomo possui um conjunto de 4 números quânticos que servem para indicar a posição do elétron no átomo.

Foi levado em consideração os estudos do físico escocês James Maxwell que relaciona a carga do elétron com campos magnéticos.

A descobertas de Maxwell, aliadas a mecânica quântica mostram que um orbital suporta no máximo 2 elétrons.

O físico austríaco Wolfgang Pauli determina que nenhum elétron pode ter os 4 números quânticos iguais, fato que ficou conhecido como princípio da exclusão de Pauli.

OS ORBITAIS NO ÁTOMO

Os orbitais suportam no máximo dois elétrons, portanto:

Subnível s: suporta até 2 elétrons, portanto possui 1 orbital

Subnível p: suporta até 6 elétrons, portanto possui 3 orbitais

Subnível d: suporta até 10 elétrons, portanto possui 5 orbitais

Subnível f: suporta até 14 elétrons, portanto possui 7 orbitais

Cada orbital pode ser representado por um quadrado que contém os elétrons representados por setas em sentido contrário(sempre!), segundo a regra de Hund:

OS SIGNIFICADOS DOS NÚMEROS QUÂNTICOS

Número quântico principal (n): indica o nível(camada) em que o elétron se encontra.

Número quântico secundário ou azimutal(l): indica o subnível em que o elétron se encontra.

Número quântico magnético (ml): indica o orbital em que o elétron se encontra.

Número quântico de spin (s): indica o sentido de rotação do elétron no orbital.

OS VALORES ASSUMIDOS PELOS NÚMEROS QUÂNTICOS Número quântico principal (n): varia de 1 até

∞ (na prática varia de 1 até 7) Número quântico secundário ou azimutal(l):

varia de acordo com o subnível, S=0, p=1, d=2, f=3

Número quântico magnético (ml): varia de –l até +l dependendo do orbital.

Número quântico de spin (s): pode assumir os valores -1/2 ou +1/2 dependendo da convenção adotada.

APLICANDO OS NÚMEROS QUÂNTICOS Considerando um átomo genérico cuja

distribuição eletrônica termine em 4p1:

E A CIÊNCIA CONTINUA!!!!!!!!!!

OBRIGADO!!!!!!!!