Evolução do Modelo Atômico

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12/02/2018
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Professor MSc. Atailson Oliveira da Silva
Química Geral Teórica- Experimental
Aula 
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Teoria Atômica e Tabela Periódica
A teoria atômica proposta por Dalton, em 1803, representa uma grande
revolução no desenvolvimento da química.
Contribuições do postulado de Dalton:
• Toda a matéria é formada por átomos;
• Os átomos não podem ser criados nem
destruídos;
• Átomos do mesmo elemento são semelhantes em
forma e massa, mas diferem dos átomos de outros
elementos;
• O átomo é a menos unidade de matéria que pode
fazer parte de uma reação química.
 A compreensão da estrutura atômica contribuiu para a elucidação das
propriedades químicas e físicas dos elementos.
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No ano de 1834, Michael Faraday mostrou, em suas
experiências, que uma transformação química podia
ser causada pela passagem de eletricidade através de
soluções de compostos químicos.
Tais experimentos demonstram que a matéria possuía
uma natureza elétrica.
George Johnstone Stoney, em 1891, propõe a
existência de partículas de eletricidade a que chamou
de elétrons.
Os físicos começam a investigar, em tubos de descarga
de gás, a condição da corrente elétrica.
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Somente em 1897, Joseph John Thomson, por meio de experimentação,
conseguiu medir a razão entre a carga e a massa de um elétron, indicando
que o elétron possui uma carga elétrica muito grande ou uma massa muito
pequena.
𝐪
𝑚଴
= 1,76 × 10଼ C/g
Millikan ( 1868- 1953) em experimentos com
gotículas de óleo através de orifício sobre
placas metálicas paralelas irradiadas por raio X,
determinou a carga do elétron em 1908.
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Experimento proposto
por Robert Andrews
Millikan.
A questão era: se todas as coisas eram eletricamente neutras,
então deveriam existir em toda a matéria partículas carregadas
positivamente.
Com a recém descoberta da radioatividade e baseado nos estudos de
Thomson, Ernest Rutherford , em 1911, por meio de experimentos
com partículas alfa, concluiu que o átomo possuía um núcleo positivo,
pequeno e extremamente denso.
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Experimento realizado
por Ernest Rutherford
 Rutherford observou que metade da massa nuclear podia ser justificada pelos
prótons e sugeriu que partículas com carga zero e massa similar as dos prótons
também estivessem no núcleo.
Foi possível concluir que um átomo é composto de um núcleo denso, que contém
prótons e nêutrons, rodeado pelos elétrons distribuídos por todo o volume
restante do átomo.
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O que permitiu uma revolução no modelo atômico foi o postulado de Niels Bohr,
influenciado pelas ideias de Planck e Einstein, que demonstrou que a luz, em todas as suas
formas, apresenta propriedades ondulatórias e de partícula.
Visão do átomo de Bohr
O modelo de Bohr foi bem-sucedido para o
espectro atômico do hidrogênio e contribuiu
com a introdução de números quânticos inteiros.
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Estrutura atômica
• Átomos são formados por prótons, nêutrons e elétrons;
• Prótons e nêutrons se localizam no núcleo do átomo;
• Os elétrons podem ser descritos como ondas – Dualidade
onda partícula - “Louis de Broglie”;
• Os elétrons são agrupados em níveis de energia cuja
energia é universalmente proporcional ao inverso do
quadrado do número quântico principal (n);
• Os números quânticos (4) vêm da resolução da equação
de Schrödinger:
𝐸 = −
𝑍ଶ𝑒ସ𝑚
8𝜀଴ଶ𝑛ଶℎଶ
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2 2
2 2 ( ) ( )8
h V x E x
m x
       
• A Solução da Equação de Schrödinger é uma série de funções de
onda com níveis de energia associados. Estas funções de onda
descrevem os orbitais atômicos.
• Orbitais atômicos: região no espaço
onde há a maior probabilidade de se
encontrar um elétron.
