Aula 2 Modelos Atômicos 2

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Professora: Gabriela Fontes Deiró Ferreira
O Átomo
Porque estudamos isso?
O que é um átomo?
O Átomo
O que é um átomo?
É a menor partícula possível do sistema (Demócrito)
Do grego átomos,os,on 'que não pode ser cortado, indivisível‘.
Modelos Atômicos
Hipótese de Dalton
 John Dalton (1807) – mediu várias vezes a massa dos elementos que se combinam para formar compostos e verificou que as razões entre as massas mostravam uma tendência. 
John Dalton (1766-1844)
É comum comparar o modelo atômico de Dalton a uma bola de bilhar.
Esférico;
Maciço;
Indivisível;
Indestrutível.
Modelos Atômicos
Modelo Atômico de Dalton
Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos;
Átomos de elementos diferentes tem massa diferentes;
Em uma reação química os átomos não são destruídos nem criados, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias. 
Modelos Atômicos
Modelo de Thomson
J.J. Thomson (1897) – Utilizou a eletricidade para desenvolver um modelo atômico através de experimentos com raios catódicos. 
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J.J. Thomson (1884 - 1919) 
Chamavam o modelo de Thomson de pudim de passas, mas ele é mais parecido com um panetone. 
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Modelos Atômicos
Modelo de Thomson
J.J. Thomson (1897) – Utilizou a eletricidade para desenvolver um modelo atômico através de experimentos com raios catódicos. 
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J.J. Thomson (1884 - 1919) 
Chamavam o modelo de Thomson de pudim de passas, mas ele é mais parecido com um panetone. 
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Modelos Atômicos
Modelo de Thomson
O modelo se assemelha a um panetone. Mas muitas pessoas chamam o modelo e Pudim de passas.
Existência de elétrons;
Divisível; 
Esférico;
Maciço.
Definiu o átomo como uma gota de material gelatinoso de carga positiva com os elétrons (carga negativa) suspensos nela. 
Chamavam o modelo de Thomson de pudim de passas, mas ele é mais parecido com um panetone. Definiu o atomo como uma gota de material gelatinoso com carga positiva com os elétrons suspensos nela. 
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Modelos Atômicos
Modelo Rutherford
Rutherford (1908) – Descartou o modelo de Thomson, utilizando a radioatividade. Com a ajuda de dois alunos, ele bombardeou uma finíssima placa de ouro com partículas α, e verificou que a maior parte da radiação atravessava a placa, e 1 a cada 10.000 ou 100.000 partículas era desviada.
Exemplo de pessoa atravessando parede;
Desenhar o átomo e as partículas desviando. 
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Modelos Atômicos
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Modelos Atômicos
Modelo Rutherford
Existência de um núcleo positivo e maciço;
O núcleo é muito pequeno;
Existência da eletrosfera;
Os elétrons estão rodando em volta do núcleo.
Toda a carga positiva e quase toda a massa estão concentradas no núcleo e os elétrons com carga negativa cercam o núcleo. O número atômico é o número de prótons do núcleo. 
Modelo de orbital.
A massa do átomo está no núcleo e o volume do átomo está na eletrosfera.
O núcleo tem massa e a elestrosfera tem volume.
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Modelos Atômicos
James Chadwick
Descobriu a existência dos nêutrons. 
Partícula
Massa
Carga elétrica
P
1
+1
N
1
0
é
1/1836
-1
O núcleo tem massa e a eletrosfera tem volume.
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Modelos Atômicos
Porque o os elétrons não se chocam com o núcleo?
O núcleo tem massa e a eletrosfera tem volume.
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Modelos Atômicos
Modelo de Bohr
Niels Bohr (1908) – afirmou que o elétron não cai no núcleo devido a energia quântica. A energia que o elétron tem, permite que ele gire em sua órbita, sem sair dela. 
Organizou os elétrons em camadas o níveis de energia;
Órbitas estacionárias (energia fixa e constante);
Cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétron.
Desenhar elétrons nas orbitas absorvendo e saltando eneria.
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Modelos Atômicos
Modelo de Bohr
O elétron só sairá de sua orbita se receber uma quantidade de energia, absorvendo-a. Porém a tendência do elétron é voltar a sua camada de origem. Quando isso ocorre, a energia que foi absorvida antes é emitida na forma de luz, essa energia é chamada de fóton. 
Desenhar elétrons nas orbitas absorvendo e saltando energia.
