1) O documento descreve a evolução histórica dos modelos atômicos, desde os gregos antigos até os modelos quânticos modernos. 2) Inclui os modelos de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr e o modelo quântico proposto por Broglie, Schrödinger e Heisenberg. 3) Explora os números quânticos e suas relações com as órbitas eletrônicas, níveis e subníveis de energia.

1. Modelos Atómicos Escola Secundária de Alcanena Físico-Química – 10º Ano

2. Atomismo Grego (V a.C.) Toda a matéria era constituída por partículas muito pequenas e indivisíveis, as quais designou por átomos ( do grego: indivisível ). Demócrito (460-370 a.C.)

3. Modelo atómico de Dalton (1790) Primeiro “modelo” para o átomo, com base na experimentação (verdadeira metodologia científica).

4. Modelo atómico de Thomson (1897) Modelo atómico de Thomson ou modelo do pudim de passas : o átomo seria uma esfera maciça de carga positiva, uniformemente distribuída, onde se encontrariam incrustados os electrões com carga negativa. Joseph Thomson (1856-1940) Verificou experimentalmente a existência de partículas subatómicas de carga negativa, os electrões.

5. Modelo atómico de Rutherford (1911) Ernest Rutherford (1871-1937) Concluiu que a maior parte do espaço atómico é um espaço vazio, com uma pequena região central densa, no seu interior, carregada positivamente, na qual se concentrava a maior parte da massa do átomo e que designou núcleo. Os electrões deveriam girar em torno do núcleo, em órbitas circulares.

6. Modelo atómico de Bohr ou modelo planetário (1913) Niels Bohr (1885-1962 ) O átomo possuía um núcleo central e os electrões descreviam órbitas circulares, bem definidas e estáveis, em torno do núcleo. A cada uma dessas órbitas correspondia uma determinada energia.

7. Modelo Quântico E m 1924 sugere que partículas como o electrão podem apresentar um comportamento ondulatório. Prémio Nobel da Física em 1932. Louis de Broglie (1892-1987)

8. Erwin Schrödinger (1887-1961) Em 1926, apresenta uma equação matemática que conduz ao modelo probabilístico. (Prémio Nobel da Física em 1933). Werner Heisenberg (1901-1976 Princípio da Incerteza de Heisenberg : impossível conhecer simultaneamente e com exactidão a posição e a velocidade de um electrão. Prémio Nobel da Física em 1932.

9. Orbital - zona em torno do núcleo onde é elevada a probabilidade de se encontrar um electrão de uma dada energia.

10. Número quântico principal, n identifica-se pela letra n ; está relacionado com o nível de energia do electrão; assume apenas números inteiros; diferentes números de n significam diferentes níveis de energia; quanto maior for n maior é a distância média do electrão dessa orbital ao núcleo, logo maior será a sua energia e o tamanho da nuvem orbital.

11. Número quântico de momento angular ou secundário, l está relacionado com os subníveis de energia do electrão, informando sobre a forma da orbital; identifica-se pela letra l ; assume números inteiros, cujos valores dependem do valor de n, ou seja: l = 0, …., n-1;

12. Número quântico de momento angular ou secundário, l Em átomos polielectrónicos, isto é, com mais de um electrão, em diferentes subníveis, dentro de um mesmo nível, podem apresentar valores diferentes de energia.

13. Níveis e Subníveis de energia Nível de energia Valor de l Designação da orbital Nível 1 0 1s Nível 2 0 1 2s 2p Nível 3 0 1 2 3s 3p 3d Nível 4 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f

14. Níveis e Subníveis de energia

15. Orbitais s

16. Orbitais s têm todas a mesma forma; as orbitais s só diferem no tamanho; têm simetria esférica; quanto maior for o número de n , maior é a orbital s . Logo, a forma da orbital só depende do valor de l

17. Número quântico magnético, ml identifica-se por: m l ; associa-se à orientação da orbital; assume todos os valores inteiros compreendidos entre – l e + l . o valor de m l , depende do valor do número quântico secundário, l .

18. 0 1s Representação da orbital, 1s: Números Quânticos Número de orbitais Designação das orbitais Principal n Secundário l Magnético m l por subnível por nível 1 0 1 1

19. 0 2s 2p x 2p y 2p z 0 -1 +1 Representação das orbitais: Números Quânticos Número de orbitais Designação das orbitais Principal n Secundário l Magnético ml por subnível por nível 2 0 1 4 1 3

20. 3s 3p x 3p y 3p z Representação das orbitais: -1 0 +1 0 Números Quânticos Número de orbitais Designação das orbitais Principal n Secundário l Magnético ml por subnível por nível 3 0 1 9 1 3 2 5 -2 -1 0 +1 +2 3d xy 3d xz 3d yz 3d x2-y2 3d z2

21. Completa o diagrama, de forma a prever o número e tipo de orbital quando n = 2. l = …..  m = ….. (2, …, ….)  1 orbital …. n=2 … . (2, …, …) l = …..  m …. (2, …, …) ... orbitais …. … . (2, …, …) EXERCÍCIO

22. Resumindo: Os três números quânticos que caracterizam uma orbital são: Número Quântico Principal : n = 1, 2, 3 ….. Número Quântico de Momento Angular: l = 0, …., n-1 Número Quântico Magnético: m l = – l , … , 0 , … , + l

23. Momento de spin m s = + ½ m s = - ½ O electrão, além de um movimento de translação (em torno do núcleo), tem um movimento de rotação em torno de um eixo imaginário. Este movimento de rotação pode dar-se em dois sentidos, opostos entre si, ou seja podem ter spin diferente número quântico de spin , m s

24. Número quântico de spin, m s está relacionado com o movimento de rotação do electrão; assume apenas dois valores : -1/2 e +1/2; não depende dos outros números quânticos. Para caracterizar um electrão são necessários quatro nºs quânticos: n, l , m l , m s