A ideia de dividirmos uma porção

qualquer de matéria até chegarmos a

uma partícula que não possa ser mais

dividida, é muito antiga e surgiu na

Grécia onde ÁTOMO significa “não há

partes, não divisível”.

A = negação; TOMOS = parte

Leucipo de Mileto (440 a.C.) & Demócrito (460 a.C. – 370 a. C.)

John Dalton (1766 – 1844)

O Átomo de Dalton (1803)

John Dalton propôs um modelo de átomo onde

defendia as seguintes ideias:

toda a matéria é composta por átomos;

os átomos são indivisíveis;

os átomos não se transformam uns nos outros;

os átomos não podem ser criados nem

destruídos;

os elementos químicos são formados por átomos

simples;

toda a reacção química consiste na união ou separação de átomos;

átomos de elementos químicos diferentes são diferentes entre si;

os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos entre si, em tamanho, forma, massa e demais propriedades;

substâncias simples são formados a partir de átomos iguais, numa relação numérica simples.

substâncias compostas são formadas por átomos diferentes ligados entre si numa unidade estrutural (as moléculas);

O Átomo de Dalton (1803)

Joseph John Thomson (1856 - 1940)

Modelo Atómico de Thomson “ Pudim de Passas”

A massa do átomo é a massa das partículas positivas. Os electrões não são levados em conta por serem muito leves.

A matéria é electricamente neutra e os electrões possuem carga negativa; logo, o átomo deve possuir igual número de carga positiva para que a carga total seja nula.

A matéria eventualmente adquire carga eléctrica; isso significa que os electrões não estão rigidamente presos no átomo e em certas condições podem ser transferidos de um átomo para outro.

Os átomos não são maciços e indivisíveis.

Modelo Atómico de Thomson

O Átomo de Rutherford (1871 -1937 )

Experiência de Rutherford (1911)

tela recoberta com

sulfureto de zinco

As cintilações

indicam os pontos

onde as partículas

alfa colidem.

placas de

chumbo

lâmina de

ouro fina

tijolo de chumbo

perfurado

polónio: fonte de

partículas alfa

Experiência de Rutherford (1911)

A experiência consistiu em bombardear uma lâmina fina de

ouro com partículas alfa (positiva) emitidas pelo polónio.

Para conseguir um feixe de partículas alfa, foi utilizado um

anteparo de chumbo, provido de uma fenda, de maneira

que só passassem pelo chumbo as partículas que

incidissem na fenda.

Rutherford colocou, atrás da lâmina de ouro, um anteparo

tratado com sulfureto de zinco, que é uma substância que

se ilumina quando uma partícula radioactiva o atinge.

Experiência de Rutherford (1911)

A maioria das partículas alfa atravessam a lâmina de

ouro sem sofrer desvios;

Poucas partículas alfa sofrem desvios ao atravessar a

lâmina de ouro.

Poucas partículas alfa não atravessam a lâmina de

ouro;

O que observou Rutherford?

Explicação da Experiência:

A maioria das partículas passam pela lâmina de ouro sem sofrer desvios: a maior parte da lâmina de ouro é formada por espaços vazios (eletrosfera);

Algumas partículas não conseguem atravessar a lâmina de ouro: encontram barreiras dentro da lâmina, ou seja, na lâmina de ouro devem existir pequenas massas (núcleo).

Algumas partículas sofrem desvios ao passar pela lâmina de ouro: são repelidas, ou seja, a lâmina de ouro apresenta regiões com a mesma carga elétrica que as partículas alfa (núcleo positivo);

Analisando, observando e comparando:

Comparando o número de partículas alfa

lançadas, com o número de partículas alfa que

sofriam desvios, Rutherford calculou que o raio

do átomo deveria ser 10.000 a 100.000 vezes

maior do que o raio do núcleo, ou seja, o átomo

seria formado por espaços vazios.

A grande maioria das partículas atravessava a

lâmina de ouro por esses espaços vazios.

Os desvios sofridos pelas partículas alfa eram

devidos às repulsões eléctricas entre o núcleo

(positivo) e as partículas alfa, também positivas.

Para equilibrar a carga eléctrica positiva do núcleo

atómico devem existir cargas eléctricas negativas

(electrões) ao redor do núcleo.

O modelo atómico de Rutherford

"modelo planetário".

Uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de

uma carga positiva estacionária, adquire movimento

espiralado, em sua direcção, acabando por colidir com

ela.

Essa carga em movimento perde energia, emitindo

radiação. O modelo planetário de Rutherford, em seu

estado normal, não emite radiação.

Falhas do Modelo Planetário

Niels Bohr (1885-1962)

Modelo atómico de Rutherford – Bohr -1913

Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr

expôs algumas ideias que modificaram e

explicaram as falhas do modelo planetário

do átomo.

O modelo atómico apresentado por

Bohr é conhecido por modelo atómico de

Rutherford-Bohr.

A descontinuidade das riscas espetrais está associada à

descontinuidade da energia do eletrão no átomo.

O modelo de Bohr

Com base em evidências experimentais, nomeadamente através do estudo do espetro atómico descontínuo do hidrogénio, Bohr formulou o seu modelo para o átomo de hidrogénio, admitindo que: 1. O eletrão gira à volta do núcleo em órbitas circulares. 2. O raio das órbitas só pode tomar valores múltiplos do quadrado de

um número inteiro n. 3. A energia do eletrão também é quantificada e é dada por: 4. O eletrão não absorve nem emite energia enquanto percorre

determinada órbita. 5. Quando o eletrão transita de uma órbita mais interna para uma

mais externa absorve energia.

A equação apresentada por Bohr para

a energia do eletrão no átomo de

hidrogénio é:

Em que n é o número do

nível de energia.

