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2014_Mobin_Mobex_Aula 01_Modelos atômicos

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QUÍMICA
PROF.BECHARA
Aula 01 - Modelos atômicos
Evolução dos modelos atômicos
Química
Prof. Bechara
Química
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ÁTOMO: o desenvolvimento de uma idéia.
O átomo é a partícula que representa um determinado elemento químico. O desenvolvimento da Química como ciência deu-se ao acatar e desenvolver esse conceito e no trabalho de definir as propriedades físicas e químicas dos mesmos. 
Nas culturas grega e hindu (há mais de 2500 anos) pregava-se 	que o universos era formado de quatro elementos fundamentais: Fogo, ar, terra e água.
A=não
TOMO=divisão
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450 a.C. – Leucipo de Mileto: A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores até atingir uma partícula fundamental, minúscula e indivisível.
400 a.C. – Demócrito de Abdera: Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.
Leucipo e Demócrito foram os primeiros de que se tem notícia a propor que tudo se compõe de átomos (indivisíveis) e vazios. Essa ideia passou a ser chamada de “atomismo”.
Cultura grega
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350 a.C. – Aristóteles: A descontinuidade da matéria: os quatro elementos fundamentais (a água, o fogo, o ar e a terra).
Apesar de errado, o conceito aristotélico de matéria, juntamente com toda a sua filosofia, foi aceito oficialmente durante mais de 2000 anos. Nesse período, apenas ao alquimistas aceitavam a existência de elementos básicos.
Cultura grega
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Modelo atômico de Dalton (1803)
Primeiro modelo atômico com base experimental.
Modelo da bola de bilhar.
Por volta de 1803, John Dalton, professor de ciências inglês e descobridor da alteração genética conhecida como Daltonismo, sugeriu que a maioria das observações químicas feitas no século XVIII poderiam ser explicadas a partir da ideia de que a matéria seria formada por átomos indivisíveis. Foi então que Dalton fez cinco importantes proposições:
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Modelo atômico de Dalton (1803)
1a.) Toda a matéria é formada por unidades fundamentais chamadas átomos.
2a.) Os átomos são perpétuos e indivisíveis, não podem ser criados, nem destruídos.
3a.) Os átomos de um determinado elemento químico são idênticos em todas as suas propriedades. Átomos de elementos químicos diferentes têm propriedades diferentes.
4a.) Uma alteração química (ou reação química) é uma combinação, separação ou rearranjo de átomos.
5a.) Os compostos químicos são constituídos de átomos de elementos químicos diferentes numa proporção fixa.
Estas proposições produziram as ideias a seguir.
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Modelo atômico de Dalton (1803)
Natureza discreta da matéria: todos os átomos de um determinado elemento químico apresentam as mesmas propriedades. O átomo é uma diminuta partícula neutra, maciça e indivisível.
Lei da conservação de massa: em uma reação química nenhum átomo desaparece ou se transforma num átomo de outro elemento.
Lei da composição constante: compostos são formados pela combinação de átomos de dois ou mais elementos. Em um determinado composto, os números relativos de átomos de certo tipo são constantes.
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A ampola de Crookes
Na metade do século XIX, Sir William Crookes desenvolveu um dispositivo para estudar descargas elétricas em gases a baixa pressão (Tubo de Crookes). Este dispositivo era constituído de um tubo com uma saída ligada a um sistema de vácuo e dois eletrodos, sendo um negativo (cátodo) e outro positivo (ânodo), ligados a uma fonte de alta tensão acima de 20.000 V.
Tubo A: vácuo mediano com certa incandescência no interior do tubo.
Tubos B e C: Quanto menor a pressão interna mais a incandescência aparece em torno do ânodo.
Tubo D: a introdução de um pedaço de ZnS possibilita a projeção de uma sombra na parede do ânodo.
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Modelo do pudim com passas. Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do e– (raios catódicos).
Em 1897, Joseph John Thomson, que recebeu o prêmio Nobel em 1906 pelos seus trabalhos sobre o estudo dos elétrons, fez um experimento utilizando o tubo de descargas. Thomson acrescentou um par de placas metálicas ao arranjo original e verificou que os raios catódicos podem ser desviados na presença de campo elétrico ou de campo magnético.
Modelo atômico de Thompson (1897)
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Em 1898, J. J. Thomson começou a se intrigar com a seguinte questão: além dos elétrons o que mais existiria dentro de átomo?
Se os elétrons podem ser retirados de um átomo deixando para trás um íon positivo e como este íon positivo foi formado a partir da retirada desse elétron, consequentemente o íon positivo teria uma massa maior do que a massa do elétron.
Foi então que ele propôs um modelo para a estrutura atômica: Cada átomo seria formado por uma grande parte positiva que concentraria a massa do átomo e por elétrons que neutralizariam essa carga positiva. Ou seja, teríamos uma esfera de carga elétrica positiva dentro da qual estariam dispersos os elétrons.
O número de elétrons seria tal que a carga total do átomo seria zero.
