O_a769tomo_Aula_01 (1)

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<p>Pro f ª : Pau la Kathe r ine L . S . Va lença</p><p>paula@ufe rsa .edu.br</p><p>O ÁTOMO</p><p>Universidade Federal Rural do Semi-Árido</p><p>Departamento de Engenharia e Tecnologia</p><p>Disciplina: Química Geral I</p><p>MODELOS ATÔMICOS</p><p>Dalton (1803) – Modelo da bola de bilhar</p><p>MODELOS ATÔMICOS- THOMSON</p><p>(1904)</p><p>Como o átomo no estado normal é</p><p>neutro, deveria haver uma quantidade</p><p>igual de elétrons (carga negativa) e de</p><p>carga positiva.</p><p>A carga positiva se encontrava</p><p>diluída e seria a maior parte do</p><p>átomo e responsável por toda a</p><p>sua massa praticamente</p><p>PUDIM DE PASSAS</p><p>RADIOATIVIDADE - RUTHERFORD</p><p>Experimentos de Rutherford revelaram 3 tipos de radiações</p><p>oriundas do polônio: β, g e a;</p><p>• β são elétrons em alta velocidade e podem ser consideradas o</p><p>análogo radioativo dos raios catódicos (carga: – 1);</p><p>• As partículas a têm cargas positivas e são atraídas pela placa</p><p>negativa (carga: +2);</p><p>• g não consiste de partículas e não possui carga.</p><p>EXPERIMENTO DE RUTHERFORD</p><p>(1911)</p><p>ÁTOMO DE RUTHERFORD (1911)</p><p>Núcleo de carga positiva</p><p>(constituído por prótons e</p><p>nêutrons assim por ele</p><p>denominadas) que continha</p><p>praticamente toda a massa</p><p>do átomo.Elétrons com cargas</p><p>negativas girando ao</p><p>redor do núcleo em</p><p>trajetórias circulares. Conhecido como modelo “Planetário”</p><p>Explicava o resultado do experimento</p><p>das partículas α</p><p>INCONSISTÊNCIAS DO MODELO DE</p><p>RUTHERFORD</p><p>O modelo de Bohr (1913)</p><p>De acordo com o modelo de Bohr, o elétron no átomo de</p><p>hidrogênio percorre uma órbita circular de raio r, concêntrica em</p><p>relação ao núcleo. Ele admitiu ainda, que o núcleo consiste de um</p><p>único próton, cuja massa era muito superior à do elétron. Neste</p><p>caso, pode-se considerar que o centro de massa do átomo esteja</p><p>em cima do núcleo, isto é, toda a massa do átomo está centrada</p><p>no núcleo.</p><p>O modelo de Bohr</p><p>• Após muita matemática, Bohr mostrou que a energia</p><p>de cada orbita é dada por:</p><p>onde n é o número quântico principal (por exemplo, n</p><p>= 1, 2, 3, … e nada mais).</p><p>( ) </p><p></p><p></p><p></p><p></p><p></p><p>−=</p><p>−</p><p>2</p><p>18 1</p><p>J 1018.2</p><p>n</p><p>E</p><p>O novo modelo de Bohr pode ser resumido nos seguintes</p><p>postulados:</p><p>1. Um elétron descreve órbitas circulares ao redor do núcleo;</p><p>2. As orbitas diferem entre si pelo raio e pela quantidade de</p><p>energia;</p><p>3. Um elétron pode encontrar-se em uma série limitada de</p><p>orbitais;</p><p>4. A passagem de um elétron de uma orbita para outra envolve</p><p>absorção ou emissão de energia, conforme o elétrons se mova</p><p>para a órbita mais externa ou mais interna, respectivamente;</p><p>5. Enquanto permanecer em uma orbita, o elétrons é dito</p><p>estacionário e não emite energia;</p><p>6. Cada órbita é caracterizada por um número quântico(n), que</p><p>pode assumir valores inteiros(1,2,3,....).