FÍSICA E QUÍMICA A10º A
Lição nº   de outubro de 2011
 Modelo quântico Evolução do modelo atómico:   John Dalton, em 1808, propôs a teoria do modelo atómico,  onde o átomo é ...
 Em 1897, Joseph John Thomson formulou umateoria segundo a qual o átomo era como umaesfera de carga positiva que continha...
 Ernest Rutherford, em 1911, comprovouque o átomo era constituído por um núcleo,de carga positiva (onde se localizava qua...
 Em 1920, Niels Bohr os eletrões não seencontravam em qualquer posição:movimentavam-se à volta do núcleo emórbitas circul...
O modelo atual aceite é o da nuvem eletrónica, onde nãose representam as trajetórias (orbitas), já que não sãoconhecidas, ...
Números quânticos Caracterização das orbitais:  • Número quântico principal (n) – relaciona-se com a energia e o  tamanho...
• Número quântico de momento angular, secundário ou azimutal (     )–relaciona-se com a forma da orbital.                 ...
• Número quântico magnético (   ) – relaciona-se com a orientação daorbital no espaço.                          =-    ,…,
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  1. 1. FÍSICA E QUÍMICA A10º A
  2. 2. Lição nº de outubro de 2011
  3. 3.  Modelo quântico Evolução do modelo atómico:  John Dalton, em 1808, propôs a teoria do modelo atómico, onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível e indivisível. Seu modelo atómico foi apelidado de “modelo atómico da bola de bilhar”. Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos: - Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre si. -Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e de peso invariável. Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados. Na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.
  4. 4.  Em 1897, Joseph John Thomson formulou umateoria segundo a qual o átomo era como umaesfera de carga positiva que continha corpúsculos(eletrões) de carga negativa distribuídosuniformemente à semelhança de um pudim depassas.O "modelo atómico do pudim com passas", substituiu então ao"modelo da bola de bilhar", mas não eliminou totalmente asdeduções de Dalton, apenas foram acrescentadas mais informações.
  5. 5.  Ernest Rutherford, em 1911, comprovouque o átomo era constituído por um núcleo,de carga positiva (onde se localizava quasetoda a massa do átomo), em torno do qual sedistribuíam os eletrões de carga negativa.Dada a semelhança com o modelo do sistema solar, este modelo ficouconhecido por modelo planetário.
  6. 6.  Em 1920, Niels Bohr os eletrões não seencontravam em qualquer posição:movimentavam-se à volta do núcleo emórbitas circulares, fixas e definidas. Bohrdefiniu também o número de eletrõespresentes em cada camada e mostrou queapenas algumas órbitas seriam possíveis,correspondendo cada uma delas a um nívelbem definido de energia.Descobriu ainda que as propriedades químicas dos elementos eramdeterminadas pela camada mais externa.
  7. 7. O modelo atual aceite é o da nuvem eletrónica, onde nãose representam as trajetórias (orbitas), já que não sãoconhecidas, mas as zonas onde há maior probabilidadede encontrar os eletrões (orbitais).A ideia de órbita eletrónica acabou por ficar desconexa, sendo substituídapelo conceito de orbital - determinada região do espaço onde há maiorprobabilidade de se encontrar um dado eletrão num instante qualquer.É sabido que os eletrões possuem carga negativa, massa muito pequena eque se movem em órbitas ao redor do núcleo atómico.O núcleo atómico é situado no centro do átomo e constituído por protõesque são partículas de carga positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837vezes superior a massa do eletrão, e por neutrões, partículas sem carga ecom massa ligeiramente superior à dos protões.O átomo é eletricamente neutro, por possuir números iguais de eletrões eprotões.
  8. 8. Números quânticos Caracterização das orbitais: • Número quântico principal (n) – relaciona-se com a energia e o tamanho da orbital (o tamanho da energia é tanto maior quanto maior for o valor de n). n = 1, 2, 3, … n=1 n=2 n=3
  9. 9. • Número quântico de momento angular, secundário ou azimutal ( )–relaciona-se com a forma da orbital. = 0,… , n-1 Tipo de orbital s p d f g h 0 1 2 3 4 5 orbital s orbital p orbital d
  10. 10. • Número quântico magnético ( ) – relaciona-se com a orientação daorbital no espaço. =- ,…,
  11. 11.  Caracterização do eletrão: • Número quântico de spin (ms) – relaciona-se com o sentido do movimento de rotação do eletrão sobre si próprio. Para caracterizar uma orbital são necessários três números quânticos: n, , Para caracterizar um eletrão são necessários quatro números quânticos: n, , , ms
  12. 12. n orbital Nº de orbitais1 0 0 1s 1 0 0 2s 1 -1 2px 42 1 0 2py 3 1 2pz 0 0 3s 1 -1 3px 1 0 3py 33 1 3pz 9 -2 3d -1 3d 2 0 3d 3 1 3d 2 3d
  13. 13. (3,2, -2) (3,2, -1) (3,2, 0) (3,2, 1) (3,2, 2) - - - - - - - - - - 3d - - - - - - 3p (3,1, -1) (3,1, 0) (3,1, 1) - - 3s (3,0, 0)(2,1, -1) (2,1, 0) (2,1, 1) - - - - - - 2p - - 2s (2,0, 0) - - 1s (1,0, 0)
  14. 14.  Configuração eletrónica A forma como os eletrões se distribuem nas orbitais dos átomos – configuração eletrónica – deve conferir ao átomo o estado de menor energia possível. Para isso deve obedecer ás seguintes regras e princípios: • Princípio de exclusão de Pauli: na mesma orbital não podem coexistir dois eletrões com o mesmo número quântico de spin. • Princípio de energia mínima: quando um átomo está no estado fundamental, os seus eletrões ocupam as orbitais disponíveis de menor energia. • Regra de Hund: no preenchimento das orbitais da mesma energia (orbitais degeneradas), distribui-se primeiro um eletrão por cada orbital, ficando todos com o mesmo spin, e só depois se completam com sipns opostos – emparelhamento.
  15. 15. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d …

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