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TEORIA ATÔMICA SEMELHANÇAS ATÔMICAS AULA 3 Profa. Karen Segala EVOLUÇÃO DO MODELO ATÔMICO O MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD (1916) O físico alemão Sommerfeld em 1916: mecânica quântica, os e- descreviam órbitas circulas e ELÍPTICAS ao redor do núcleo. A energia liberada como fóton: as camadas eletrônicas (subdivisões), os sub-níveis energéticos - s, p, d, f. órbita (s) - circular ; p; d; f - elípticas MODELO DA MECÂNICA QUÂNTICA OU MECÂNICA ONDULATÓRIA (1924-1927) O modelo atômico atual foi criado entre 1924-1927, principalmente por De Broglie, Heisenberg e Schrödinger Pelo modelo atômico atual, modelo da mecânica quântica, não se admite mais a existência de órbitas, nem circulares nem elípticas, para os elétrons: regiões de máxima probabilidade de se encontrar um elétron, no seu movimento ao redor do núcleo. (Princípio da Dualidade onda-partícula) DE BROGLIE E SCHRÖDINGER LOUIS DE BROGLIE: (1924) demonstrou matematicamente o comportamento dualísta do e- (partícula e onda). Propôs um modelo baseado em fatos experimentais: partícula-onda. De Broglie usou matemática sofisticada para mostrar que as propriedades ondulatórias de objeto de tamanho normal, como uma bola de futebol, são por demais pequenas para serem observadas. No entanto, em objetos pequenos, como elétron, as propriedades ondulatórias tornam-se significativas. As hipóteses de De Broglie foram confirmadas por outros cientistas O PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEINSENBERG HEISEMBERG: é impossível determinar ao mesmo tempo a posição e a velocidade do e- (PRINCÍPIO DA INCERTEZA). Não se pode conhecer com precisão absoluta a posição ou o momento (e, portanto, a velocidade) de uma partícula. Para medir qualquer valores, acabamos os alterando: questão de física quântica (e não medição!) Pode-se determinar, com exatidão a posição OU a velocidade do elétron, mas NUNCA AMBOS SIMULTANEAMENTE, sem erros. Heisemberg (1901- 1976) Orbital: região que apresenta grande probabilidade de se encontrar um elétron CONCEITO DE ORBITAL Modelo Atômico Clássico X Modelo Atômico Atual Modelo atômico da nuvem eletrônica Os cientistas abandonaram a ideia de que o e- descrevia uma trajetória definida em torno do núcleo; Regiões de maior probabilidade de encontrar os e - : orbitais X Carga + , prótons (p) e nêutrons (n)), Regiões praticamente vazias (eletrosfera), encontram-se os elétrons (e), de carga - Os químicos usam a existência dos átomos para definir o elemento: Elemento químico é uma substância formada por um único tipo de átomo. Hoje em dia, há instrumentação específica que fornece evidências muito mais diretas da existência dos átomos. Os átomos existem e são as unidades que formam os elementos Até 2005, 115 elementos haviam sido descobertos ou criados, mas em alguns casos, somente em quantidades muito pequenas. Atualmente, existe mais de 116 EQ conhecidos, ~ 20% não existe na natureza: foram sintetizados em laboratórios. IDENTIFICAÇÃO DOS ÁTOMOS: ASPECTOS ATUAIS Muitos progressos práticos foram realizados nestes últimos anos. Surgiram vários tipos de aparelhos que manipulam diretamente os átomos. Foto: letras IBM estão escritas com átomos, 35 átomos de Xenon sobre Níquel. Realizada com um microscópio de tunelamento, a -270 C. (Fonte: IBM website) Microscópios de tunelamento e miscroscópios de força atômica (Scanning Tuneling Microscope, Atomic Force Microscope): Permitem “ver e manipular” os átomos individualmente, Além de visualizar os átomos de uma superfície, permite