Modelo atômico de Thompson (1897)
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 Determinação da relação carga/massa do elétron: Thompson verificou que os raios catódicos sofriam desvio em sua trajetória, caracterizando assim sua natureza negativa. Aplicando os campos elétrico e magnético simultaneamente, Thompson pôde determinar a relação carga/massa (q/m) do recém descoberto elétron.
Na época: -1,8x1011C/kg	Hoje corrigida: -1,76x108C/g
Modelo atômico de Thompson (1897)
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A descoberta dos prótons foi atribuída ao alemão Eugen Goldstein, que em 1886 realizou a experiências com os raios canais ou raios anódicos.
Modelo atômico de Thompson (1897)
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Philip Lenard aperfeiçoou o modelo que descrevia a estrutura dos átomos. Como a matéria é ordinariamente eletricamente neutra (ninguém leva um choque elétrico ao segurar um objeto), Lenard ponderou que as cargas negativas e positivas que compõem os átomos devem anular-se mutuamente. Desta forma, propõe que o átomo seja formado por pares de cargas negativas e positivas distribuídas pelo seu interior.
Modelo atômico de Lenard (1903)
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Hantaro Nagaoka criou o Modelo Atômico Saturniano. O modelo estabelecia que o átomo era formado de um caroço central carregado positivamente e, portanto, rodeado de anéis de elétrons, girando semelhante ao planeta Saturno, por isso, o nome do modelo.
Hantaro Nagaoka faleceu no ano de 1950.
Modelo atômico de Nagaoka (1903)
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A experiência de Millikan (1909)
Robert Millikan realizou um experimento pulverizando gotas de óleo entre duas placas metálicas paralelas. Após a irradiação com raios-X, as gotas de óleo receberam elétrons do ar. Millikan impediu que as gotas caíssem com uma variação no campo elétrico entre as placas. Conhecendo a massa da gota de óleo e carga necessária para que esta permanecesse suspensa, Millikan determinou a carga de elétron (-1,602x10-19C). Utilizando a relação c/m do elétron determinada por Thompson, Millikan calculou a massa do elétron (9,1x10-28g).
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Modelo do sistema planetário. Em 1909, Ernest Rutherford, Hans Geiger e Ernest Marsden realizaram, no próprio laboratório do professor Ernest Rutherford, uma série de experiências que envolveram a interação de partículas alfa com diversos materiais como papel, mica e ouro. Eles perceberam que algumas partículas sofriam diversos tipos de desvio em suas trajetórias quando atravessavam as amostras, ou seja, as partículas sofriam espalhamento.
Modelo atômico de Rutherford (1911)
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Modelo atômico de Rutherford (1911)
Rutherford imaginou que o átomo seria composto porum núcleo positivo e muito pequeno, hoje se sabe que o tamanho do átomo varia de 10.000 a 100.000 vezes maior do que o tamanho do seu núcleo. Ele também acreditava que os elétrons giravam ao redor do núcleo e neutralizavam a carga positiva do núcleo. Este modelo foi difundido no meio científico em 1911. Rutherford não consegue explicar porque os e– não colidem com o núcleo.
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As origens da Teoria Quântica
(o colapso do átomo de Rutherford)
De acordo com os princípios da física conhecidos em 1911, um átomo contendo um pequeno núcleo carregado positivamente com elétrons orbitando deveria ser instável. Estes elétrons em movimento translacional em volta do núcleo, segundo uma trajetória circular, deveriam emitir luz dissipando energia continuamente até que todo o movimento cessasse. Assim o elétron colidiria com e núcleo, provocando uma explosão.
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CRONOLOGIA DOS MODELOS ATÔMICOS
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É uma onda eletromagnética que se propaga no vácuo e que possui perturbações oscilantes dentro do campo visível do olho humano.
c = . 
c: velocidade da luz = 2,9979246x108m/s
: comprimento de onda
: frequência
LUZ
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A amplitude esta relacionada com a intensidade do brilho
(energia por unidade de volume) da onda. A intensidade é
proporcional ao quadrado da amplitude (A2).
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TESTE DE CHAMA
Todo composto químico, quando levado à chama ou exposto a raios catódicos (no caso de gases), emite luz com cor característica. Por exemplo, na figura abaixo podem ser vistas as cores para diversos compostos metálicos quando levados à chama.
