2 aula Estrutura at mica e n mero qu nticos

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ESTRUTURA ATÔMICA E NÚMEROS QUÂNTICOS
Curso: ENGENHARIAS
Profª: Kátya Dias Neri
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Evolução do modelo atômico
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Evolução dos Modelos Atômicos
A matéria não pode ser dividida
A matéria tem um limite com as características de todo;
Esse limite seriam partículas bastantes pequenas que não poderiam mais ser divididas, os átomos – indivisíveis.
Figura 01: Filósofo grego- Demócrito
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 Modelos Atômicos
Alquimistas: teoria dos quatro elementos
A matéria e composta: ar, água, fogo e terra
No século XVII, alquimia sofre uma revolução, e as mudanças ocorridas deram origem à química. Surgindo os primeiros elementos.
Figura 02: A matéria composta por: ar, água, fogo e terra 
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 Dalton
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Modelo: bola de bilhar
Figura 03: Dalton
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 Joseph John Thomson
Reações químicas produz corrente elétrica
Joseph John Thomson: propôs que o átomo seria composto de uma esfera maciça de consistência coloidal e carga positiva espalhada uniformemente por toda sua extensão. Na superfície dessa esfera existiriam partículas incrustada de carga negativa, as quais foram denominadas de elétrons.
Figura 05: Modelo: pudim de passas
Figura 04: Thomson
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 Ernest Rutherford
Em 1919 descobriu que o núcleo era composto por prótons e nêutrons
Figura 07:Modelo atômico: nuclear
 Segundo esse modelo o átomo e composto de elétrons, prótons e neutros.
Como esse modelo o átomo deixou de ser caracterizado por sua massa e passou a ser caracterizado pelo o seu número de prótons (número atômico).
Figura 06:Rutherford 
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Ernest Rutherford
Ernest Rutherford, convencido por J. J. Thomson, começa a pesquisar material radioativo e, aos 26 anos de idade, notou que havia dois tipos de radiação: uma positiva (alfa) e outra negativa (beta). Assim, inicia-se o processo para determinação do NOVO MODELO ATÔMICO...
Rutherford bombardeou finas folhas de metais com as partículas alfa, a fim de comprovar, ou não, a validade do modelo atômico de Thomson.
Como o átomo, segundo Thomson, era uma espécie de bolha gelatinosa, completamente neutra, no momento em que as partículas Alfa (numa velocidade muito grande) colidissem com esses átomos, passariam direto, podendo sofrer pequeníssimos desvios de sua trajetória.
Figura 08: Experimento de Rutherford
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O que Rutherford observou.......
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Modelo de Rutherford
	Para que uma partícula alfa pudesse inverter sua trajetória, deveria encontrar uma carga positiva bastante concentrada na região central (o NÚCLEO), com massa bastante pronunciada.
	Rutherford propôs que o NÚCLEO conteria toda a massa do átomo, assim como a totalidade da carga positiva (chamadas de PRÓTONS).
	Os elétrons estariam girando circularmente ao redor desse núcleo, numa região chamada de ELETROSFERA.
	Surge assim, o ÁTOMO NUCLEAR!
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 Niels Bohr
Átomo ao ser aquecido emite luz
Movimentação de elétrons – perda de energia
Figura 10: Fogos de artifícios: elétron passando para outros camadas
Figura 09: Modelo atômico de Bohr
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 Modelo de Bohr
	A ELETROSFERA está dividida em CAMADAS ou NÍVEIS DE ENERGIA (K, L, M, N, O, P e Q), e os elétrons, nessas camadas, apresentam energia constante.
	Em sua camada de origem (camada estacionária), a energia é constante, mas o elétron pode saltar para uma camada mais externa e, para tal, é necessário que ele ganhe energia externa.
	Um elétron que saltou para uma camada de maior energia fica instável e tende a voltar a sua camada de origem. Nessa volta, ele devolve a mesma quantidade de energia que havia ganhado para o salto e emite um FÓTON DE LUZ.
