Aula 1- Modelos atômicos

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

*
Modelos Atômicos
 Leucipo (450 a.C.) – matéria descontínua.
 Demócrito (450 a.C.) – ÁTOMO (A = não, TOMO = divisível).
 John Dalton (1803) - foi o primeiro a sugerir um modelo atômico baseado em evidências científicas. Segundo ele, o átomo era um partícula maciça e indivisível (modelo da bola de bilhar). Dalton conseguia explicar a Lei da Conservação das massas (Lavoisier) e a Lei da Composição Definida (Proust), entretanto, o não previa a existência de partículas subatômicas.
*
Modelos Atômicos
 Joseph John Thomson (1897) - o átomo era uma esfera de massa fluida, positiva, divisível, cuja carga era neutralizada pelos elétrons, que estariam incrustados no interior (Modelo do Pudim de passas). No átomo de Thomson, os elétrons possuíam um único movimento possível, o de vibração.
*
Modelos Atômicos
 Ernest Rutherford (1911) – bombardeou uma finíssima lâmina de ouro de mais ou menos 100 nm de espessura (1nm = 10-9m) com partículas  (He2+) emitidas por pedaço de polônio. Umas poucas se desviavam, pouquíssimas retornavam e a maioria atravessava a lâmina.
*
Modelos Atômicos
 Com este experimento, Rutherford concluiu que o átomo possuía uma região central, que ele chamou de núcleo, concentrando toda carga positiva, e uma região externa, com os elétrons girando, que ele chamou de eletrosfera. 
 Rutherford também previu a existência de uma partícula sem carga elétrica e com massa igual a do próton e deu-lhe nome nêutrons. O modelo de Rutherford também é conhecido como modelo planetário.
*
Modelos Atômicos
 Niels Bohr (1913) – Bohr baseou seu modelo na teoria dos quanta de Max Planck e nos espectros de emissão dos elementos quando aquecidos.
 Ele percebeu que, quando os átomos de um determinado elemento são aquecidos, a uma certa temperatura, emitem luz. Essa luz tem um comprimento de onda () característico de cada elemento. Cada  corresponde a uma cor do “arco-íris” e à emissão de uma quantidade de energia (E).
h = constante de Plank = 6,63x10-34 J.s
 = frequência da radiação (Hz ou s-1)
 = comprimento de onda (m)
c = velocidade da luz = 3x108 m/s
*
Espectros de emissão dos átomos
Equação de Rydberg
f = freqüência (Hz)
n1 = camada inicial
n2 = camada final
R = 3,29x1015 Hz = Constante de Rydberg
*
Modelos Atômicos
Espectros da radiação eletromagnética
*
Modelos Atômicos
 Postulados de Bohr:
1 – Os elétrons descrevem, ao redor do núcleo, órbitas circulares com energia fixa e determinada  órbitas estacionárias.
2 – Os elétrons em movimento circular não recebe nem emite energia espontaneamente  estado fundamental.
3 – Quando um elétron recebe energia externa suficiente, ele salta para outra órbita de maior energia  estado excitado.
4 - Após receber essa energia, o elétron tende a voltar à sua órbita original, devolvendo a energia recebida sob a forma de luz ou calor.
 
 Bohr explicou o espectro do átomo de hidrogênio e generalizou seu modelo para espécies monoeletrônicas (que têm apenas um elétron na eletrosfera): Ex: He+, Li2+, Bi3+.
*
Modelos Atômicos
Emissão atômica
*
Conceitos fundamentais
*
Número de Massa (A)
Número atômico (Z)
Z = np
A = np + nn 
ou 
A = Z + nn
Átomo neutro  np = ne 
np = número de prótons
nn = número de nêutrons
ne = número de elétrons
Conceitos fundamentais
*
Elemento é um conjunto de átomos de mesmo número atômico. Ex: Fe, Au, O2, H2, etc.
Os elementos químicos podem ser classificados em isótopos, isóbaros e isótonos. Veja a tabela abaixo:
Conceitos fundamentais
*