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Modelos atômicos

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também 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

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