Modelos atômicos

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Estrutura Atômica
MODELO DE DALTON
( Em 1803, John Dalton, utilizando-se do conceito de átomo, propôs sua teoria atômica:
( Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos;
( Os átomos são permanentes e indivisíveis;
( Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades.
( As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos;
( Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.
	Segundo este modelo, o átomo deveria ser uma espécie de bolinha extremamente pequena, maciça, indivisível e eletricamente neutra.
	Esta teoria explica:
Lei da conservação da massa ( Se cada átomo tem sua própria característica e se os átomos são rearranjados, permanecendo inalterados durante uma reação química, então a massa total dos átomos dos reagentes deve ser a mesma que a dos átomos dos produtos.
Lei da composição definida ( Se cada composto é caracterizado por proporções fixas entre os números de átomos dos seus elementos componentes e se cada átomo de um dado elemento tem a mesma massa, então a composição de cada composto deve ser sempre a mesma.
Natureza Elétrica da Matéria
	Com o passar dos anos, novas observações levaram os cientistas a desconfiar da natureza elétrica da matéria:
( Atritando-se um bastão de vidro com um pedaço de seda, o vidro se eletriza. A explicação deste fato é a de que toda matéria, no estado normal, é formada por partículas elétricas que se neutralizam.
( Algumas soluções deixam passar a corrente elétrica, enquanto outras não. Quando a corrente elétrica não passa é porque a solução é formada apenas por moléculas eletricamente neutras. Quando a corrente passa , algumas moléculas estão divididas em partículas menores, chamadas íons, algumas com carga elétrica positiva (cátions), outras com carga elétrica negativa (ânions). Estas partículas são as responsáveis pelo “transporte” da corrente elétrica.
( Em ampolas de vidro contendo gases muito rarefeitos (em pressões baixíssimas) submetidos a potenciais elétricos elevadíssimos, aparecem emissões denominadas raios catódicos (feixes de elétrons).
( Descobriu-se a radioatividade que é a emissão de partículas e radiações.
Leis de Faraday
	A eletrólise e foi estudada pelo químico inglês Michael Faraday:
	Ele formulou duas leis experimentais que relacionam a quantidade de eletricidade que percorre o sistema com a massa e o equivalente-grama das substâncias formadas nos eletrodos.
Primeira Lei de Faraday ( A massa (m) de determinada substância formada ou transformada por eletrólise é diretamente proporcional à carga elétrica (Q) que atravessa o sistema de um eletrodo a outro.
						m = K’.Q		 
	Da física temos que a carga elétrica (Q) que percorre o sistema pode ser calculada pelo produto da intensidade de corrente elétrica (i) em ampères (A), pelo tempo de passagem da corrente elétrica (t), em segundos:
						Q = i.t
Logo: 
 m = K’.i.t
Segunda Lei de Faraday ( A massa (m) de determinada substância formada ou transformada por eletrólise, na passagem de uma carga elétrica (Q) entre os eletrodos, é diretamente proporcional ao equivalente-grama (Eg) dessa substância.
				m = K’’. Eg		
	Sabe-se experimentalmente que, para formar ou transformar uma massa igual a 1 equivalente-grama de qualquer substância por eletrólise, é necessário que uma carga (Q) igual a 96500 C atravesse de um eletrodo a outro a cuba eletrolítica.
	Em homenagem a Michael Faraday : 96500 C = 1F
Assim podemos calcular a massa(m) que será formada por eletrólise na passagem de uma carga qualquer (Q):
		96500 C ((( Eg
		 Q ((( m
Equação geral da eletrólise:
Raios Catódicos
William Crookes, um físico britânico, foi o primeiro a construir tubos de descarca de gás (tubos de Crookes):
a pressões próximas à atmosférica, nada acontece dentro do tubo;
Com a saída do gás, o gás residual no interior do tubo começa a emitir uma leve incandescência;
Quando a pressão interna diminui, o interior incandescente desaparece gradualmente e o vidro na extremidade do tubo com o elemento de carga positiva (ânodo), começa a emitir uma incandescência.
