Modelos atômicos e estrutura eletrônica dos átomos aula 2

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Docente: Juliana Mesquita Freire
Modelos atômicos e estrutura eletrônica dos átomos
Átomo
Menor partícula que caracteriza um elemento químico.
Átomo de Dalton
Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas átomos; 
Todos os átomos de dado elemento são idênticos, tendo o mesmo tamanho, massa e propriedades químicas. Os átomos de um elemento são diferentes dos átomos de todos os outros elementos;
Uma reação química envolve apenas a separação, combinação ou rearranjo dos átomos: não resulta em criação ou destruição. 
Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento;
Resumo: Bolinha extremamente pequena, maciça, indivisível e 	 eletricamente neutra.
Modelo “Bola de Bilhar”
Átomo de Thomson
Tubo de vidro evacuado (gás) + alta voltagem produz radiação dentro do tubo
Raios catódicos: feixe luminoso emitido do eletrodo negativo (cátodo) para o positivo (ânodo);
Raios catódicos: continham carga elétrica, pois eram desviados por campo elétrico;
Jatos de partículas com massa, carregados negativamente
Resumo: o átomo era uma esfera de matéria positiva uniformemente distribuída, na qual se encontravam dispersos elétrons.
Modelo “Pudim de Passas”
Descoberta da radioatividade
1896; Henri Becquerel: descobriu que um minério de urânio emitia espontaneamente radiação de alta energia (RADIOATIVIDADE);
Marie Curie e Henri Becquerel: isolaram componentes radioativos do mineral;
Estudos revelaram três tipos de radiação: α (alfa), β (beta), γ (gama);
Reação a um campo elétrico: α e β (são desviadas);
 γ (não é afetada);
Rutherford denominou essas radiações de partículas:
 - partículas α: positivas;
 - partículas β: negativas (semelhante aos elétrons);
 - partículas γ: ondas eletromagnéticas (assemelham-se ao raio – X: não possuem carga ou massa)
Átomo de Rutherford
Observações
Conclusões
Grande partedas partículas alfa atravessa a lâmina sem desviar o curso.
Boa parte do átomo é vazio. No espaço vazio (eletrosfera)provavelmente estão localizados os elétrons.
Poucas partículas alfa (1em 20000) não atravessavam a lâmina e voltavam.
Deve existir no átomo uma pequena região onde estão concentrada sua massa (núcleo).
Algumas partículas alfa sofriamdesvios de trajetória ao atravessar a lâmina.
Onúcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca uma repulsão nas partículas alfa (positiva).
 A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atômico, semelhante ao sistema solar  modelo planetário do átomo, no qual os elétrons descrevem um movimento ao redor do núcleo assim como os planetas se movem ao redor do sol.
Maior parte do átomo é espaço vazio, no qual os elétrons giram ao redor do núcleo.
A descoberta da terceira partícula subatômica: NÊUTRON
 Percebeu-se que no núcleo poderia ter mais do que uma carga positiva (próton);
Comprometeria a estabilidade do núcleo (forças de repulsão muito fortes entre os prótons);
Rutherford admitiu que existia no núcleo partículas semelhantes ao prótons, porém sem cargas;
Chadwick (1932) descobriu os nêutrons, os quais serviriam para diminuir a repulsão entre os prótons (maior estabilidade no núcleo).
MODELO ATÔMICO CLÁSSICO
O modelo atômico
planetário: elétrons
giram ao redor do núcleo,
podendo ocupar qualquer
órbita existente.
Velódromo: o ciclista
 pode ocupar
qualquer parte 
da pista.
Diâmetro do núcleo ~ bola de futebol (~30 cm)
Diâmetro do átomo ~ 3 Km
MODELO ATÔMICO CLÁSSICO
MODELO ATÔMICO CLÁSSICO
MODELO ATÔMICO CLÁSSICO
MODELO ATÔMICO CLÁSSICO
