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  1. 1. A matéria microscopicamente...
  2. 2. CONCEITO DE ÁTOMO <ul><li>A palavra átomo vem da Grécia e significa “parte indivisível” da matéria </li></ul><ul><li>A idéia de átomo foi concebida pelos filósofos Leucipo e demócrito (400 a.C.) </li></ul><ul><li>Toda a matéria que existe seria composta por átomos, partículas invisíveis e que não podem ser divididas em partes menores </li></ul>
  3. 3. O MODELO ATÔMICO DE DALTON <ul><li>O inglês John Dalton se baseou nas leis ponderais de Lavoisier e Proust e em 1806 enunciou seu modelo atômico que ficou conhecido como modelo “bola de bilhar” </li></ul><ul><li>Segundo Dalton : Átomos são esferas microscópicas maciças, indivisíveis, indestrutíveis e eletricamente neutras, átomos de um mesmo elemento possuem mesma massa e tamanho e uma reação química é na verdade, um rearranjo de átomos. </li></ul><ul><li>Molécula: união de átomos iguais ou diferentes. </li></ul><ul><li>Ex: molécula de água H 2 O </li></ul>
  4. 4. REAÇÃO QUÍMICA SEGUNDO O MODELO DE DALTON O número total de átomos se conserva, ocorre apenas uma mudança na posição dos átomos (rearranjo) , alterando a proporção em que eles se ligam uns aos outros, respeitando assim as leis ponderais de Lavoisier e Proust.
  5. 5. A NECESSIDADE DE UM NOVO MODELO PARA O ÁTOMO <ul><li>Os fenômenos de atração e repulsão elétrica já eram observados desde 600 a.C. por Tales de Mileto </li></ul><ul><li>Em 1806, Michael Faraday escreveu: ”Os átomos na matéria são de algum modo dotados ou associados com poderes elétricos, aos quais devem as suas mais notáveis qualidades” </li></ul><ul><li>Pouco tempo depois, Benjamin Franklin admite a existência de cargas positivas e negativas </li></ul><ul><li>Em 1895, Croockes e Roetgen realizam experimentos com raios catódicos, descobrindo os raios X. </li></ul>
  6. 6. O MODELO ATÔMICO DE THOMSON <ul><li>O modelo de Dalton tinha limitações quanto a natureza elétrica da matéria, portanto, com base nos experimentos dos raios catódicos, em 1897, o inglês J.J. Thomson elaborou seu modelo atômico que ficou conhecido como modelo “pudim de passas” </li></ul>
  7. 7. A DESCRIÇÃO DE THOMSON PARA O ÁTOMO <ul><li>De acordo com Thomson, átomos são esferas microscópicas eletricamente neutras e maciças ( o termo maciço logo em seguida foi descartado por Thomson, devido a descoberta da radioatividade). </li></ul><ul><li>A esfera do átomo teria carga elétrica positiva e nesta esfera, estariam encrustados subpartículas de carga negativa , que receberam o nome de elétrons. </li></ul><ul><li>Consequência: o átomo passa a ser divisível , pois possui subpartículas. O átomo também pode sofrer processo de eletrização. </li></ul><ul><li>modelo </li></ul><ul><li>“ pudim de passas” </li></ul>
  8. 8. A CIÊNCIA DURANTE AS DESCOBERTAS DE THOMSON <ul><li>Em 1896, Becquerel descobre que minérios de urânio emitem energia capaz de impressionar chapas fotográficas. </li></ul><ul><li>O casal Pierre e Marie Curie associam o fenômeno a radioatividade. </li></ul><ul><li>Rutherford e Kaufmann realizam experimentos e descobrem que a radioatividade libera três tipos de emissões distintas: alfa( α ) , beta( β ) e gama( γ ) . </li></ul><ul><li>Em 1903, Millikan descobre a carga elementar do elétron (e= -1,6.10 -19 C ) e a massa do elétron ( 9.10 -28 g ) </li></ul>