Experiência de Thomson
	Em 1887, o físico inglês Thomson submeteu os raios catódicos a um campo elétrico e verificou que eram desviados no sentido da placa positiva.
	Logo, as partículas do raio catódico carregam uma carga elétrica negativa que foi chamada ELÉTRON.
Podemos concluir:
( Se a matéria é eletricamente neutra, seus átomos são obrigatoriamente neutros e a saída de partículas elétricas só será possível se esses átomos estiverem sofrendo alguma divisão. Logo, o átomo é divisível sendo formado por partículas menores que possuem carga elétrica.
Experimento de Millikan
	Em 1908, o físico americano Robert Millikan determinou a magnitude da carga negativa do elétron.
	Ele acreditava que os raios X chocavam-se com os elétrons das moléculas do ar que circundavam as gotículas do óleo e que as gotículas poderiam captar estes elétrons. Uma gotícula poderia captar apenas um número inteiro de elétrons e cada gotícula era carregada por um múltiplo inteiro de –1,6 x 10 –19 C, concluiu que cada elétron precisava carregar a carga –1,6 x 10 –19 C.
	De posse da informação de que a razão carga-massa é a mesma para todos os elétrons ele pôde calcular a massa de elétron = 9,1 x 10 –28 g.
	Ele mostrou que todos os elétrons são iguais e que possuem a mesma massa e carga.
Experimento de Goldstein
	Em 1886, o físico alemão E. Goldstein modificou a “ampola de Crookes” e descobriu os “raios anódico” ou canais.
		Imaginou-se então a existência de uma Segunda partícula subatômica, o PRÓTON, com carga positiva, de intensidade igual à do elétron.
Modelo Atômico de Thomson
	Em 1903, Thomson propôs um modelo para o átomo que seria formado por uma “pasta” positiva “recheada” pelos elétrons de carga negativa, de modo que a carga total fosse nula. 
Modelo Atômico de Rutherford
	Em 1911, Rutherford fez o seguinte experimento utilizando partículas (:
		O átomo seria semelhante ao sistema solar. O núcleo representaria o Sol e os elétrons os Planetas, girando em órbitas circulares formando a eletrosfera.
Modelo Atômico de Bohr
	Em 1913, Bohr utilizou a espectroscopia para aprimorar o modelo atômico. 
	Observou que a luz branca ao atravessar um prisma de vidro se decompõe em um espectro luminoso semelhante ao arco-íris:
	Podemos ver no anteparo um espectro contínuo cuja cor varia gradativamente, do vermelho ao violeta, que são os dois extremos que nossa vista pode perceber.
	Usando a luz emitida pelo gás hidrogênio, quando sofre descarga elétrica dentro de um tubo de vidro, veremos no anteparo apenas algumas linhas coloridas e o restante permanece escuro. Este espectro é descontínuo e as “linhas” são as “raias” ou “bandas do espectro”.
	Cada elemento produz o seu próprio espectro de linhas:
	Ele admitiu que um gás emite luz quando uma corrente elétrica passa através deste, devido aos elétrons em seus átomos primeiro absorverem energia da eletricidade e posteriormente liberarem aquela energia na forma de luz.
	Eletambém considerou a teoria proposta por Planck em 1900, segundo a qual “a energia não é emitida em forma contínua, mas em blocos, denominados quantum”. (surgia assim a Mecânica Quântica).
	Ele propôs que o elétron, ao girar em torno do núcleo, não estaria obedecendo à Mecânica Clássica, mas sim à Mecânica Quântica. Suas idéias foram reunidas nos seguintes postulados:
( Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, que são denominadas órbitas estacionárias;
( Movendo-se numa órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia;
( Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia, chamada “um quantum de energia”
	Considerando que os elétrons só podem “saltar” entre órbitas definidas, é fácil entender por que nos espectros descontínuos aparecem sempre as mesmas raias de cores também bem definidas.
