Mais um assunto dos conteúdos previstos no curso...
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ATOMÍSTICA - MODELOS ATÔMICOS:
slide 1:
A ideia de átomo surgiu na antiguidade e foi proposta por Demócrito. O termo átomo significa indivisível e é utilizado em química para representar a menor partícula que guarda característica de um determinado elemento.
O primeiro modelo atômico foi proposto por Dalton.
<átomo de Dalton>
O modelo de Dalton também é conhecido como modelo de bola de bilhar; para Dalton o átomo era uma esfera maciça que mudava de tamanho de acordo com o elemento.
Slide 2:
O segundo modelo foi proposto por Thomson, esse modelo foi proposto depois da descoberta do elétron, esse modelo ficou conhecido como pudim de passas, pois para Thomson o átomo era uma esfera maciça com os elétrons incrustados em sua superfície.
<átomo de Thomson>
Slide 3:
O terceiro modelo atômico foi proposto por Rutherford. Em seu experimento clássico, Rutherford aplicou um feixe de radiação sobre uma fina folha de ouro; como resultado ele observou que a luz adquiriu diversos comportamentos incomuns. Parte da luz atravessou a folha, parte ricocheteou, ambas espalharam o feixe luminoso em diversas direções. Ao fim de seu experimento, Rutherford propôs o modelo que ficou conhecido como modelo planetário. Segundo Rutherford a matéria era um grande vazio. O átomo proposto apresenta um núcleo positivo e a eletrosfera com os elétrons negativos orbitando.
<átomo de Rhuterford>
Slide 4:
O quarto modelo é mais um aprimoramento do que um modelo propriamente dito. Bohr, ao estudar o modelo de Rutherford percebeu que pela física clássica aceita na época, não seria possível um átomo se manter em termos energéticos; para explicar os átomos Bohr se baseou na teoria quântica elaborada por Max Planck e a partir desta elaborou três postulados para sustentar seu modelo:
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Os elétrons não se movem aleatoriamente ao redor do núcleo, mas sim em órbitas circulares, sendo que cada órbita apresenta uma energia bem definida e constante para cada elétron de um átomo. Quanto mais próximo do núcleo, menor a energia do elétron e vice-versa;
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Os níveis de energia são quantizados, ou seja, só são permitidas certas quantidaddes de energia para o elétron cujos valores são mútiplos inteiros do fóton (quantum de energia);
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Para passar de um nível de menor energia para um de maior energia, o elétron precisa absorver uma quantidade apropriada de energia. Quando isso ocorre, dizemos que o elétron realizou um salto quântico e atingiu um estado excitado. Esse estado é instável e quando o elétron volta para o seu nível de energia original (estado fundamental), ele libera a energia que havia absorvido na forma de onda elétromagnética (luz).
Slide 5:
O último modelo, adotado atualmente, foi proposto por Schrödinger com o suporte de várias contribuições de diversos cientistas. Neste modelo, os elétrons “giram” ao redor do núcleo não em órbitas mas em orbitais; os orbitais são definidos como a região ao redor do núcleo de maior probabilidade de se encontrar o elétron. Basicamente, o átomo atual apresenta um núcleo e uma “nuvem” eletrônica que se torna menos densa conforme se afasta do núcleo.
ATOMÍSTICA – NÚMEROS QUÂNTICOS E CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Slide 1:
Conceitos fundamentais:
Os átomos são compostos de partículas menores denominadas: Próton, Nêutron e elétron. O que difere os elementos entre si são as quantidades dessas partículas. Alguns conceitos são importantes e indispensáveis:
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Número atômico (Z): O número atômico é representado pela quantidade de prótons (p) existentes no núcleo; em outras palavras, o número atômico é o mesmo que a carga nuclear, ou ainda, Z = p.
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Número de massa (A): A massa dos elétrons são infinitamente pequenas e a massa dos átomos são representadas pela soma das massas dos Prótons com os Nêutrons existentes no núcleo, assim: A = Z + n.
Com base nesses conceitos, podemos definir os isótopos, que são átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo número de prótons mas diferem na massa.
Ex: 1H1 – Hidrogênio prótio, 1H2 – Hidrogênio deutério, 1H3 – Hidrogênio trítio.
Isóbaros são átomos que apresentam a mesma massa porém, pertencem a diferentes elementos químicos. Isótonos, são átomos que apresentam números atômicos diferentes, massas diferentes, porém apresentam o mesmo número de nêutrons.
Da mesma forma que as pessoas são diferenciadas pelo número do cpf, os átomos possuem um código que representa cada um de seus elétrons. Com esse código, é possível determinar qual é o elemento em questão, quantas camadas este elemento tem, em qual orbital se encontra o elétron e qual o sentido do giro deste elétron. Esse “código” é representado pelos números quânticos.
O primeiro número quântico (número quântico principal n) é a representação da camada; K, L, M, N, O, P, Q… passam a ser representados por 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Assim, se o átomo possui 3 camadas o número quântico principal será representado por n = 3.
<img número quantico principal>
O segundo número quântico representa os subníveis de energia, em outras palavras, os orbitais. Um orbital é a região do espaço de maior probabilidade de se encontrar um elétron. Os orbitais podem ser de quatro tipos: s, p, d, f. Esses orbitais são representados por l = {0, 1, 2, 3}.
<img número quantico secundário>
O terceiro número quântico, também chamado de número quântico magnético (m ou ml), esse número representa a orientação dos subníveis no espaço. O subnível s suporta apenas um orbital, assim seu número quântico magnético é representado por m = {0}. O subnível p suporta três orbitais e sua representação é m = {-1, 0, +1}. O subnível d suporta cinco orbitais, assim m = {-2, -1, 0, +1, +2}. O subnível f suporta sete orbitais e sua representação é m = {-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3}.
<img número quantico magnético>
O quarto número quântico é a representação do spin do elétron. O spin nada mais é que o sentido do giro do elétron (horário, anti-horário ou ainda para a esquerda ou para a direita). O número quântico spin é representado por ms ou simplesmente por s. O valor pode ser +1/2 ou -1/2.
<img número quantico spin>
Os átomos em seu estado natural, apresentam uma configuração de números quânticos única o que permite identificá-lo apenas por estes números.
ATOMÍSTICA – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Além de conhecer os números quânticos é necessário saber distribuir os elétrons corretamente. Linus Pauling propôs um diagrama que mostra a distribuição eletrônica de acordo com o aumento energético dos elétons.
<diagrama de Linus Pauling>
Neste diagrama é possível perceber que um elétron que se encontra na camada 3, no orbital d, possui energia maior que um orbital que se encontra na camada 4, no orbital s. Essa diferença energética se deve ao tamanho do orbital, em outras palavras, a distância que o elétron se encontra do núcleo.
Exemplos de distribuição eletrônica:
H – 1s1;
He – 1s2;
Li – 1s2, 2s1;
Be – 1s2, 2s2;
B – 1s2, 2s2, 2p1;
C – 1s2, 2s2, 2p2;
N – 1s2, 2s2, 2p3;
O – 1s2, 2s2, 2p4;
F – 1s2, 2s2, 2p5;
Exemplos de aplicação:
→ Determine o conjunto de números quânticos que caracterizam o elétron mais energético do Sc (Z = 21).
Resposta:
n = 3;
l = 2;
m = -2;
s = -1/2;
→ A distribuição eletrônica do Alumínio é = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1. Quais são os números quânticos referentes ao elétron da posição 3p1?
Resposta:
n = 3 (terceira camada);
l = 2 (sub-nível p);
m = -1 (primeiro orbital p);
s = -1/2 (rotação);
Willian, 22.