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LINHAS ESPECTRAIS
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Modelo quântico. Em 1913, o físico dinamarquês Niels Henrik David Bohr, começou a desvendar o dilema que a física clássica parecia não conseguir explicar, ou seja, por que o átomo era estável? Para Bohr cada átomo de um elemento químico tem disponível um conjunto de energias quantizadas (constantes) ou níveis de energia ocupados pelos seus elétrons. Na maior parte do tempo o átomo está no seu estado fundamental, ou seja, os elétrons estão ocupando os níveis de energia mais baixos. Quando o átomo absorve energia de uma descarga elétrica ou de uma chama seus elétrons “pulam” para níveis de energia mais altos. Neste caso dizemos que o átomo está no estado “excitado”. Niels Bohr resgatou a teoria de Rutherford e sugeriu que as leis que davam conta do movimento dos grandes corpos não eram adequadas para explicar o comportamento do mundo atômico. Bohr tentou resolver o aparente paradoxo analisando a estrutura atômica com auxilio da teoria quântica da energia, desenvolvida por Max Planck em 1900. Nestes estudos, Bohr sugeriu que a eletrosfera estivesse dividida em sete órbitas estacionárias ou camadas envoltórias
Modelo atômico de Bohr (1913)
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Modelo atômico de Bohr (1913)
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Modelo atômico de Bohr (1913)
06 Postulados:
Os elétrons movem-se ao redor do núcleo em órbitas bem definidas (orbitas estacionárias);
Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia;
Ao saltar de uma órbita (ou camada) para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade definida de energia (quantum). Este quantum de radiação tem energia h cujo valor é igual à diferença de energia entre os dois estados;
Os estados eletrônicos permitidos são aqueles nos quais o momento angular (mvr) do elétrons é quantizado em múltiplos: mvr = n h/2.
A liberação de energia ocorre sempre na forma de energia luminosa (fóton);
Energia do elétron na n-ésima órbita do átomo de hidrogênio:
En = – h.R/n2, onde R é a constante de Rydberg (3,29x1015s-1), h é a constante de Planck (6,626x10-34J.s) e n é a camada ou nível de energia.
	n	1	2	3	4	5	6	7
	E (eV)	-13,60	-3,40	-1,51	-0,85	-0,54	-0,37	-0,27
	E (10-18 J)	-2,18	-0,54	-0,24	-0,14	-0,09	-0,06	-0,04
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Condição de frequência de Bohr ou salto quântico
Modelo atômico de Bohr (1913)
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Modelo atômico de Bohr (1913)
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Modelo atômico de Bohr (1913)
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Modelo atômico de Bohr (1913)
Limitações do modelo de Bohr
•Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. Não explica o comportamento de átomos polieletrônicos.
•Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas.
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 Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Arnold Sommerfeld introduziu os subníveis de energia. Para cada camada eletrônica (n), há uma órbita circular e (n-1) órbitas elípticas.
Modelo atômico de Sommerfeld (1916)
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Princípio de Dualidade (Louis De Broglie)
A todo elétron em movimento está associada uma onda característica, ou seja, ora o elétron se comporta como uma partícula material e ora como uma onda eletromagnética.
As sementes para um novo modelo viriam do conceito de que todas as formas de irradiação eletromagnéticas apresentam as propriedades das ondas e das partículas. Esse conceito levou o oficial da marinha Louis de Broglie (1892-1987) a pensar que as partículas da matéria poderiam apresentar características ondulatórias.
Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou:
Propriedade de partícula: momento linear (p=mv);
Propriedade ondulatória: comprimento de onda ().
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Princípio da Incerteza (Werner Heisenberg)
Não é possível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante, pois os próprios instrumentos de medição interferem na trajetória do elétron.
Incerteza na localização: x
Incerteza na velocidade (momento linear): p
constante de Planck reduzida ou constante de Dirac: ħ
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A mecânica quântica (Erwin Schödinger)
Resultados experimentais com partículas podem ser explicados por padrões como as ondas através da equação:
Assim, o conceito mecânico ondulatório de Erwin Schödinger (1887-1961) produziu outra visão do átomo, que substituiu o modelo de Bohr. Quase simultaneamente, A. Rosenberg chegou à mesma conclusão, apesar de ter trilhado caminhos diferentes.
Orbital: região do espaço em que a densidade de probabilidade (2) de encontrar o elétron é máxima (100%). Onde é mais denso, a probabilidade é maior. A posição do elétron só pode ser estabelecida no momento do experimento.
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REFÊRENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Atkins, Peter & Jones, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. trad. Ignez Caracelli ...[et al.] . Porto Alegre, Bookman, 2001.
Brown, T.L., Le May, H.E.Jr e Bursten, B.E. Química, ciência central. Rio de Janeiro, LTC, 1999.
Feltre, Ricardo e Yoshinaga, Setsuo. Físico – Química, vol. 2. São Paulo, Moderna, 1974.
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Kotz, John C. e Treichel Jr, Paul. Química e Reações Químicas. Rio de Janeiro, LTC, 1998.
Mahan, Bruce M.e Myers, Rollie J. Química, um curso universitário. São Paulo, Edgard Blücher, 1995.
Masterton, William L., Slowinski, Emil J. e Stanitski, Conrad L. Princípios de Química. Rio de Janeiro, LTC, 1990.
O’Connor, Rod. Introdução à Química. Trad. Elia Tfouni ... [et al]. São Paulo, Harper & Row do Brasil, 1977.
Russel, John Blair. Química Geral, tradução Márcia Guekezian... São Paulo, Makron Books, 1994.
Ziani Suarez, Paulo Anselmo e Mindim, Kleber Carlos. Química Geral.Brasília, Editora UnB, 2003
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