Determinação da energia de um nivel
E​fóton​​=nhν, onde nnn é um inteiro positivo, hhh é a constante de—6,626 \times10^{-34}\,\text {J}\cdot \text s6,626×10​−34​​J⋅s6, comma, 626, times, 10, start superscript, minus, 34, end superscript, space, J, dot, s—e \nuν é a frequência da luz, que tem unidades de \dfrac{1}{\text s}​s​​1​​start fraction, 1, divided by, s, end fraction.
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Espectroscopia
Análise da luz emitida ou absorvida por substâncias. 
Radiação eletromagnética 
Campos elétricos e magnéticos oscilantes;
Velocidade da luz (c)= 3x108 m/s;
Ex: luz visível, ondas de rádio, micro-ondas, raio-x.
Comprimento de onda – distância entre dois vales ou duas cristas consecutivas;
Amplitude - altura em relação ao ponto central;
Espectroscopia
Frequência (ν) – número de ciclos (mudança completa até voltar ao estado inicial) por segundo.
Espectroscopia
Frequência (ν) – número de ciclos (mudança completa até voltar ao estado inicial) por segundo. Determina a cor da luz.
Luz visível – 700nm – 400nm;
Radiação ultravioleta < 400nm;
Radiação infravermelha > 800 nm;
Micro-ondas – cm-mm
Espectroscopia
Espectro de Hidrogênio
Espectroscopia
Espectro de Hidrogênio
Modelos Atômicos
Modelo do átomo de hidrogênio
Válido somente para átomos com 1 elétron
As outras raias da série de Balmer correspondem às "desexcitações" dos níveis n = 4, 5 e 6 até o nível n = 2.
A série de Lyman, no ultravioleta, corresponde a desexcitações de níveis n = 2, 3 etc até o nível fundamental, n = 1. A série de Paschen, no infravermelho, corresponde a desexcitações até o nível n = 3.
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Modelos Atômicos
Modelo do átomo de hidrogênio
As outras raias da série de Balmer correspondem às "desexcitações" dos níveis n = 4, 5 e 6 até o nível n = 2.
A série de Lyman, no ultravioleta, corresponde a desexcitações de níveis n = 2, 3 etc até o nível fundamental, n = 1. A série de Paschen, no infravermelho, corresponde a desexcitações até o nível n = 3.
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Modelos Atômicos
Modelo Contemporâneos
Modelo de Sommerfeld – definiu órbitas elípticas. Variação da velocidade dos elétrons na órbita. 
Surge o princípio da Incerteza de Heisenberg:
É difícil prever a posição de um elétron na eletrosfera com precisão
Desenhar elétrons nas orbitas absorvendo e saltando eneriga.
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Modelos Atômicos
Modelo de De Broglie – definiu o princípio da dualidade. Como o átomo é muito pequeno e cheio de energia, ora ele vai se comportar como partícula, ora ela vai se comportar como onda.
Princípio da dualidade. Quando o elétron recebe uma quantidade de energia, mas não o suficiente para pular para camada mais externa. Logo, ele vai se excitar e vai começar a fazer um movimento ondulatório. Nesse momento diz-se que ele deixa de ser partícula e passa a ser onda. 
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Modelos Atômicos
A equação de Schrödinger e o átomo de H
Trata o elétron como onda;
Ψ = Ψ (x,y,z)
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Estrutura Atômica
Número Atômico (Z) – é igual ao número de prótons. Define a identidade do átomo. 
X – símbolo do elemento
A – número de massa (prótons + nêutrons)
Z – número atômico. 
Z = P+ = e- 
Número de Massa (A) – concentrada no núcleo. 
A = P+ + N 
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Estrutura Atômica
Z =?
P+ = ?
e- = ?
A =?
N=?
Z =12
P+ = 12
e- = 12
A =24
N=12
Z =?
P+ = ?
e- = ?
A =?
N=?
Z =11 
P+ = 11
e- = 11
A =23
N=12
Z =?
P+ = ?
e- = ?
A =?
N=?
Z =26
P+ = 26
e- = 26
A =56
N=30
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Número Quântico
Nos indica a provável posição de um elétron
Tipos de números quânticos 
Nº Quântico Principal (n) – indica o nível em que o elétron se encontra;
Nº quântico secundário ou azimutal(l)- indica o subnível em que o elétron se encontra;
Nº Quântico magnético (m) – orbital onde o elétron se encontra;
Nº Quântico se spin – indica a rotação do elétron.
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Número Quântico
Nº Quântico Principal (n)
Define
o nível de energia 
Nível de energia
Nº quânticoprincipal (n)
Nºmáximo de elétrons
K
1
2
L
2
8
M
3
18
N
4
32
O
5
32
P
6
18
Q
7
2
Obs: Existem infinitos nível de energia. Os átomos conhecidos até hoje só possuem 7 níveis de energia. Porém pode ser que um dia seja descoberto um elemento com uma quantidade maior de níveis. 