</p><p>O modelo de Bohr</p><p>O modelo de Bohr</p><p>Conceito atômico atual</p><p>Conceito atômico atual</p><p>✓Pode-se imaginar um átomo como uma partícula com duas regiões</p><p>diferentes: o núcleo, no qual encontramos prótons e neutros, e a</p><p>eletrosfera, na qual estão os elétrons conforme figura a seguir.</p><p>Em azul claro está representada a</p><p>eletrosfera, na ficam os elétrons</p><p>(círculos azuis). Os prótons (círculos</p><p>vermelhos) e os nêutrons (círculos</p><p>pretos) encontram-se no núcleo.</p><p>Conceito atômico atual</p><p>Costuma-se representar um elemento químico (X)</p><p>em termos de duas grandezas: o número atômico (Z) e a</p><p>massa atômica (A), juntamente com o símbolo do</p><p>elemento, conforme esquema a seguir.</p><p>XA</p><p>Z</p><p>✓O número atômico representa o número de prótons</p><p>que o átomo possui;</p><p>✓A massa atômica representa a massa total do átomo,</p><p>ou seja, basicamente a soma do número de prótons e de</p><p>nêutrons, expressa em u.m.a..</p><p>✓A diferença entre a massa atômica e o número atômico</p><p>é igual ao número de nêutrons no núcleo.</p><p>Conceito atômico atual</p><p>Por convenção, a massa atômica aparece sempre</p><p>escrito como índice superior no lado esquerdo do</p><p>símbolo atômico e o número atômico como sub índice</p><p>também no lado esquerdo. Como por exemplo:</p><p>O significa que o átomo de carbono tem</p><p>numero atômico a 6 (6 prótons) e massa atômica igual a</p><p>12 (6 prótons + 6 nêutrons).</p><p>CeHeLi 12</p><p>6</p><p>4</p><p>2</p><p>7</p><p>3 ,</p><p>C12</p><p>6</p><p>Conceito atômico atual</p><p>Isótopos</p><p>Todos os isótopos de um átomo têm em comum o número atômico</p><p>(Z) e consequentemente o mesmo número de elétrons, produzindo</p><p>assim uma carga total nula. Eles diferem uns dos outros apenas</p><p>pela massa atômica.</p><p>O O O</p><p>Conceito atômico atual</p><p>Isóbaros</p><p>São átomos com a mesma massa atômica (A), mas com</p><p>diferentes números de prótons (elementos diferentes).</p><p>Conceito atômico atual</p><p>Isótonos</p><p>São átomos que possuem a mesma diferença entre a</p><p>massa atômica(A) e o número atômico (Z). Eles possuem,</p><p>portanto, o mesmo número de nêutrons (n).</p><p>OS NÚMEROS QUÂNTICOS</p><p>• Número quântico principal (n): indica o nível de energia do elétron no</p><p>átomo. Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, n</p><p>varia de 1 a 7.</p><p>• Ele representa os níveis de energia permitidos para o átomo e</p><p>determina o tamanho do orbital. Quanto maior o n, maiores serão a</p><p>energia e o tamanho do orbital.</p><p>OS NÚMEROS QUÂNTICOS</p><p>• Número quântico secundário ou azimutal (l): Indica a forma do</p><p>orbital ou o subnível. Para um dado (n), l pode assumir valores</p><p>inteiros de 0 até (n-1).</p><p>• Por exemplo, para n=4, l assume os valores de 0,1,2, e 3.</p><p>• Esse número quântico corresponde a uma subcamada de</p><p>energia e aparece designado pelas letras s (l=0), p(l=1), d(l=2),</p><p>f(l=3), ...