Figura 10: Modelo atômico de Bohr
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	Se o núcleo é formado de partículas positivas, os prótons, por que elas não se repelem???????
Em 1932, James Chadwick descobriu a partícula do núcleo atômico responsável pela sua ESTABILIDADE, que passou a ser conhecida por NÊUTRON, pelo fato de não ter carga elétrica. Por essa descoberta, ganhou o Prêmio Nobel de Física em 1935.
A descoberta do Nêutron
Figura 12- James Chadwick (1891 - 1974)
Figura 11 - Modelo atômico
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 Schrödinger (1924)
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Schorödinger propôs que cada elétron em um átomo tem um conjunto de quatro números quânticos que determinam sua energia e o formato da sua nuvem eletrônica. 
ORBITAIS: Desenvolve o "MODELO QUÂNTICO DO ÁTOMO" ou "MODELO PROBABILÍSTICO", colocando uma equação matemática (EQUAÇÃO DE ONDA) para o cálculo da probabilidade de encontrar um elétron girando em uma região do espaço denominada "ORBITAL ATÔMICO".
Figura 14: Estado quântico de um elemento
Figura 13: Erwin Schrödinger (1887 — 1961)
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Modelo Probabilístico
Heisenberg - PRINCÍPIO DA INCERTEZA: É impossível determinar, ao mesmo tempo, a posição e a velocidade do elétron. Se determinarmos sua posição, não saberemos a medida da sua velocidade e vice-versa.
Figura 16: Werner Heisenberg (1901-1976): Utilizou matriz para explicar sua teoria
Figura 15: Erwin Schrödinger- Utilizou equação de onda
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Equação de Schrödinger 
Para Schrödinger o elétron deixa se ser uma partícula para ser uma onda. 
De acordo com Schrödinger devido a dualidade onda-partícula da matéria, mesmo que uma partícula se mova em uma trajetória definida ela estará distribuída em todo o espaço como uma onda. 
Neste sentido, uma onda na mecânica quântica equivaleria ao conceito de trajetória na mecânica clássica e seria representada por uma função denominada função de onda, Ψ (psi). 
Operador matemático: Hermitiano
Energia total
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Equação de Schrödinger 
É uma equação de autovalor, que pode ser resolvida (usando as técnicas usuais, aprendidas anteriormente em cálculo) para achar o conjunto de autofunções () e energias (E) permitidas dos níveis estacionários de qualquer sistema.
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Grandes cientistas no encontro em Bruxelas (1927)
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Modelo Atômico Atual
O modelo atual explica que temos uma região do espaço onde é máxima a probabilidade de encontrarmos o elétron é chamada de orbital.
Cada orbital descreve uma distribuição específica de densidade eletrônica no espaço, tendo energia e forma característica;
A figura abaixo, apresenta a distribuição da densidade eletrônica no estado fundamental do átomo de hidrogênio
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Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar:
K = 2 elétrons		L = 8 elétrons		M = 18 elétrons
N = 32 elétrons		O = 32 elétrons		P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons
Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.
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Modelo Atômico Atual
Segundo Schorödinger cada elétron em um átomo tem um conjunto de quatro números quânticos que determinam sua energia e o formato da sua nuvem eletrônica;
1. Número Quântico Principal (n): está associado à energia de um elétron e indica em qual nível de energia está o elétron;
Quando n aumenta, a energia do elétron aumenta e ele se afasta do núcleo;
O número quântico principal (n) assume valores inteiros, começando por 1.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ...
 K, L, M, N, O, P, Q
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Números Quânticos
2 -Número quântico secundário (l) 
l = 0, 1, 2, 3
 s, p, d, f (tipo de subnível)
s – estreita (sharp)
p – principal
d – difusa
f – fundamental 
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MODELO QUÂNTICO
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Números Quânticos
3. Número Quântico Magnético (ml): descreve a orientação do orbital no espaço;
Pode ter valores inteiros entre l e – l, inclusive zero;
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Subnível 		 l 	 número máximo de elétrons
 	 s	 	 0	 2(2.0+1)=2
 	 p	 	 1	 2(2.1+1)=6
 	 d	 	 2	 	 2(2.2+1)=10
 	 f	 	 3		 2(2.3+1)=14
s2	p6	d10	f14
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	4. Número Quântico spin (ms): Está associado à rotação do elétron;
	É utilizado para
distinguir os elétrons de um mesmo orbital;
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DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ORBITAIS
Princípio da exclusão de Pauli: pode haver no máximo dois elétrons em um único orbital;
Assim, os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia, com não mais que dois elétrons por orbital;
Dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.
