Átomo de Hidrogénio

1. Átomo de Hidrogénio
Modelo de Bohr
Modelos Atómicos

2. Espetro do Átomo de H
Absorção
Emissão

3. Espetro de Emissão do H

4. Átomo de H e Modelo de Bohr

5. Átomo de H – Séries Espetrais

6. Átomo de H e Modelo de Bohr

7. Átomo de H e Modelo de Bohr

8. Modelos Atómicos
1913- Niels Bohr,
Físico dinamarquês, introduz níveis de energia.
1911- Ernest Rutherford,
Físico e químico inglês, descobre que os átomos têm um
núcleo.
1897- Joseph Thomson,
Físico inglês, descobre o eletrão
1807- John Dalton,
Químico inglês, propõe que os elementos são constituídos
por átomos indivisíveis; cada elemento tem os seus
próprios átomos.
Séc. V a.C. - Demócrito
Filosofo grego, sugere que toda a matéria é “feita” de
partículas muito pequenas e indivisíveis, a que chama de
átomos.

9. Modelos Atómicos
séc. V a.C. - Grécia  Demócrito
Matéria constituída por pequenas partículas
indivisíveis - Átomos.
séc. XVII  confirmada a existência do vazio.

10. Modelo atómico de Dalton
séc. XIX  Dalton
Átomo: Partícula pequena,
indivisível e indestrutível.
Elemento químico = átomos
iguais entre si. Quando
combinados, os átomos dos
vários elementos formariam
compostos novos.
Limitações:
1- Isótopos;
2- Reações nucleares.

11. Modelo atómico de Thomson (Pudim de
Passas)
1897  Thomson
Eletrão: Partícula negativa muito menor que o átomo.
Átomo não era indivisível
O átomo seria constituído por uma parte central
esférica com carga elétrica positiva onde estariam dispersos
os eletrões, em número suficiente para que a carga total do
átomo fosse nula.
Limitações:
1- Experiência de Rutherford.

12. Modelo atómico de Rutherford
http://www.youtube.com/watch?v=CYHpNCdsU2A

13. Modelo atómico de Rutherford
1911 Rutherford
Átomo: - maior parte espaço vazio,
- carga positiva (protões) localizada no núcleo
(ponto central do átomo), contém a maior parte da massa
do átomo;
- Os eletrões giram em torno do núcleo.
Limitações:
1- Porque é que os eletrões não caem
no núcleo, devido à atração exercida
pelos protões?

14. Modelo atómico de Bohr
1913  Bohr
-Os eletrões só podem ocupar níveis de energia bem
definidos, e giram em torno do núcleo em órbitas com
energias diferentes;
-Órbitas interiores representam uma energia mais baixa, à
medida que estão mais afastadas do núcleo a energia é
maior;
- Quando um eletrão recebe uma determinada quantidade
de energia passa a ocupar uma órbita mais externa (maior
energia) ficando o átomo num estado excitado;

15. Modelo atómico de Bohr
- Se um eletrão passar de uma órbita para uma outra mais
interior liberta energia. Os eletrões tendem a ter a menor
energia possível - estado fundamental do átomo.
Limitações:
1- Não válido para átomos com + de 1
eletrão;
2- Quantização da energia do eletrão;
3- Conhecimento exato da posição do
eletrão.

16. Modelo atómico atual
Segundo o modelo atual - modelo da nuvem
electrónica:
- Existem zonas de probabilidade para encontrar o eletrão
 Orbital.

17. Caracterização da Orbital

18. Caracterização do eletrão
Feixe de
átomos de H
Sentido de rotação do
eletrão