AP1 - Tópico 01- Modelos atomicos e modelos quanticos

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Introdução a Química
Prof. Milton Ferreira
Como tudo começou...
Filósofo grego, Demócrito (460 – 370 a.C.) imaginou a matéria formada por pequenas partículas indivisíveis denominadas átomos (do grego, a, não; tómos, pedaços).
Aristóteles (384 – 322 a.C.) : Para tudo o que existia no Universo era formado a partir de quatro elementos fundamentais: Terra, Água, Fogo e Ar. 
http://www.fisica.net/quimica/resumo1.htm
Primeiros passos...
Origem do nome: está relacionado com o vocábulo grego "chyma", que se relaciona com a fundição de metais.
A Alquimia é uma tradição antiga que combina elementos de química, física, astrologia, arte, metalurgia, medicina, misticismo e religião.
Objetivos principais: 
 Transmutação dos metais inferiores em ouro;
 Obtenção do elixir vida da longa;
 Criar vida humana artificial, os homonculus. 
Modelo Atômico de Dalton
 As idéias de Demócrito permaneceram inalteradas por aproximadamente 2200 anos. Em 1808, Dalton retomou estas idéias sob uma nova perspectiva: a experimentação. 
Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas, chegou à conclusão de que os átomos realmente existiam e que possuíam algumas características:
- Toda matéria é formada por diminutas partículas esféricas, maciças, neutras e indivisíveis chamadas átomos. 
- Existe um número finito de tipos de átomos na natureza.
- A combinação de iguais ou diferentes tipos de átomos originam os diferentes materiais.
Modelo Atômico de Dalton
Neste modelo o átomo seria uma esfera rígida e duríssima e impossível de se dividir
No entanto, a natureza elétrica da matéria não é evidenciada por este modelo!
O átomo na “Antiga” Mecânica Quântica
 Por volta de 1910 acumularam-se inúmeras evidências experimentais de que os átomos continham elétrons (aquelas partículas que compunham os raios catódicos e conduziam a eletricidade).
Mas os átomos eram neutros. Portanto, deviam possuir uma quantidade igual de carga positiva. 
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Modelo Atômico de Thomson (1898) 
 
    Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um modelo de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons. 
O experimento de Thomson
Um efeito curioso era obtido quando se passava uma corrente elétrica em um tubo que continha um gás 
À medida que o gás se tornava mais rarefeito os efeitos mudavam 
Quando era feito vácuo suficiente e a voltagem aumentada gradativamente, aparecia um único feixe diretamente para o cátodo 
Raios Catódicos
Sendo os raios catódicos um fluxo de elétrons, podemos concluir que:
            - os elétrons se propagam em linha reta,
            - os elétrons possuem massa (são corpusculares) e
            - os elétrons possuem carga elétrica de natureza negativa. 
    Thomsom demonstrou que, qualquer que seja o gás rarefeito contido no tubo, o comportamento do fluxo luminoso é o mesmo, permitindo concluir que os elétrons ou raios catódicos são iguais para todos os átomos. 
O experimento de Thomson
Como o desvio é para o lado positivo 
A partícula é carregada negativamente! 
+ + + + + + + +
- - - - - - - - - - -
Tela Fosforescente
desvio
y
l
L
e = Carga do Elétron
m = Massa do elétron
y = Desvio da partícula
I = Comprimento da placa
L = Distancia placa/tela
O experimento de Thomson
Desta forma, Thomson descobriu a existência desta partícula que foi por ele chamada de elétron (e-)
Como a matéria no estado normal se apresenta neutra, deveria haver uma quantidade de carga positiva para neutralizar a carga desses elétrons
Thomson, então, propôs um modelo para o átomo que levava em consideração essas novas propriedades
Este modelo para o átomo foi conhecido por “pudim de passas” 
Experimento das Partículas Alfa
Geiger e Marsden (dois colaboradores de Rutherford) elaboraram um experimento (como projeto de iniciação científica) no qual partículas α incidiam sobre uma lâmina de ouro 
De acordo com o Modelo de Thomson para o átomo era esperado que
As partículas α deveriam sofrer desvios na sua trajetória!
A experiência revelou que a maioria das partículas Não sofreram desvios, no entanto, algumas poucas (1 a cada 10000) sofreram desvios grandes!!!!
Modelo de Rutherford
Diante deste “resultado inacreditável” pelas próprias palavras de Rutherford, ele chegou ‘a conclusão que o átomo deveria ter a seguinte configuração:
Núcleo de carga positiva (constituído por prótons e nêutrons assim por ele denominadas) que continha praticamente toda a massa do átomo.
Elétrons com cargas negativas girando ao redor do núcleo em trajetórias circulares.
Modelo Atômico de Rutherford (1911) 
    Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas.
    Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco (ZnS).
Modelo Atômico de Rutherford (1911) 
Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou  que muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas "alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo, constituído  por prótons.
O modelo atômico de Rutherford 	 "modelo planetário"
 Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico proposto por Thomson.
Inconsistências no Modelo de Rutherford
Se o elétron estivesse parado na sua órbita, ambos seriam atraídos e acabariam se unindo e voltamos ao modelo de Thomson!
Núcleo
Elétron
Se o elétron estivesse girando, deveria emitir radiações (pela teoria eletromagnética clássica), perderia energia e finalmente cairia no núcleo voltando ao modelo de Thomson!
Conclusão: A Física Clássica não consegue explicar a existência dos átomos!!!
Além disso, não explica os espectros de “linhas” de gases excitados
Na tentativa de explicar o átomo, Bohr assumiu uma decisão corajosa e ousada rompendo com física clássica.
Surge o Modelo de Bohr
Descoberta do Nêutron 
James Chadwick(1932)
 Num acelerador de partículas subatômicas, a partícula alfa, que é o núcleo do átomo de hélio, com dois prótons e dois nêutrons e número de massa quatro (4), é lançada contra o núcleo do átomo de berílio, com quatro prótons e cinco nêutrons e número de massa nove (9).
    Na colisão o átomo de berílio transmuta-se no elemento químico carbono, com seis prótons e sete nêutrons, número de massa treze (13) e que por ser instável, elimina um nêutron e transmuta-se no carbono estável de número de massa doze (12).
O nêutron eliminado, ao atravessar um campo elétrico, não sofre desvio, permitindo concluir que o nêutron é uma partícula que não possui carga elétrica, mas que possui massa praticamente igual a do próton
Modelo Atômico de Niels Bohr
Em 1913, o dinamarquês Niels Bohr (1885 – 1962) propôs um modelo com a finalidade de explicar os espectros atômicos. Esse modelo fez-se necessário, uma vez que o de Rutherford não esclarecia com clareza a estruturação da eletrosfera. Vejamos os principais postulados estabelecidos por Bohr:
 
Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo, classificadas como camadas ou níveis de energia. 
 
Existem sete camadas eletrônicas (K L M N O P Q), apresentando cada uma delas uma quantidade determinada de energia e um número máximo de elétrons. 
      De acordo com o modelo atômico  proposto porRutherford, os elétrons ao girarem  ao redor do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o mesmo.
    Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria (1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck. 
    A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados:
    1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia. 
2º postulado (de Niels Bohr) : Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando como  exemplo, uma barra de ferro aquecida ao rubro). 
Transição de Energia
Onde:
 E = energia do elétron (absorvida ou liberada)
 h = 6,63 x 10-34J.s (Constante de Plank) 
 c = 3 x 1010 cm/seg no vácuo
 λ = Comprimento da onda em angstrons
Espectros Atômicos
Veja abaixo uma tabela listando as quatro raias do espectro visível do hidrogênio. Cada raia é identificada por sua cor, seu nome, seu comprimento de onda em Angstroms e um número inteiro n indicando o nível de energia.
Modelo de Sommerfeld:
 Logo após Bohr enunciar seu modelo, verificou-se que um elétron, numa mesma camada, apresentava energias diferentes. Como poderia ser possível se as órbitas fossem circulares?
 Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois em uma elipse há diferentes excentricidades (distância do centro), gerando energias diferentes para uma mesma camada.
Órbitas:
1circular e as demais elípticas
Modelo de Sommerfeld
O modelo atômico atual é um modelo matemático- probabilístico que se baseia em dois princípios: 
Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.
Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia, sendo portanto, uma partícula-onda.
Teoria da Mecânica Ondulatória
    Em 1926, Erwin Schrödinger formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital" .
    Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron.
 
