atomística

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Estrutura da Matéria
EVOLUÇÃO ATÔMICA
2
“Se dividirmos a matéria continuamente, chegaremos a um ponto em que a divisão não é mais possível”.
ÁTOMOS
Eternos!
Invisíveis!
Imutáveis!
Demócrito (460 – 370 a.C.)
Leucipo (460 - ? a.C.)
Dalton (1807)
J.J. Thomson (1897)
7
Em 1908, Robert Millikan determina a carga de um elétron. 
Ernest Rutherford (1910)
9
James Chadwick
(1932)
J. Chadwick fez com que feixes de partículas alfa se colidissem com uma amostra de berílio
12
NÚMERO ATÔMICO (Z):
é o número de prótons que um átomo possui.
NÚMERO DE MASSA (A):
representa a massa aproximada de um átomo.
A = Z + N
Em que “N” é o número de nêutrons.
(ou Número de Moseley)
13
Para um átomo neutro, os números de prótons (+) e elétrons (-) são iguais.
ÁTOMO NEUTRO
perde elétron(s):
ganha elétron(s):
íon positivo (CÁTION)
íon negativo (ÂNION)
Michael Faraday (1791 – 1867)
Pb
82
208
4 +
A
Z
carga do íon
símbolo do elemento
14
ISÓTOPOS: (“mesmo lugar”)
1
H
1
H
1
2
H
1
3
prótio
deutério
trítio
ISÓBAROS:
Ca
40
K
40
19
20
ISÓTONOS:
H
1
3
He
2
4
ISOELETRÔNICOS:
F
9
1 -
Ne
10
Na
11
1 +
(3 – 1) = (4 –2)
(9 + 1) = 10 = (11 – 1)
Natureza dual da Luz 
Século XVII
X
Newton
Huygens
15
Confirmação da Teoria Ondulatória da Luz
 Young (1801): Interferência da Luz
 Fresnell (1815): Difração
 Maxwel (1864): Teoria eletromagnética
Energia que se propaga na forma de onda eletromagnética, sem a necessidade de um meio de propagação
É gerada a partir da oscilação de cargas elétricas
Radiação
Exemplos:
Ondas do mar, Som, Onda sísmica, Luz, Ondas de rádio, Raio X. 
c= .  
v: velocidade
: comprimento de onda
n: freqüência
Teoria da radiação do Corpo Negro
Planck (1900)
Efeito Fotoelétrico
Einsten (1905)
Efeito Compton
Dualidade Partícula-Onda
Louis de Broglie
(1924)
Difração de elétrons 
Davison e Germer (1927)
29
Balmer (1885)
Modelo Atômico de Bohr (1913) – Postulados
“1º”: os elétrons podem girar em órbita somente a determinadas distâncias permitidas do núcleo  Quantização do Momento Angular 
“2º”: um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia: Planck
Princípio de Incerteza de Heisenberg (1927)
FÍSICA CLÁSSICA X FÍSICA QUÂNTICA
MUNDO DAS PROBABILIDADES!!!
p. x  h/2
Schrodinger
Em 1925-1926 um físico austríaco Schrodinger estabeleceu uma abordagem ondulatória da Mecânica Quântica.
 
A sua equação de onda é famosa
 bem como o seu gato.
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Equação de Onda de Schrodinger
 
 
 Esta equação permita relacionar a energia de um elétron com a probabilidade de o encontrar num certo ponto do espaço.
Orbitais Atômicos
“NÚMEROS QUÂNTICOS”
As soluções da equação de Schroedinger levam a funções de onda que se caracterizam pelos números quânticos:
Número quântico principal (n): número total de nós; relacionado à distância média elétron-núcleo e aos níveis de energia de Bohr;
Número quântico azimutal ou secundário (l): dá o número de nós angulares (relacionado à forma dos orbitais, ou seja ao tipo de trajetória dos elétrons); n - l = número de nós radiais
Número quântico magnético de orbital (ml): a interpretação do quadrado da função de onda ( y2 ) gera uma imagem física da distribuição de probabilidade de localização do elétron em certa região do espaço, o orbital (relacionado ao número dos orbitais);
Número quântico magnético spin (ms): associado ao momento magnético intrínseco do elétron.
Aplicando o Modelo Quântico: o Diagrama de Pauling