  9. 9. O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD <ul><li>A descoberta do elétron levou a uma corrida para descoberta da subpartícula positiva , usando uma ampola com cátodo furado, em 1886 Goldstein percebeu a existência dos raios canais(positivos). Rutherford chamou esses raios de prótons , que são 1836 vezes mais pesados que os elétrons. </li></ul><ul><li>Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford enuncia um novo modelo atômico, baseado no experimento de bombardeio da lâmina de ouro com raios alfa emitidos por polônio. O modelo de Rutherford ficou conhecido como modelo “sistema solar ou planetário” </li></ul>
  10. 10. O EXPERIMENTO DE RUTHERFORD <ul><li>Experimento da lâmina de ouro: </li></ul><ul><li>Rutherford explicou que tal fato </li></ul><ul><li>ocorreu devido a existência de um </li></ul><ul><li>minúsculo núcleo positivo e de </li></ul><ul><li>imensos espaços vazios no átomo. </li></ul>
  11. 11. IMPLICAÇÕES DO MODELO DE RUTHERFORD <ul><li>A região em que os elétrons giram em torno do núcleo se chama eletrosfera. </li></ul><ul><li>O núcleo é positivo (contendo os prótons) e ocupa um volume 100.000 vezes menor que o próprio átomo. </li></ul><ul><li>Rutherford previu a existência de mais uma subpartícula neutra no núcleo e anos mais tarde (1932), Chadwick confirmou de fato essas partículas e as chamou de neutrons. </li></ul>
  12. 12. PROPRIEDADES DO ÁTOMO <ul><li>A massa do átomo esta praticamente toda no núcleo, então surgiu o número de massa(A), que equivale a soma do número de prótons (Z) e de neutrons (N) no núcleo: </li></ul><ul><li>A = Z + N </li></ul><ul><li>O número atômico foi deduzido por Moseley em 1913, que viria em seguida a montar a tabela periódica atual. </li></ul><ul><li>Elemento químico passou a ser considerado como um conjunto de átomos com o mesmo número atômico. </li></ul>
  13. 13. SIMBOLOGIA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS <ul><li>O símbolo do elemento químico passou a ser representado com o número de massa (A) na parte superior e o número atômico (Z) na parte inferior. Ex: simbologia do elemento oxigênio </li></ul><ul><li>O átomo é eletricamente neutro, logo, a quantidade de carga positiva (prótons) deve ser igual a quantidade de carga negativa (elétrons): </li></ul><ul><li>Número de prótons = número de elétrons </li></ul><ul><li>Os elementos químicos passaram a ser classificados de acordo com a relação que existe entre seus números atômicos, de massa e número de elétrons </li></ul>
  14. 14. CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS <ul><li>Isótopos: possuem o mesmo número de prótons </li></ul><ul><li>Isóbaros: possuem o mesmo número de massa </li></ul><ul><li>Isótonos: possuem o mesmo número de neutrons </li></ul><ul><li>Isoeletrônicos: possuem o mesmo número de elétrons </li></ul><ul><li>Ex: isótopos naturais do hidrogênio </li></ul>prótons massa neutrons Isótopos = ≠ ≠ Isóbaros ≠ = ≠ isótonos ≠ ≠ =
  15. 15. A ELETRIZAÇÃO DOS ÁTOMOS <ul><li>Em 1883, após vários experimentos envolvendo a condutibilidade elétrica, o sueco Svante Arrhenius determinou que átomos que perdem elétrons tornam-se eletricamente positivos e átomos que ganham elétrons tornam-se eletricamente negativos, nos dois casos, forma-se íons. </li></ul><ul><li>Cátion: íon positivo </li></ul><ul><li>Ânion: íon negativo </li></ul><ul><li>Eletrólito: substância que ao se dissolver em água, forma solução capaz de conduzir corrente elétrica </li></ul><ul><li>ex: sal de cozinha (NaCl) </li></ul>
  16. 16. A CONTRADIÇÃO NO MODELO DE RUTHERFORD <ul><li>Segundo a física clássica, o elétron deveria girar em torno do núcleo e emitir energia durante o movimento, até chocar-se com o núcleo. </li></ul><ul><li>Rutherford não conseguiu explicar porque isso não acontece. </li></ul><ul><li>Em 1900, Max Planck lança a teoria dos quanta , afirmando que a luz se propaga de forma descontínua, dividida em quantuns. </li></ul><ul><li>Niels Bohr analisa a luz emitida pelo hidrogênio ( espectro de emissão ) no tubo de raios catódicos. </li></ul>
