Modelo atual 2013

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Modelo atual 2013

  1. 1. Modelo Atômico AtualModelo Atômico Atual
  2. 2. O modelo atômico atual • O modelo proposto por Bohr trouxe um avanço ao considerar níveis quantizados de energia, mas ainda apresentava problemas.
  3. 3. • O modelo atômico atual é um modelo matemático- probabilístico que se baseia em dois princípios:
  4. 4. Princípio da Incerteza de Heisenberg : • é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante. Heisenberg, Nobel de Física de 1932.
  5. 5. Princípio de Incerteza de Heisenberg (1927) • Física Clássica: qualquer grandeza de movimento de uma partícula pode ser medida e descrita de modo exato pode-se medir simultaneamente a posição e a velocidade de uma partícula sem perturbar o seu movimento. X • Física Quântica: o ato de medir interfere na partícula e modifica o seu movimento. No caso de sistemas microscópicos, que envolvem pequenas distâncias e pequenas quantidades de movimento, é impossível determinar simultaneamente, e com precisão arbitrária, a posição e a quantidade de movimento de cada partícula que constitui tais sistemas !
  6. 6. Princípio da Dualidade da matéria de • o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma partícula- onda. Louis de Broglie, Nobel de Física de 1929.
  7. 7. Princípio da Dualidade da matéria de O elétron Em movimento = comportamento ondulatório Em absorção/emissão = partícula
  8. 8. • Erwin Schroedinger (1887 - 1961) baseado nestes dois princípios criou o conceito de Orbital. • Orbital é a região onde é mais provável encontrar um elétron. • Paul Dirac calculou estas regiões de probabilidade e determinou os quatro números quânticos, que são: principal, secundário, magnético e de spin. Schöndinger Prêmio Nobel da Física em 1933
  9. 9. Consequências para o estudo do átomo: • O conceito de órbita não pode ser mantido numa descrição quântica do átomo; • Se pode calcular apenas a probabilidade de encontrar um ou outro elétron numa dada região do espaço nas vizinhanças de um núcleo atômico; • Tais distribuições de probabilidade constituem o que se chama de ORBITAIS ATÔMICOS !
  10. 10. Número quântico principal (n)Número quântico principal (n):: • este número quântico localiza o elétron em seu nível de energia. Ele assume valores que vão de 1 até o infinito, mas para os átomos conhecidos atualmente com, no máximo, 7 camadas teremos uma variação de 1 até 7. n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
  11. 11. Número quântico secundário (Número quântico secundário (ℓℓ):): • Localiza o elétron no seu subnível de energia e dá o formato do orbital. Pode assumir valores que vão desde ZERO até n - 1. Para átomos conhecidos: ℓ = 0,..., n-1 (n = 1,2,3,4,5,6,7) ℓ = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 Logo: n = 1 → ℓ = 0, ..., 0 , ou seja, ℓ = 0 (um valor, logo, um subnível chamado de subnível s (sharp)) n = 2 → ℓ = 0, 1 (dois valores, logo, dois subníveis no mesmo nível, um subnível s e outro subnível chamado p (principal)) n = 3 → ℓ = 0, 1, 2 (três valores, logo, três subníveis no mesmo nível, um subnível s, um subnível p e outro subnível chamado d (difuse))
  12. 12. n = 4 → ℓ = 0, 1, 2, 3 (quatro valores, logo, quatro subníveis no mesmo nível, um subnível s, um subnível p, um subnível d e outro subnível chamado f (fundamental)) Cada valor de nível "ℓ" indica a presença de um subnível. Os subníveis teóricos são representados pelas letras minúsculas s, p, d, f, g, h, i, etc...
  13. 13. Teoricamente 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5g 6s 6p 6d 6f 6g 6h 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i
  14. 14. • Para definir a quantidade de elétrons que cada subnível possui, foi utilizada a seguinte expressão: • N° de e- = 2. (2.ℓ +1); (ℓ = 0, ... , 6) • Para calcular o número de orbitais existentes em cada subnível, podemos utilizar a seguinte expressão: Nº de orbitais = -ℓ; ...; +ℓ • Logo: Subnível s - ℓ = 0 – nº de orbitais = 0 (1 orbital) Subnível p - ℓ = 1 – nº de orbitais = -1,0,+1 (3 orbitais)
  15. 15. Subnível d - ℓ = 2 – nº de orbitais = -2, -1, 0, +1, +2 (5 orbitais) Subnível f - ℓ = 3 – nº de orbitais = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (7 orbitais) Veja: Subnível s – 1 orbital 0 Subnível p – 3 orbitais -1 0 +1 Subnível d – 5 orbitais -2 -1 0 +1 +2 Subnível f – 7 orbitais -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
  16. 16. Teoricamente 1s2 = 2 2s2 2p6 = 8 3s2 3p6 3d10 = 18 4s2 4p6 4d10 4f14 = 32 5s2 5p6 5d10 5f14 5g18 = 50 6s2 6p6 6d10 6f14 6g18 6h22 = 72 7s2 7p6 7d10 7f14 7g18 7h22 7i26 = 98
  17. 17. • Sempre existirá, para cada nível: 1 orbital s, 3 orbitais p e 5 orbitais d e 7 orbitais f. Como cada um destes podem comportar até 2 elétrons (de acordo com o Princípio da Exclusão de Pauli) pode-se esperar que o número de elétrons que estes orbitais podem acomodar é:
  18. 18. Importante lembrar que os átomos terão um certo conjunto de orbitais atômicos independentemente de possuir elétrons ou não, em outras  palavras, um orbital atômico não deixa de existir só porque ele está vazio.
  19. 19. Para se fazer uma distribuição eletrônica é importante lembrar que os elétrons de uma espécie química não podem ficar espalhados aleatoriamente, em qualquer lugar em torno do núcleo. Os elétrons só podem ficar nas regiões que forem efetivamente definidas pelos orbitais. Para este preenchimento, é importante seguir as regras do Princípio de Exclusão de Pauli.
  20. 20. Assim, como cada átomo apresenta um certo número de orbitais atômicos, deve haver uma seqüência definida de preenchimento destes orbitais pelos elétrons do elemento. Essa ordem obedece uma ordem crescente de energia, ou seja, os orbitais que tiverem uma energia menor, deverão ser preenchidos primeiro. A ordem de preenchimento dos orbitais obedece a Regra de Hund e é definida segundo um diagrama conhecido por diagrama de Linus Pauling,
  21. 21. Princípio da exclusão de Wolfgang Pauli • Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais. Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos. Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos).
  22. 22. Regra de Hund • Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron. • Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estudadas. • É importante salientar que os números quânticos são, na verdade, uma aproximação para as complexas equações propostas por Schrödinger.
  23. 23. Para resumirmos o que o modelo quântico atual nos trouxe de informações probabilísticas a respeito da localização do elétron através de cálculos matemáticos um importante cientista chamado Linus Pauling organizou em um diagrama por ordem crescente de energia as prováveis posições dos elétrons e, de acordo com Pauling.
  24. 24. A distribuição deve ocorrer primeiro distribuindo os elétrons nos subníveis menos energéticos para depois distribuirmos para os subníveis mais energéticos e ligeiramente mais afastados do núcleo, através da seguinte expressão: Energia Crescente = n + ℓ

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