Os Nêutrons
	Em 1932, o cientista Chadwick provou que no núcleo não existem apenas partículas com carga elétrica positiva (prótons), mas, também, partículas sem carga elétrica (nêutrons). De certa forma os nêutrons isolam os prótons, evitando suas repulsões e o conseqüente desmoronamento do núcleo.
O Modelo da Mecânica Quântica
	Foi desenvolvido por De Broglie, Planck, Einstein, Heisenberg e Schrödinger.
	( Planck e Einstein ( a qualquer quantidade de matéria, está associado um movimento ondulatório.
	( De Broglie ( o elétron apresenta um comportamento duplo (partícula/ onda).
	( Heisenberg ( Princípio da incerteza: é impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron em um átomo.
	Com este princípio, os modelos de Bohr e Sommerfeld, que indicavam órbitas definidas para os elétrons, se mostraram inadequados por ser impossível a determinação da trajetória dos elétrons.
	( Schrödinger ( relacionou a natureza corpuscular (partícula), a energia, a carga e a massa do elétron através de uma equação matemática.
	As soluções desta equação, denominadas números quânticos, permitem que cada elétron seja caracterizado pela sua quantidade de energia.
	Existem quatro números quânticos: principal, secundário, magnético e spin.
Num mesmo átomo não existem dois elétrons com os mesmos números quânticos
a) Número Quântico Principal (n):
	Quanto maior o valor de n, maior energia tem o elétron.
	Indica um afastamento do elétron em relação ao núcleo.
n = 1, 2, 3, 4.....(.
	Indica o nível de energia do elétron.
	( Fórmula de Rydberg ( 2n2 Número máximo de elétrons por nível.
Ex: n = 3
 2n2 ( 2x32 = 18
assim, o nível n = 3 comporta no máximo 18 elétrons.
	Para os elementos conhecidos atualmente o número máximo de elétrons por nível é:
	n
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
	No máximo de elétrons
	2
	8
	18
	32
	32
	18
	2
b) Número Quântico Secundário ou Azimutal (l):
	Caracteriza os subníveis de energia: s, p , d, f, g, h, i......
l pode assumir qualquer número inteiro entre 0 e n-1
	Valores de n
	Valores de l
	no possível de subníveis
	Tipos de subníveis
	1
	0
	1
	s
	2
	0, 1
	2
	s, p
	3
	0, 1, 2
	3
	s, p, d
	4
	0, 1, 2, 3
	4
	s, p, d, f
Subnível s ( l = 0
Subnível p ( l = 1
Subnível d ( l = 2
Subnível f ( l = 3
	O número máximo de elétrons é dado por: 2(2l + 1).
Ex: P/ o subnível s, onde l =0: 2(2x0 + 1) = 2
	Subníveis de um mesmo nível têm energias diferentes: s < p< d< f
c) Número Quântico Magnético (m ou ml):
	Indica a orientação dos orbitais no espaço.
Orbital ( Região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron no átomo
 m = -l......0......+l
	Tipo de subnível
	Valores de l
	Valores de ml
	Quantidade de orbitais
	s
	0
	0
	1
	p
	1
	-1, 0, +1
	3
	d
	2
	-2, -1, 0, +1, +2
	5
	f
	3
	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
	7
d) Número Quântico Spin (S ou ms):	Indica o sentido de rotação do elétron
ms = + ½ e - ½ 
Distribuição eletrônica
	A energia de cada subnível é dada pela soma do no quântico principal (n) com o no quântico secundário(l).
E = n +l
	Quando E for igual para 2 subníveis, o mais externo, com n maior será o de maior energia.
Ex:	Subnível 1s ( n = 1, l = 0 ( E = 1
	Subnível 2s ( n = 2, l = 0 ( E = 2
	Subnível 2p ( n = 2, l = 1 ( E = 3
	Subnível 3d ( n = 3, l = 2 ( E = 5
	Subnível 4s ( n = 4, l = 0 ( E = 4 logo, 3d é mais energético.
Ordem crescente de energia: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.
Diagrama de Linus Pauling
nsx
Ex: 21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 ( ordem crescente de energia
	 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 ( ordem geométrica