deslocá-los, empurrando-os, arrastando-os pela superfície, etc. Átomos de Ferro sobre Cobre. (Fonte: IBM website) NÚMEROS QUÂNTICOS caracterizam a energia do elétron no átomo • Principal (n): indica o nível de energia do e- ; • Secundário ou azimutal (l): indica a energia do e- no sub-nível; • Magnético (m ou ml): indica a energia do e- no orbital; • Spin (s ou ms): é o movimento de rotação do e-. • Principal (n): indica o nível de energia do elétron Nível energético K L M N O P Q n 1 2 3 4 5 6 7 • Secundário ou azimutal (l): indica a energia do elétron no sub-nível; Subnível l s 0 p 1 d 2 f 3 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA Linus Pauling (1901-1994) determinou a ordem crescente de energia dos subníveis : • Magnético (m ou ml): indica a energia do elétron no orbital; Subnível l 2 l + 1 Número de orbitais s 0 2.0 + 1 1 p 1 2.1 + 1 3 d 2 2.2 + 1 5 f 3 2.3 + 1 7 Subnível Número de orbitais ml s 1 p 3 d 5 f 7 • Magnético (m ou ml) DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS: PRINCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI: um orbital comporta no máximo dois elétrons com spins contrários. REGRA DE HUND: em um mesmo sub-nível os orbitais são preenchidos de forma a obter o maior número de elétrons desemparelhados. “Cada orbital do sub-nível que está sendo preenchido recebe inicialmente apenas 1 elétron. Somente depois de o último orbital desse sub-nível receber o seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital com o seu segundo elétron” O PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI O princípio de exclusão de Pauli (1925): mecânica quântica. “Num átomo não existem dois elétrons com os seus quatro números quânticos iguais” “Um mesmo orbital não pode ter + que 2 e-. Num orbital com 2 e-, um deles tem spin + ½ e o outro, - ½; • Spin (s ou ms): é o movimento de rotação do elétron n = 2 l = 0 ms = 0 ml = -1/2 Exemplo: SEMELHANÇAS ATÔMICAS ISÓTOPOS, ISÓBAROS, ISÓTONOS E ISOELETRÔNICOS ISÓTOPOS • ÁTOMOS QUE APRESENTAM O MESMO NÚMERO ATÔMICO, MAS APRESENTAM DIFERENTES NÚMEROS DE MASSA ISÓTOPOS DO HIDROGÊNIO 10-7 % Isotopes - Different forms of an element having the same number of protons but different numbers of neutrons (and therefore different atomic weights). ISÓTOPOS DO CARBONO COMO DETECTAR OS ISOTOPOS? Isotopes are identified by their Mass Number Mass Number = Protons + Neutrons Como calcular a massa atômico média Atomic Weight (Mass) - The mass of a particular atom relative to the mass of an atom or carbon-12 (12C), which is arbitrarily assigned a mass of exactly 12. Average Atomic Weight - Average weight of an element based on the naturally occurring isotopes and the relative abundance of these isotopes on Earth Exemplo 3: Nitrogênio Número Atômico Massa exata Abundância percentual 14 14.003074 0.9963 15 15.000108 15.000108 (14.003074) (0.9963) + (15.000108) (15.000108) = 14.007 MÉDIA DA MASSA ATÔMICA ISÓBAROS • ÁTOMOS QUE APRESENTAM DIFERENTES NÚMEROS ATÔMICOS, MAS QUE POSSUEM O MESMO NÚMERO DE MASSA. • No exemplo abaixo, ambos apresentam A=40. Ca Ar 20 18 40 40 ISÓTONOS • ÁTOMOS QUE APRESENTAM O MESMO NÚMERO DE NÊUTRONS, MAS DIFERENTES NÚMEROS ATÔMICOS E DE MASSA Mg 26 12 Si 28 14 N = 26 -12 = 14 N = 28 -14 = 14 ÍONS • ÁTOMOS QUE GANHARAM OU PERDERAM ELÉTRONS Na perde 1 é Na+1 p = 11 (+) p = 11 (+) e = 11 (-) e = 10 (-) O ganha 2 é O-2 p = 8 (+) p = 8 (+) e = 8 (-) e = 10 (-) ISOELETRÔNICOS • ÁTOMOS E ÍONS QUE APRESENTAM O MESMO NÚMERODE ELÉTRONS. p = 12 + e = 12 - p = 14 + e = 12 - p = 10 + e = 12 -
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