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Número Quântico
Nível de energia
Nº quânticoprincipal (n)
Nºmáximo de elétrons
K
1
2
L
2
8
M
3
18
N
4
32
O
5
32
P
6
18
Q
7
2
Número máximo de elétrons:
De acordo com essa equação, era para ter 50, 72 e 98 elétrons nas camadas 5, 6 e 7. Esses números estão corretos teoricamente. Porém, na Tabela está como 32, porque até o momento nenhum elemento encontrado apresentou 32 elétrons nessa camada.
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Número Quântico
Nº Quântico Secundário (l)
Indica a forma da região no espaço em que o elétron se encontra
Subnível
Nº Quântico Secundário (l)
Nºmáximo de elétrons
s
0
2
p
1
6
d
2
10
F
3
14
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Número Quântico
Nº Quântico Secundário (l)
Indica a forma da região no espaço em que o elétron se encontra
Subníveis
1° Nível
n = 1
2e-
1s²
2° Nível
n = 2
8e-
2s² 2p6
3° Nível
n = 3
18e-
3s² 3p6d10
4° Nível
n = 4
32e-
4s² 4p64d104f14
5° Nível
n = 5
50e-
5s² 5p65d105f14
6° Nível
n = 6
72e-
6s²6p66d10
7° Nível
n = 7
98e-
7s²
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Energia dos Orbitais
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Número Quântico
Exercício
Prediga a configuração eletrônica do vanádio (V) e do chumbo(Pb)?
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Número Quântico
Nº Quântico Magnético (m)
Indica a orientação do orbitais
Subnível s – 1 orientação espacial
Todos os orbitais s são esféricos;
A medida que n aumenta, os orbitais ficam maiores.
Um orbital comporta no máximo dois elétrons, portanto:
Cada seta representa um elétron
1s
2s
3s
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Número Quântico
Ao preencher esses orbitais, deve-se seguir a Regra de Hund, que diz que isso deve ser feito de modo que tenhamos o maior número possível de elétrons desemparelhados, isto é, isolados. Isso significa que preenchemos todas as setas para cima e só depois voltamos preenchendo com as setas para baixo.
Subnível p – 3 orientações
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Número Quântico
Subnível d – 5 orientações
Subnível f – 7 orientações
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Número Quântico
Nº Quântico Magnético (m)
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Número Quântico
Elétrons em um mesmo orbital se repelem?
 Dois elétrons num mesmo orbital não se repelem porque cada elétron gira ao redor de seu próprio eixo no sentido horário ou anti-horário. Dois elétrons no orbital giram em sentidos opostos, anulando o magnetismo um do outro e proporcionando um sistema mais estável. 
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Número Quântico
Nº Quântico de Spin (s)
Sentido de rotação de cada elétron
Vamos convencionar um sentido de seta para cada spin. Por exemplo:
s = -1/2 para seta para cima 
s = +1/2 para seta para baixo
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Energia dos Orbitais
Princípio da Exclusão de Pauli
No máximo dois elétrons podem ocupar um orbital;
Quando dois elétrons ocuparem um mesmo orbital, seus spins devem estar emparelhados;
Dois elétrons de um átomo não podem ter um mesmo conjunto de números quânticos.
Elétron de Valência – elétrons localizados nas camadas mais energéticas.
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Energia dos Orbitais
Blindagem – os elétrons das camadas mais internas bloqueiam a carga nuclear das camadas mais externas;
Penetração – proximidade dos orbitais e elétrons ao núcleo.
Carga nuclear efetiva:
Quanto mais blindados os elétrons estiverem, maior será a sua energia
Ordem e energia os subníveis:
 s < p < d < f
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Energia dos Orbitais
Regras de construção – elemento com n° atômico = Z
Adicione Z elétrons, um após outro, aos orbitais. Não coloque mais de dois elétrons em um mesmo orbital (Princípio da exclusão);
Se mais de um orbital de uma subcamada estiver disponível, adicione elétrons aos diferentes orbitais, antes de completar qualquer um deles (Regra de Hund);
Escreva as letras que identificam os orbitais na ordem crescente de energia, com um sobrescrito que informa o número de elétrons daquele orbital. A configuração de uma camada fechada é representada pelo símbolo do gás nobre que tem aquela configuração, como [He] para 1s².
Ao desenhar o diagrama de caixas, mostre os elétrons em orbitais diferentes da mesma camada com spins paralelos. Elétrons que partilham um orbital têm spins emparelhados. 
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EXCERCÍCIO
Determine o conjunto de números quânticos que caracterizam o elétron mais energético do 35Br
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