 Cátions: é o átomo que perdeu elétrons, logo tem o número de próton (carga positiva) diferente do número de elétron;
 Ânions: é o átomo que ganhou elétrons, logo tem o número de próton (carga positiva) diferente do número de elétron;
MODELO ATÔMICO CLÁSSICO
Identificação do átomo 
Número atômico Z: é o número de prótons no núcleo;
Número de massa A: é o número total do núcleo, prótons mais nêutrons;
Representação: símbolo do átomo (X) acompanhado de Z e A;
OBS.: O Z ( número de prótons é o identificador do átomo) é sempre o mesmo para cada átomo, oxigênio é 8 e carbono é 6.
Declínio da Teoria de Rutherfod
	Elétrons têm carga - e o núcleo tem carga +, existe atração entre os elétrons e o núcleo, pois cargas elétricas opostas atraem-se.
Como explicar o fato de os elétrons não caírem sobre o núcleo?
Rutherford contornou essa dificuldade admitindo que os elétrons giravam em torno do núcleo em órbitas circulares, a altíssima velocidade, de tal modo que a aceleração centrípeta desenvolvida nesse movimento equilibraria a atração exercida pelo núcleo.
Declínio da Teoria de Rutherfod
	... Outra dificuldade: uma carga elétrica negativa (elétrons) em movimento ao redor de outra carga elétrica positiva estacionário (núcleo) emite radiação constantemente, perdendo energia.
Os elétrons perdem energia por radiação ao entrar em movimento ao redor do núcleo, os elétrons vão gradativamente se aproximando do núcleo num movimento espiralado, acabando por colidir com ele.
Átomo de Bohr
 Os elétrons estão localizados em orbitas circulares, não sendo permitido um elétron estar situado entre as órbitas;
Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e esta em um estado de energia permitido. Um elétron em estado de energia permitido não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral em direção ao núcleo.
Postulados de Bohr
Postulados de Bohr
Os elétrons podem saltar para uma camada mais externa, sendo necessário que ele ganhe energia externa (térmica, elétrica ou luminosa);
A energia dessas órbitas é quantizada: ao receber quantidade exata de energia, um elétron é excitado; ao retornar para a órbita de mais baixa energia, o elétron emite a mesma quantidade de energia;
A energia é liberada na forma de fótons (pacotes de energia); 
Número quântico: número inteiro n, que pode assumir valores de 1 a infinito;
Cada órbita corresponde a um valor diferente de n e o raio da órbita aumenta à medida que n aumenta;
A energia é mais baixa para n = 1;
O estado de energia mais baixa é chamado de estado fundamental; 
Quando o elétron está em uma órbita de energia mais alta, diz-se que o átomo está em estado excitado;
LUMINOSOS DE NEON
 Os letreiros luminosos, muito usados em publicidade, utilizam principalmente gás neônio (Ne), por isso são conhecidos com luminoso de neon.
 Os elétrons desse gás são excitados e, na sua volta à orbita original, emitem luz
Tonalidades:
 Neônio (Ne) puro – luz vermelha
 Neônio + Gás carbônico (CO2) – luz violeta
 Neônio + mercúrio (Hg) – luz azul
As órbitas de todos os átomos conhecidos se agrupam em sete camadas eletrônicas denominadas: K, L, M, N, O, P, Q;
As camadas são também denominadas níveis de energia;
Cada camada comporta um número máximo de elétrons;
Dualidade onda partícula
Modelo Planetário => elétron é uma partícula
1900-1920: demonstrações contundentes de que a luz se comporta:
=> às vezes como ondas (descrição clássica) 
=> às vezes como partículas (descrição quântica - fótons)
1920 - partículas em movimento comportam-se como ondas
 experimentos notáveis mostraram que a matéria também se comporta ora como onda ora como partícula, dependendo da situação !
 