  17. 17. O MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR <ul><li>Bohr elaborou os seguintes postulados para explicar o espectro de emissão do hidrogênio: </li></ul><ul><li>O elétron se move em órbitas circulares em torno do núcleo. </li></ul><ul><li>O valor a energia de cada elétron é um múltiplo do valor de um quantum ( ou de um fóton ). </li></ul><ul><li>O elétron se desloca nas órbitas em estado estacionário (com energia constante). </li></ul><ul><li>Ao passar de uma órbita para outra, o elétron emite ou absorve um quantum ( ou fóton ) de energia </li></ul>
  18. 18. A IMAGEM DO ÁTOMO SEGUNDO BOHR <ul><li>Bohr acreditava que o elétron absorve energia ao “saltar” para uma órbita ( nível ou camada ) mais externa ( estado excitado ) e ao retornar para órbita inicial ( estado fundamental ), emite a energia absorvida, fenômeno chamado de “salto quântico” . Por isso seu modelo foi chamado de “ modelo quantizado” . </li></ul>
  19. 19. MOVIMENTO ONDULATÓRIO <ul><li>Considerando a luz se deslocando de forma ondulatória, cada cor de luz possui um comprimento de onda diferente. </li></ul><ul><li>A energia de uma onda ( E ) ou o próprio comprimento ( λ ) de onda podem ser calculados pelas equações: </li></ul><ul><li>E=hf λ=c/f </li></ul><ul><li>Onde h é a constante de Planck ( 6,63.10 -34 J.s ), f é a frequência e c é a velocidade da luz ( 3.10 8 m.s -1 ) </li></ul>
  20. 20. EMISSÃO DE ESPECTRO LUMINOSO <ul><li>De acordo com as descobertas de Planck e Bohr, elétrons podem absorver energia e saltar de órbita. Ao retornar a órbitas menores ocorre emissão de energia. Esta energia pode ser registrada por um aparato específico para este fim. Como são vários saltos quânticos, a vários tipos de emissão de energia com diferentes comprimentos de onda (cores diferentes!). O conjunto de cores obtido é o espectro de emissão!!! </li></ul>
  21. 21. A EVOLUÇÃO NO MODELO DE BOHR E O MODELO DE SOMMERFELD <ul><li>O modelo de Bohr era aplicável apenas ao átomo de hidrogênio, mas estudos paralelos determinaram que os elementos conhecidos possuiriam no máximo 7 órbitas (níveis ou camadas), respectivamente K, L, M, N, O, P e Q. </li></ul><ul><li>O físico alemão Sommerfeld analisa o espectro luminoso do hidrogênio e percebe que cada nível é composto por n-1 subníveis e desenvolve mais um modelo atômico acrescentando 4 subníveis: s, p, d e f </li></ul>
  22. 22. O DIAGRAMA DE ENERGIA DE LINUS PAULING <ul><li>O químico americano Linus Pauling desenvolve um método baseado na mecânica quântica para distribuir corretamente os elétrons em seus níveis, de forma que a ocupação dos níveis ocorra com energia crescente. </li></ul>
  23. 23. ENTENDENDO O DIAGRAMA DE PAULING <ul><li>Pauling acreditava que cada subnível suporta um número máximo de elétrons : subnível s (2 elétrons), subnível p (6 elétrons), subnível d (10 elétrons) e subnível f (14 elétrons). </li></ul><ul><li>Ex: distribuições eletrônicas para os elementos cálcio, oxigênio e titânio respectivamente: </li></ul><ul><li>O nível mais distante do núcleo se chama camada de valência e o último nível e subnível da distribuição eletrônica de um átomo são os mais energérticos. </li></ul>