A energia do eletrão no átomo de hidrogénio

resulta da soma da energia cinética com a

energia potencial.

Eeletrão = Ecinética + Epotencial

EC > 0 ; Ep < 0

|Ep| > EC EC + Ep < 0

A energia do eletrão – átomo de hidrogénio

O estado de mais baixa

energia corresponde ao

nível mais estável e

designa-se por estado

fundamental.

Quando o eletrão do átomo de

hidrogénio se encontra em

qualquer um dos níveis de energia

correspondentes a n = 2,3,..., cuja

energia é superior à do estado

fundamental, diz-se que se

encontra num estado excitado.

Absorção e emissão de energia no átomo de hidrogénio

Eradiação = Enível mais elevado - Enível mais baixo

Vísivel

UV

IV

IV

IV

A energia mínima necessária para

remover o electrão do átomo de

hidrogénio no estado fundamental é

J

A energia dos electrões

num átomo, nos diferentes

estados estacionários, é

negativa.

Diagrama de energia do

electrão no átomo de

hidrogénio, nos diferentes

estados estacionários.

Como podemos calcular a energia de um nível se for

conhecida a energia de outro nível?

SE:

Sommerfeld (1868 -1951)

Modelo atómico de Sommerfeld

Logo após Bohr enunciar o seu modelo, verificou-se que um eletrão, numa mesma camada, apresentava energias diferentes. Como poderia ser possível se as órbitas fossem circulares? Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elíticas, pois numa elipse há diferentes excentricidades (distância do centro), gerando energias diferentes para uma mesma camada.

Modelo atómico atual

Modelo da nuvem eletrónica

Heisenberg, Nobel

de Física de 1932. Louis de Broglie, Nobel

de Física de 1929.

A teoria de Bohr aplicou-se com sucesso ao átomo de

hidrogénio, mas falhou na descrição de átomos mais complexos.

Entretanto, essa teoria foi um elo importante entre a velha teoria

quântica (1900-1925) e a nova, a Mecânica Quântica.

Sabe-se hoje que os eletrões não têm órbitas fixas em volta do núcleo. É errado, inclusive, associar-lhes trajetória, devendo antes falar-se de probabilidade de encontrar o eletrão numa dada região à volta do núcleo.

O conceito de órbita foi substituído por orbital (orbital descreve o comportamento do eletrão no átomo).

No modelo

atómico atual No primeiro modelo

atómico de Bohr

O eletrão descreve órbitas.

Órbita – linha onde existe a certeza

de encontrar o eletrão, com uma

dada energia.

O eletrão ocupa uma orbital.

Orbital – região do espaço onde há

probabilidade de encontrar um

eletrão, com uma dada energia.

Maior probabilidade de encontrar o

eletrão

Menor probabilidade de encontrar o

eletrão

O modelo atómico atual é um modelo

matemático - probabilístico que se baseia em

dois princípios:

Princípio da incerteza de Heisenberg: é

impossível determinar com precisão a posição

e a velocidade de um eletrão num mesmo

instante.

Princípio da dualidade da matéria de Louis de

Broglie: o eletrão apresenta característica dual,

ou seja, comporta-se como matéria e energia,

sendo portanto, uma partícula-onda.

O modelo atómico atual

Erwin Schrodinger (1926) – Modelo da nuvem eletrónica (modelo quântico) – o átomo consiste num denso núcleo composto por protões e neutrões e circundado por eletrões que existiam em diferentes nuvens em vários níveis de energia. Juntamente com Werner Heisenberg, desenvolveu um modelo probabilístico para determinar regiões ou nuvens onde há mais probabilidade de se encontrar eletrões.

Chadwick

1932 - neutrão

Número de orbitais possíveis em cada nível de energia

Um feixe de átomos de H submetido a um campo magnético não

homogéneo divide-se em dois feixes com sentidos opostos, isto

prova que os eletrões podem ter dois tipos de rotação.

Caracterização do eletrão.

Número quantico de Spin

http://plato.if.usp.br/1-2005/fnc0376n/Goudsmit/Goudsmit.htm

sentido

direto

sentido

indireto

Isto prova que existem dois movimentos de

rotação possíveis para o eletrão.

• Um no sentido dos ponteiros do relógio;

• Outro em sentido contrário.

Nos átomos hidrogenóides a energia depende do número quântico principal n.

ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS HIDROGENÓIDES

Em todos os outros átomos a energia das orbitais depende de n e de l

ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELETRÓNICOS

ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELETRÓNICOS

ENERGIA DAS ORBITAIS NOS ÁTOMOS POLIELETRÓNICOS

DISTRIBUIÇÃO DOS ELETRÕES PELAS ORBITAIS

DISTRIBUIÇÃO DOS ELETRÕES PELAS ORBITAIS

DISTRIBUIÇÃO DOS ELETRÕES PELAS ORBITAIS

Principio da Energia Mínima – a distribuição eletrónica deve

conferir ao átomo o estado de menor energia possível.

Regra de Hund – no preenchimento das orbitais com igual

energia, distribui-se primeiro um eletrão por cada orbital, de modo a

ficarem com o mesmo spin, e só depois se completam, ficando com

spins opostos.

Principio de exclusão de Pauli – cada orbital só pode conter,

no máximo dois eletrões, que só diferem no número quântico

de spin.

Diagrama de Linus Pauling

Com base nos princípios e regras enunciados, o químico

Linus Pauling elaborou um diagrama de preenchimento

das orbitais, que facilita a escrita das configurações

eletrónicas dos átomos.

Ao conjunto do núcleo

com os eletrões mais

internos chama-se cerne.

Os eletrões do cerne

representam-se através

da configuração

eletrónica do gás nobre

que é anterior ao

elemento que se

considera.

O modelo

atómico atual

O modelo atómico atual