Dualidade onda partícula
revolução na Física
... novos modelos eram necessários
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula.
• A resolução da equação leva às funções de onda.
• A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.
• O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
Dualidade onda partícula
 Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda.
Funções de onda de elétrons em átomos
Orbitais
atômicos
Números quânticos e orbitais atômicos
 Orbitais => estados individuais que podem ser ocupados por um elétron em um átomo. 
			
 Cada orbital no átomo acomoda no máximo dois elétrons e, quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, são ditos emparelhados.
Orbital = nível de energia = região do espaço de maior manifestação eletrônica.
Para visualizar a densidade de probabilidade de encontrar o elétron, imagina-se uma nuvem centrada no núcleo. A densidade da nuvem em cada ponto representa a probabilidade de encontrar o elétron naquele ponto. 
 Regiões mais densas da nuvem = posições em que a probabilidade de encontrar o elétron é maior.
	A equação de Schrodinger necessita de três números quânticos:
 O número quântico principal; n = 1,2,3,.....
O número quântico azimutal; l = 0,1,2,3, ...., n-1
O número quântico magnético; m = ±1, ±2, ±3,....,± l
Número quântico principal (n)
Corresponde ao nível ou camada eletrônica em que o elétron se encontra;
n
1
2
3
4
5
6
7
nível
K
L
M
N
O
P
Q
Este é o mesmo n de Bohr;
À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior, e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo;
Um aumento em n significa também que o elétron tem energia alta e, por isso, está menos fortemente preso ao núcleo;
Número quântico azimutal (l)
Corresponde ao subnível em que o elétron se encontra;
Esse número quântico define o formato do orbital;
Podem possuir o valores: l = 0, 1, 2, 3, (n-1);
Ex.: Para n = 3, l pode assumir qualquer um dos três valores, 0, 1 e 2.
Existe um subnível no nível n = 1 (l = 0);
Existe dois subníveis no nível n = 2 (l = 0 e 1);
Existe três subníveis no nível n = 3 (l = 0, 1 e 2)
E assim por diante.
l
0
1
2
3
subnível
s
p
d
f
Obs.: Embora valores maiores de l ( que correspondem aos orbitais g, h, .....) sejam possíveis, os valores menores (0, 1, 2 e 3) são os únicos quimicamente necessários na prática.
Número quântico magnético (m)
Descreve a orientação do orbital no espaço;
Tem os valores: m = - l, 0, + l;
Existem 2l +1 valores diferentes de m para cada valor de l e, portanto, 2l + 1 orbitais em uma subcamada de número quântico l;
 
 Ex.: Quando l = 1, m = +1, 0, -1; logo, existem três orbitais p em uma dada camada;
 
 Podemos dizer, de outra maneira, que uma subcamada com l = 1 tem três orbitais
Sumário do arranjo das camadas, subcamadas e orbitais
Representações de orbitais
Representações dos orbitais: os orbitais são representados pela superfície limite que há a probabilidade de 90% de encontrar o elétron. 
Quanto mais longe do núcleo, maior a energia.
Cada orbital comporta apenas 2 elétrons: assim, as subcamadas s, p, d, f podem ter 1, 3, 5 ou 7 orbitais.
Orbitais f
Configuração eletrônica
Estado fundamental: elétrons nos níveis de energia mais baixo possível.
O orbital de mais baixa energia é o 1 s: porém só comporta 2 elétrons; assim, os orbitais subsequentes serão preenchidos sequencialmente.
Número quântico spin (S)
Corresponde à orientação do elétron dentro do orbital;
O elétron se comporta como se estivesse girando em volta de um eixo através de seu centro;
 Os dois estados são frequentemente representados por duas setas:
  ("spin para cima", 
ms = + 1/2 ) 
e  ("spin para baixo", 
ms = -1/2).
Princípio da exclusão de pauli
Dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto de quatro números quânticos n, l, ml e ms iguais.
Para um dado orbital n, l e m são fixos. Para seguir o princípio da exclusão de pauli, ms possui diferentes valores
Os spins dos elétrons em um mesmo orbital devem ser opostos.
 0RBITAL VAZIO
 ORBITAL SEMIPREENCHIDO
 ORBITAL COMPLETO OU PREENCHIDO
OBS: Cada orbital tem no máximo 2 elétrons com Spins contrários.
Regra de Hund
Para orbitais degenerados (mesma subcamada ou subnível) há menor repulsão entre os elétrons se eles ocuparem orbitais distintos;
Os elétrons vão ocupando os orbitais vazios e depois retornam ocupando os orbitais semipreenchido, preenchendo-os com spins contrários;
Exemplos:
4 d3 
4 d6 
Representação dos elétrons em um átomo
Uma meia-seta apontada para cima () representa um elétron com número quântico magnético de spin positivo (ms = +1/2) e a meia-seta apontada para baixo () representa um elétron com número quântico magnético de spin negativo (ms = - 1/2)
Elétron emparelhado: elétrons com spins contrários;
Elétron desemparelhado: não está acompanhado por um companheiro de spin contrário;
Ex: Sódio (Na) Z = 11
1s2 2s2 2p6 3s1
Camada de valência
1s2 2s2 2p6 3s1
Cátion
Cátion de Na+ => perdeu um elétron
1s2 2s2 2p6
Ex: Oxigênio (O) Z = 8
		1s2 2s2 2p4
Camada de valência
1s2 2s2 2p4 
Ânion
Ânion de O2- => ganhou dois elétrons
1s2 2s2 2p6
Um determinado elemento químico apresenta a configuração mostrada abaixo. a) explique qual é esse elemento; b) dê o número de cada partícula subatômica (prótons, nêutrons e elétrons) que esse elemento possui; c) determine os quatro números quânticos do último elétron desse elemento.
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