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Cada número quântico têm um significado:
• Número quântico principal (n): descreve a
energia e o tamanho do orbital. Tem valores
inteiros 1,2,3,4...
• À medida que n aumenta, o elétron se afasta do
núcleo. Consequentemente, o elétron tem maior
energia e está mais fracamente ligado ao núcleo.
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• Número quântico secundário (l): também conhecido
como número quântico de momento angular. Descreve
a forma do orbital.
• Os valores permitidos de (l) são limitados pelo valor
de n e pode ser qualquer valor inteiro na faixa de 0 a
n-1.
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• Número quântico magnético (ml): descreve a
orientação do orbital.
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• Quando os cientistas estudaram os espectros de linhas de átomos polieletrônicos
mais detalhadamente, eles observaram uma característica muito intrigante: eram
linhas que originalmente tidas como únicas, na realidade eram pares pouco
espaçados. Isso significava, essencialmente, que havia duas vezes mais níveis
de energia do que se “supunha”. Os físicos holandeses George Uhlenbeck e
Samuel Goudsmit propuseram uma solução: que os elétrons tinha propriedades
intrínsecas, chamada de Spin ( ms) eletrônico.
- O elétron aparentemente comportava-
se como se fosse uma esfera minúscula
rodando em torno de seu próprio eixo.
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• Princípio de Exclusão de Pauli “Pauli exclusion
principle”: 
• Afirma que dois elétrons em um átomo não
podem ter o conjunto de quatro números
quânticos n, l, ml, ms iguais.
• Para um dado orbital ( 1s, 2pz, etc...), os
valores de n, l, e m são fixos. Se quisermos
colocar mais de um elétron em um orbital e
satisfazer o princípio da exclusão de Pauli,
nossa única escolha é assinalar diferentes
valores de ms para os elétrons.
• Como existem apenas dois desses valores, concluímos que um
orbital pode receber o máximo de dois elétrons, e eles devem ter
spins opostos.
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Princípio da incerteza de Heisenberg: não se pode prever a posição
exata, a direção e a velocidade de um elétron simultaneamente.
οx. οmv ≥
h
4π
Como consequência do princípio da incerteza
de Heisenberg, se sabemos a energia do
orbital, sua posição exata é incerta e por isso
temos uma região no espaço onde
provavelmente encontramos um elétron
(orbital).
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• A equação de onda de Schröndinger incorpora tanto o comportamento
ondulatório como o da partícula do elétron. A resolução da equação de
Schröndinger leva a uma série de funções matemáticas chamadas
funções de onda (Ψ) que descrevem a questão ondulatória do elétron.
• O quadrado da função de onda, Ψ2, em um ponto determinado do espaço
representa a probabilidade de o elétron ser encontrado nessa posição -
densidade de probabilidade.
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• Por meio do gráfico podemos perceber que os orbitais s têm forma
esférica, os orbitais p possuem forma de halter e os orbitais d e f têm
outras formas mais complexas.
• Os orbitais podem existir mesmo sem elétrons: orbitais vazios.
• Todos os orbitais de um átomo estão sobrepostos uns aos outros: muito
complexo.
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Os orbitais podem existir mesmo sem elétrons
• Os orbitais não necessitam ter elétrons e, portanto, podem estar vazios.
Tomando-se como exemplo o átomo de hidrogênio que tem apenas um elétron,
pode-se prever que, na maioria das vezes, seu elétron estará em um orbital 1s
(o orbital de menor energia), porém, ao fornecermos energia suficiente, ele
poderá ser promovido para um orbital vazio de maior energia, como por
exemplo, o orbital 3px.
• Outro ponto é que os elétrons podem ser encontrados em qualquer lugar em um
orbital exceto em um nodo. Em um orbital p contendo um elétron, este elétron
pode ser encontrado em qualquer lado (lobo), mas nunca no meio (plano nodal).
Quando um orbital contém dois elétrons, um elétron não necessariamente está
em um lobo e o outro elétron está no outro lobo – ambos podem estar em
qualquer lugar, exceto no nodo (plano nodal)
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