O documento discute a evolução dos modelos atômicos, começando pelo modelo de Thomson em 1909, passando pelo modelo de Rutherford em 1911 e modelo de Bohr em 1913, até chegar no modelo atômico atual proposto por Schrödinger em 1933. O modelo atual descreve os elétrons como nuvens de probabilidade ao redor do núcleo, em vez de órbitas definidas, refletindo a natureza ondulatória dos elétrons.
2. Espalhamento dasEspalhamento das
partículas alfa x modelopartículas alfa x modelo
atômicoatômico
Núcleo com
cargas positivas
e
Eletrosfera –
elétron
girando na
órbita
Atenção: a proporção do
tamanho do núcleo para a
eletrosfera não corresponde à
realidade.
3. Crítica ao modelo deCrítica ao modelo de
RutherfordRutherford
Elétron
girando em
órbita
circular
Perda
de
energia
Emissão de
radiação
Colapso
atômico
e
Ver cenas do multimídia
do NPEQ – UFMG
BA01
7. Modelo de BohrModelo de Bohr
Baseado em:Baseado em:
Experimentos com o hidrogênio (espectros deExperimentos com o hidrogênio (espectros de
emissão)emissão)
Quantização de energia (Quantização de energia (Planck, 1900)Planck, 1900)
LK M etc
e
órbitas
níveis de energia (n)1 2 3 etc
Quanto > n > Energia
Modelo para o átomo de hidrogênio no estado fundamental
Elétron girando
na órbita não
perde energia
= núcleo (Kernell, em inglês)
carregado positivamente
Ver cenas do multimídia
do NPEQ – UFMG
11. EspectrosEspectros
Espectros dos elementos químicos:
http://jersey.uoregon.edu/vlab/elements/Elements.html
Simulação para as linhas espectrais em função das transições eletrônicas:
http://www.bigs.de/en/shop/anim/termsch01.swf
12. Crítica ao modelo deCrítica ao modelo de
BohrBohr
Ver cenas do multimídia
do NPEQ – UFMG
BA40
BA41
Espectros dos elementos químicos:
http://jersey.uoregon.edu/vlab/elements/Elements.html
Simulação para as linhas espectrais em função das transições eletrônicas:
http://www.bigs.de/en/shop/anim/termsch01.swf
13. Para átomos neutros dos elementosPara átomos neutros dos elementos
representativos (coluna A) da tabela periódicarepresentativos (coluna A) da tabela periódica
Número do períodoNúmero do período = número de= número de níveisníveis
preenchidos por elétronspreenchidos por elétrons
Número da coluna do tipo ANúmero da coluna do tipo A = número de= número de
elétrons de valênciaelétrons de valência (último nível)(último nível)
Distribuição EletrônicaDistribuição Eletrônica
14. ExemploExemplo
K
Grupo 1 (1A)
4o
período
19
39,1
19 prótons
19 elétrons
20 nêutrons
n=1 (K)
elétrons
n=2 (L)
n=3 (M)
n=4 (N) 1
2
8
8
Distribuição eletrônica para
o átomo neutro com os
elétrons no estado
fundamental
17. Nível K L M N O P Q
Elétrons 2 8 18 32 32 18 8
Sub-
nível
s sp spd spdf spdf spd sp
Onde o número máximo de elétrons suportado
por subnível é:
s = 2
p = 6
d = 10
f = 14
20. Modelo Atômico AtualModelo Atômico Atual
Erwin Schrödinger
(xxxxxxxxxxx)
1933
INÍCIO DO MODELO ATÔMICO ATUAL
ORBITAL = REGIÃO ONDE É
MAIS PROVAVÉL DE SE
ENCONTRAR O ELÉTRON
21. Modelo atômico de Schrödinger - A partir das equações de
Schrödinger não é possível determinar a trajetória do elétron
em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema,
obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.
23. Os elétrons movem-se de forma
desconhecida com velocidade
elevadíssima;
O movimento do elétron passou a
ser descrito por uma nuvem
eletrônica;
Quanto mais densa é a nuvem,
maior é a probabilidade de se
encontrar aí o elétron;
A nuvem é mais densa próximo do
núcleo, e menos densa longe do
núcleo.