  24. 24. AS BASES DO MODELO ATÔMICO ATUAL <ul><li>Ao analisar o efeito fotoelétrico proposto por Einstein , o físico francês Louis de Broglie lança em 1924 a idéia de que o elétron pode se comportar como partícula ou como onda, dependendo do fenômeno analisado: a dualidade partícula-onda. </li></ul><ul><li>O físico alemão Werner Heisenberg desenvolveu em 1926 uma parte da física chamada mecânica quântica e a utilizou para provar que é impossível determinar a posição e a velocidade do elétron ao mesmo tempo, levando ao conceito de orbital atômico , assim nasce o princípio da incerteza </li></ul><ul><li>Ainda em 1926 o físico austríaco Erwin Schrodinger contribui profundamente para o desenvolvimento da mecânica quântica e calcula as funções de onda ( ψ ) para determinar o formato dos orbitais s , p , d e f no espaço. </li></ul>
  25. 25. ORBITAIS ATÔMICOS <ul><li>De acordo com o princípio da incerteza, orbitais são regiões do átomo com máxima probabilidade de existirem elétrons </li></ul><ul><li>Formato dos orbitais segundo as funções de onda de Schrodinger: </li></ul><ul><li>Orbital s : </li></ul><ul><li>Orbital p : </li></ul><ul><li>Orbital d : </li></ul><ul><li>Orbital f : </li></ul>
  26. 26. AS FUNÇÕES DE ONDA( ψ ) DE SCHRODINGER <ul><li>A resolução das equações de funções de onda propostas por Schrodinger permitiram associar valores numéricos relacionados a posição dos elétrons no átomo. </li></ul>
  27. 27. O SURGIMENTO DOS NÚMEROS QUÂNTICOS <ul><li>De acordo com as funções de onda, cada elétron em um átomo possui um conjunto de 4 números quânticos que servem para indicar a posição do elétron no átomo . </li></ul><ul><li>Foi levado em consideração os estudos do físico escocês James Maxwell que relaciona a carga do elétron com campos magnéticos. </li></ul><ul><li>A descobertas de Maxwell, aliadas a mecânica quântica mostram que um orbital suporta no máximo 2 elétrons. </li></ul><ul><li>O físico austríaco Wolfgang Pauli determina que nenhum elétron pode ter os 4 números quânticos iguais, fato que ficou conhecido como princípio da exclusão de Pauli. </li></ul>
  28. 28. OS ORBITAIS NO ÁTOMO <ul><li>Os orbitais suportam no máximo dois elétrons, portanto: </li></ul><ul><li>Subnível s: suporta até 2 elétrons, portanto possui 1 orbital </li></ul><ul><li>Subnível p: suporta até 6 elétrons, portanto possui 3 orbitais </li></ul><ul><li>Subnível d: suporta até 10 elétrons, portanto possui 5 orbitais </li></ul><ul><li>Subnível f: suporta até 14 elétrons, portanto possui 7 orbitais </li></ul><ul><li>Cada orbital pode ser representado por um quadrado que contém os elétrons representados por setas em sentido contrário(sempre!), segundo a regra de Hund: </li></ul>
  29. 29. OS SIGNIFICADOS DOS NÚMEROS QUÂNTICOS <ul><li>Número quântico principal ( n ) : indica o nível(camada) em que o elétron se encontra. </li></ul><ul><li>Número quântico secundário ou azimutal( l ) : indica o subnível em que o elétron se encontra. </li></ul><ul><li>Número quântico magnético ( ml ) : indica o orbital em que o elétron se encontra. </li></ul><ul><li>Número quântico de spin ( s ) : indica o sentido de rotação do elétron no orbital. </li></ul>
  30. 30. OS VALORES ASSUMIDOS PELOS NÚMEROS QUÂNTICOS <ul><li>Número quântico principal ( n ): varia de 1 até ∞ ( na prática varia de 1 até 7 ) </li></ul><ul><li>Número quântico secundário ou azimutal( l ): varia de acordo com o subnível, S =0 , p =1 , d =2 , f =3 </li></ul><ul><li>Número quântico magnético ( ml ): varia de –l até +l dependendo do orbital. </li></ul><ul><li>Número quântico de spin ( s ): pode assumir os valores -1/2 ou +1/2 dependendo da convenção adotada. </li></ul>
  31. 31. APLICANDO OS NÚMEROS QUÂNTICOS <ul><li>Considerando um átomo genérico cuja distribuição eletrônica termine em 4p 1 : </li></ul>
  32. 32. E A CIÊNCIA CONTINUA!!!!!!!!!! <ul><li>OBRIGADO!!!!!!!! </li></ul>

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