</p><p>• Exemplo:</p><p>• n= 2 e l=1</p><p>• n=4 e l=0</p><p>NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO</p><p>OS NÚMEROS QUÂNTICOS</p><p>• Número quântico magnético (ml):</p><p>OS NÚMEROS QUÂNTICOS</p><p>• O número quântico de spin indica (mS): Indica o movimento de rotação</p><p>dos elétrons. Os “spins” +1/2 ou – 1/2 representam o sentido de rotação,</p><p>horário ou anti-horário</p><p>+1/2 -1/2</p><p>Camada eletrônica</p><p>(n)</p><p>Subcamadas</p><p>disponíveis</p><p>Orbitais</p><p>disponíveis (2l+1)</p><p>Número Possível</p><p>de Elétrons</p><p>Dentro da</p><p>Subcamada</p><p>[2(2l+1)]</p><p>Número possível</p><p>de elétrons para a</p><p>enésima camada</p><p>(2n2)</p><p>1 s 1 2 2</p><p>2 s</p><p>p</p><p>1</p><p>3</p><p>2</p><p>6</p><p>8</p><p>3 s</p><p>p</p><p>d</p><p>1</p><p>3</p><p>5</p><p>2</p><p>6</p><p>10</p><p>18</p><p>4 s</p><p>p</p><p>d</p><p>f</p><p>1</p><p>3</p><p>5</p><p>7</p><p>2</p><p>6</p><p>10</p><p>14</p><p>32</p><p>5 s</p><p>p</p><p>d</p><p>f</p><p>g*</p><p>1</p><p>3</p><p>5</p><p>7</p><p>9</p><p>2</p><p>6</p><p>10</p><p>14</p><p>18</p><p>50</p><p>6 s</p><p>p</p><p>d</p><p>f*</p><p>g*</p><p>h*</p><p>1</p><p>3</p><p>5</p><p>7</p><p>9</p><p>11</p><p>2</p><p>6</p><p>10</p><p>14</p><p>18</p><p>22</p><p>72</p><p>7p6</p><p>• Para determinar a configuração dos elétrons nos orbitais atômicos, deve-</p><p>se então distribuí-los nestes orbitais, na ordem em que estão</p><p>apresentados. Para tal, deve-se seguir as seguintes regras:</p><p>• Sempre preencher um subnível antes de colocar elétrons no próximo</p><p>subnível;</p><p>• Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe</p><p>inicialmente apenas um elétron, somente depois de o último orbital desse</p><p>subnível ter recebido seu primeiro elétron começas o preenchimento de</p><p>cada orbital semi-cheio com o segundo elétron (regra de Hund);</p><p>• Quando existem dois elétrons em um orbital, deve-se indicar com setas (a</p><p>primeira apontando para cima e a segunda para baixo) que ambos</p><p>possuem spin contrários (princípio de exclusão de Pauli).</p><p>Distribuição eletrônica</p><p>DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA</p><p>Z=7</p><p>Z=8</p><p>Z=10</p><p>Z=9</p><p>Slide 1: O átomo</p><p>Slide 2: Modelos atômicos</p><p>Slide 3: Modelos atômicos- Thomson (1904)</p><p>Slide 4: Radioatividade - Rutherford</p><p>Slide 5: Experimento de Rutherford (1911)</p><p>Slide 6: Átomo de Rutherford (1911)</p><p>Slide 7: Inconsistências do modelo de Rutherford</p><p>Slide 8</p><p>Slide 9</p><p>Slide 10</p><p>Slide 11</p><p>Slide 12</p><p>Slide 13</p><p>Slide 14</p><p>Slide 15</p><p>Slide 16</p><p>Slide 17</p><p>Slide 18</p><p>Slide 19</p><p>Slide 20</p><p>Slide 21: Os números Quânticos</p><p>Slide 22: Os números Quânticos</p><p>Slide 23: Número quântico secundário</p><p>Slide 24: Os números Quânticos</p><p>Slide 25: Os números Quânticos</p><p>Slide 26</p><p>Slide 27</p><p>Slide 28</p><p>Slide 29</p><p>Slide 30</p><p>Slide 31</p><p>Slide 32</p><p>Slide 33</p><p>Slide 34</p><p>Slide 35: Distribuição eletrônica</p><p>Slide 36</p><p>Slide 37</p><p>Slide 38</p>