   
Equação de Schrödinger
 A equação de Schrödinger descreve o comportamento ondulatório da matéria na mecânica quântica. As soluções desta equação são funções de onda que podem ser usadas para descrever a densidade de probabilidade de uma partícula.
ONDE: i é o número imaginário, Ћ é a constante de Planck dividida por 2π e o Hamiltoniano H(t) é um termo que atua no vetor de estados. O Hamiltoniano representa a energia total do sistema. Assim como a força na segunda Lei de Newton, ele não é definido pela equação e deve ser determinado pelas propriedades físicas do sistema. 
Consequências do Modelo Quântico os “números quânticos”
As soluções da equação de Schrodinger levam a funções de onda que se caracterizam pelos números quânticos:
Número quântico principal (n): relacionado à distância média elétron-núcleo e aos níveis de energia de Bohr; 
K = 1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7...
Número quântico azimutal ou secundário (l): relacionado à forma dos orbitais, ou seja ao tipo de trajetória dos elétrons;
S = 0, P = 1, D = 2, F = 3, G = 4...
 Aplicando o Modelo Quântico: o Diagrama de Pauling
Número quântico magnético de orbital (ml): O número quântico magnético especifica a orientação permitida para uma nuvem eletrônica no espaço. 
l = 0 : corresponde ao subnível s, onde existe somente uma orientação (ml = 0). 
l = 1 : corresponde ao subnível p, onde existem três orientações permitidas, que surgem em decorrência dos três valores de ml (+1, 0, -1). Os três orbitais p são denominados px, py e pz e são orientados de acordo com os três eixos cartesianos (x, y e z). 
 l = 2 : corresponde ao subnível d onde existem cinco orientações permitidas, ou seja, cinco valores de ml (-2, -1, 0, +1, +2). São designados por dz2 (orientação coincidente com o eixo z), dx2-y2 (orientação coincidente com os eixos x e y, simultaneamente), dxy (orientado entre os eixos x e y), dyz (orientado entre os eixos y e z) e dxz (orientado entre os eixos x e z). 
ORBITAIS S, P, D e F
Número quântico de spin, ms: O número quântico de spin indica a orientação do elétron ao redor do seu próprio eixo. Como existem apenas dois sentidos possíveis, este número quântico assume apenas os valores -1/2 e +1/2, indicando a probabilidade do 50% do elétron estar girando em um sentido ou no outro.
Elemento químico, isótopos, isóbaros e isótonos
Número de Massa (A): informa a somatória de prótons e nêutrons contida num determinado átomo.
Número Atômico (Z): informa a quantidade de prótons contida num determinado átomo. Átomos com mesmo número atômico pertencem ao mesmo elemento químico. Ter mesmo valor para Z garante que os átomos possuam mesmo comportamento químico. Z  também informa o número de elétrons, se o átomo em questão for neutro. Subtraindo Z do valor de A, obtemos o número de nêutrons.
Z = prótons (sempre) = elétrons (átomos neutros)
A = Z + N
OU
Isótopos: átomos que apresentam mesmo número atômico e número de massa diferentes. Pertencem ao mesmo elemento químico, pois têm mesmo valor de Z.
1 H 1         1 H 2          1 H 3
Isóbaros: átomos que apresentam valores diferentes para o número atômico e mesmo número de massa.
20 Ca42               21 Sc42
Isótonos: átomos que apresentam valores diferentes de número atômico e de massa, no entanto, mesmo número de nêutrons (A - Z).
17 Cl 37               20 Ca 40
Isótopos: Datação por Carbono 14
Carbono 14: Tempo de Meia – Vida = 5730 anos.
Animal ou Vegetal Vivo: relação quantitativa entre o carbono-14 e o carbono-12 permanece constante.
A partir da morte do ser vivo, a quantidade de C-14 existente em um tecido orgânico se dividirá pela metade a cada 5 730 anos. 
  
O resultado da desintegração do nêutron nuclear do carbono-14 origina como produto o átomo de nitrogênio-14: 
 
Número de massa é a soma de nêutrons e prótons no núcleo de cada isótopo. A = Z + N 
 Massa atômica é a média aritmética ponderada dos números de massa dos vários isótopos que compõem cada elemento. 
Ex: A massa atômica do Cl é 35,5. Ora, não existe 0,5 próton nem 0,5 nêutron. Acontece que o Cl é formado por vários isótopos, cujos números de massa variam de 32 a 40 (ou seja, todos têm 17 prótons e o número de nêutrons varia de 15 a 23) e cada um possui um determinado percentual para a formação do elemento na natureza. Então: 
 Massa atômica(A) = [ (isótopo A x % de A) + (isótopo B x % de B) + ... + (isótopo C x % de C)]/100 
 
Diferença entre Numero de Massa e Massa Atômica