Estrutura Eletrônica 1

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Modelo Atômico de Dalton (1803)
1. Os elementos são formados por pequeníssimas partículas, os átomos.
2. Todos os átomos de um determinado elemento são idênticos entre si.
3. Os átomos de um determinado elemento são diferentes dos átomos de outro elemento e o que os diferencia são suas massas relativas.
4. Os átomos de um elemento podem se combinar com átomos de outros elementos formando os átomos compostos. Um dado composto possui sempre o mesmo numero relativo de tipos de átomos.
5. Os átomos não podem ser criados, divididos ou destruídos através de processos químicos. Uma reação química simplesmente altera o modo de agrupamento dos átomos.
Dalton estava convencido de que o que formava a matéria eram os átomos e, ainda, de que a massa dos átomos determinava o comportamento macroscópico das substancias. Elaborou então um modelo para a estrutura da matéria baseado nos seguintes postulados:
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Em 1785, o químico francês Antoine-Laurent de Lavoisier, apos numerosos e cuidadosos experimentos quantitativos, provou que o ar não era um elemento e sim formado por elementos: “oxigênio” e “azoto”. Também demonstrou que a água poderia ser decomposta em “hidrogenio” e “oxigenio”. Enfim, enuncia uma das mais importantes leis da Química, a Lei da Conservação da Massa.
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Tabela das massas relativas proposta por Dalton
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Modele atômico de Thomson (1904)
Descobriu experimentalmente o elétron e ele estava certo que tal partícula era proveniente da matéria. Logo, deveria ser parte integrante do átomo.
Como a matéria é eletricamente neutra, e o elétron negativo, deveria haver algo positivamente carregado.
O átomo seria constituído de elétrons que girariam em círculos imersos em uma bolha esférica de uma substância carregada positivamente.
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Modelo atômico de Rutherford (1911)
O átomo consistiria em um núcleo muito pequeno, positivamente carregado, rodeado por uma nuvem de elétrons. 
 A massa do átomo estaria quase que totalmente concentrada no núcleo.
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Modelo atômico de Rutherford
O modelo de Rutherford, aliado a descoberta do próton, nêutron e elétron, permitiu o entendimento e a classificação das substancias através de dois números:
- Numero atômico Z: é o numero de prótons de um átomo;
- Numero de massa A: é o numero de prótons + o numero de nêutrons de um átomo;
Alem da carga q do elemento, no caso de ser um íon.
Hoje, representa-se um átomo ou íon através da seguinte notação:
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Luz branca: composta de uma mistura de ondas eletromagnéticas de todas as frequências do espectro visível
Prisma ótico
Refração: desvio do raio de luz
Dispersão: desvio da luz de diferentes comprimentos
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Linhas encontradas na região do visível: série de Balmer
(J.J. Balmer – físico suíço, 1885)
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Bohr: descrição do espectro de linhas
um átomo tem níveis de energia (quantizados)
cada nível tem uma “população” máxima de elétrons
Estado fundamental: todos os elétrons estão nos níveis de energia mais baixos que lhes são disponíveis
Estado excitado: elétrons são elevados a um nível de energia maior
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Níveis de energia quantizados no átomo de hidrogênio
cada nível representa uma quantidade de energia permitida
energia
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raios grandes: níveis de energia altos