Regra de Hund: o preenchimento dos orbitais de um mesmo subnível deve ser feito de modo que tenhamos o maior número possível de elétrons isolados, ou seja, desemparelhado.
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Distribuição Eletrônica
Os elétrons preenchem os subníveis em ordem crescente de energia;
Um subnível deve estar totalmente preenchido para depois iniciarmos o preenchimento do subnível seguinte;
O cientista Linus Pauling formulou um diagrama que possibilita distribuir os elétrons em ordem crescente de energia dos nível e subníveis.
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O sentido das flechas indica os subníveis e níveis em ordem crescente de energia.
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	A ordem que deve ser usada é:
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 (mais energético)
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A distribuição eletrônica de um átomo neutro é realizada através do seu número atômico (Z), ou seja, seu número de elétrons e distribuí-los em ordem crescente de energia dos subníveis, segundo o diagrama de Pauling.
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Exemplo:
Faça a distribuição eletrônica:
6C
30Zn
53I
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Exemplo
	O conjunto de números quânticos que caracteriza o elétron mais energético do Si ( Z = 14):
O conjunto de números quânticos que caracteriza o elétron mais energético do K ( Z = 19):
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Camadas e subníveis
A camada K é composta pelo subnível s.
A camada L é composta pelos subníveis s e p.
A camada M é composta pelos subníveis s, p e d.
A camada N é composta pelos subníveis s, p, d e f.
A camada O é composta pelos subníveis s, p, d, f e g.
A camada P é composta pelos subníveis s, p, d, f, g, e h.
A camada Q é composta pelos subníveis s, p, d, f, g, h e i
Os subníveis suportam no máximo : s – 2, p – 6, d – 10, f – 14, g – 18, h – 22, i - 26 elétrons.
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Diagrama de Linus Pauling
Sub-níveis
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Configurações eletrônicas 
e a tabela periódica
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Configurações eletrônicas 
e a tabela periódica
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Distribuição Eletrônica
Pode ser representada em ordem crescente de energia ou por camadas;
Exemplo:
25Mn
47Ag
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Distribuição Eletrônica em Íons
Átomo neutro (estado fundamental)
 nº de prótons = nº de elétrons
 O íon é formado pela perda ou ganho de elétrons que ocorre com um átomo e que os elétrons serão retirados ou recebidos sempre da última camada mais externa (Camada de Valência);
Íon: nº de prótons (p) ≠ nº de elétrons
 Íon positivo (cátion): nº de p > nº de elétrons, pois perdeu elétrons
 Íon negativo (ânion): nº de p < nº de elétrons, pois ganhou elétrons
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Distribuição Eletrônica em Cátion 
Retirar os elétrons mais externos, isto é, da última camada do átomo correspondente. 
Exemplo: Ferro (Fe
Ordem energética: Z = 26 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 (estado fundamental = neutro)
Ordem geométrica: Z = 26 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 
Perceba que 4s2 é a última camada (C.V.)
Desta forma a distribuição para o cátion ferro II ficará: (cátion perde 2 elétrons)
Fe2+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 (estado iônico) 
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Distribuição Eletrônica em Ânion 
Colocar os elétrons no subnível incompleto. 
Exemplo:Oxigênio (O) 
Ordem energética = geométrica: Z = 8 → 1s2 2s2 2p4 (estado fundamental = neutro)
Desta forma a distribuição para o ânion bivalente oxigênio, que recebe 2 elétrons ficará:
O2- → 1s2 2s2 2p6
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