Modelo da Nuvem Eletrônica
29. Teste de chamaTeste de chama
http://nautilus.fis.uc.pt/bl/conteudos/42/pahttp://nautilus.fis.uc.pt/bl/conteudos/42/pa
gs/videosdivulgcientifica/chama/index.htmlgs/videosdivulgcientifica/chama/index.html
Notas do Editor
O físico alemão Joseph von Fraunhöfer (1787-1826) inventou um aparelho capaz de identificar exatamento o tipo de luz emitida ou absorvida pr um determinado elemento ou substância Moseley desconfiou, a partir do espectro de raios X de vários elementos, que o número atômico representava muito mais que apenas um registro da posição dos elementos numa tabela. Ele supôs que o número atômico devia representar o número de cargas positivas do núcleo de cada átomo uma vez que, para um aumento unitário no valor de Z, havia um aumento na energia dos raios X.
Explicação legal para por que o céu é azul? http://www.ced.ufsc.br/men5185/trabalhos/20_astrojunior/ca.html Material sobre filtro solares: http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/software/objetos/T3-08/T3-08-sw-s1/Condigital_T3-08-sw-s1_tela-01.swf http://www.atividadeseducativas.com.br/atividades/2403_radiacaoSolar.swf
O fenômeno da incandescência, estudado por Kirchhoff entre outros, consiste na emissão de luz pelos corpos ao serem aquecidos. Através de várias experiências, ficou claro que a freqüência da luz emitida pelo corpo aquecido era independente da substância desse corpo, ela dependia apenas da temperatura. Aumentando-se então gradativamente a temperatura do corpo, a cor da luz emitida, sendo esta característica relacionada com a freqüência da luz, também se modificava gradativamente. Se fotografássemos todo o processo, obteríamos um espectro contínuo, com todas as freqüências existentes. Mas algo de estranho ocorria quando o corpo aquecido consistia numa substância pura, como um gás de Hidrogênio por exemplo. Neste caso, as leis da incandescência não eram aplicáveis: se a determinada temperatura o gás de Hidrogênio emitia uma luz de determinada cor, aumentando um pouco essa temperatura, a cor da luz emitida não se modificava, a freqüência da luz emitida permanecia a mesma; até que, aquecendo mais o corpo até certo grau, a cor da luz emitida era bruscamente alterada. A luz emitida não se modificava de forma contínua, mas de forma discreta e o gás emitia apenas luz de algumas freqüências bem determinadas, formando com isso um espectro descontinuo, com apenas algumas riscas coloridas correspondente a apenas algumas freqüências de luz. Esse fato era até então inexplicável, não se sabia porque os gases puros se comportavam de forma tão diferente das substancias compostas. A teoria de Bohr permitiu elucidar o mistério... A sua teoria explicou totalmente o fato: as freqüências dos photons emitidos pelos elétrons do gás de Hidrogênio, quando eles saltam para uma órbita de menor corresponde exatamente com a freqüência da luz que aparece no espectro desse gás! Por isso que o gás não emite todas as cores, pois que somente alguns saltos eletrônicos são possíveis. Obviamente, numa substancia quimicamente complexas, o número de freqüências permitidas é tão grande que o tratamos como continuo... Este foi um dos grandes triunfos do modelo de Niels Bohr. E fez com que sua teoria ganhasse bastante credibilidade na época de sua publicação, apesar de Bohr não justificar a origem das suas hipóteses... http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/distribuicao-eletronica/distribuicao-eletronica.php Ver também http://www.ced.ufsc.br/men5185/trabalhos/63_lampadas/fluor/funciona03.htm
O físico alemão Joseph von Fraunhöfer (1787-1826) inventou um aparelho capaz de identificar exatamento o tipo de luz emitida ou absorvida pr um determinado elemento ou substância Moseley desconfiou, a partir do espectro de raios X de vários elementos, que o número atômico representava muito mais que apenas um registro da posição dos elementos numa tabela. Ele supôs que o número atômico devia representar o número de cargas positivas do núcleo de cada átomo uma vez que, para um aumento unitário no valor de Z, havia um aumento na energia dos raios X.