Evolução dos Modelos AtômicosMarilena Meira

Modelo grego

• Demócrito (460 a 370 a.C): “A matéria deve serformada por partículas indivisíveis, os átomos”.

(A = não ; tomo = parte).

ÁTOMO = não + divisível

Tales de Mileto

• O filósofo Tales de Mileto(640-546 a.C) fez algumas experiências com âmbar e descobriu que este material adquiri carga elétrica, quando é atritado com tecidos, como seda e lã.

A palavra eletricidade é de origem grega, elektron, que significa âmbar(resina vegetal).

Benjamin Franklin

Benjamin Franklin em 1852 observou que existem duas espécies de cargas elétricas, chamadas elétricas, chamadas por ele de carga positiva e negativa.•Cargas de sinais opostos se atraem;•Cargas de mesmo sinal se repelem.

Modelo atômico de Dalton

� John Dalton (químico inglês) propôso primeiro modelo atômicocientífico, em 1807.

� Propôs que qualquer espécie dematéria é formada de átomos.

� Para Dalton o átomo erarígido, indivisível, indestrutível e tinhauma forma esférica, semelhante auma bola de bilhar.

John Dalton

(1766-1844)

As bases para o modelo de Dalton

• Por volta de 1785, Antoine Laurent de Lavoisier demonstrou que não há variação da massa numa reação química: A massa dos produtos é igual à

soma das massas das substâncias reagentes.

• Em 1799, Joseph Louis Proust descobre a lei das proporções definidas, a qual afirma que:

• Uma dada substância contém seus elementos

constituintes na mesma proporção.

Teoria de Dalton• Qualquer espécie de matéria é formada por átomos. Os átomos são

minúsculas partículas, que não podem ser subdivididas nem transformadas em outros átomos.

• Todos os átomos de um mesmo elemento são iguais em massa, tamanho e em todas as suas propriedades, ou seja, possuem a mesma identidade química.

• Átomos de elementos diferentes possuem propriedades químicas e físicas diferentes.

• Um composto é constituído pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que se unem entre si em várias proporções simples. Nessas combinações cada átomo guarda sua identidade química.

A descoberta do elétronO Experimento de Thomson: Em 1879, J. J. Thomson,verificou a existência dos elétrons através dos raioscatódicos que são um feixe de partículas carregadasnegativamente que sofriam atração do pólo positivo deum campo elétrico externo.

Descoberta do próton

• Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein, observou feixe luminoso no sentido oposto aos dos oposto aos dos elétrons, portanto, esses feixes deveriam ser carga elétrica positiva.

Modelo atômico de Thomson

� Em 1904, Thomson, propôs umnovo modelo.

� Admitiu que o átomo era uma� Admitiu que o átomo era umaesfera maciça de cargapositiva, estando os eletronsdispersos no seu interior. (talcomo as passas num pudim).

� Modelo do “ Pudim de passas”.

Joseph Thomson

(1856-1940)

Obtenção de partículas alfa

Modelo atômico de Rutherford

Modelo atômico de Rutherford

Rutherford

(1871-1937)

1.A grande maioria dos raios α passou pela lâmina.

2. Foram poucos os raios α refletidos pela lâmina.

3. Pouquíssimos raios α passaram pela lâmina sofrendo desvio.

� A maior parte do espaço do átomo é espaço

vazio.

� No seu interior, existe uma pequena região

central positiva (núcleo).

Modelo atômico de Rutherford

� No núcleo encontra-se a maior parte da massa

do átomo.

� Os elétrons giram à volta do núcleo em órbitas

circulares.

� Também conhecido como o modelo Planetário.

Descoberta do Nêutron

• James Chadwick (1932)

http://www.algosobre.com.br/quimica/descoberta-das-particulas-subatomicas.html

Propriedades das partículas sub-atômicas

Partícula Massa (g) Carga Coulomb (C)

Elétron 9,109383. 10-28 - 1 -1,602176.10-19

Próton 1,672622. 10-24 +1 +1,602176.10-19

Nêutron 1,674927. 10-24 0 0

Falha do modelo de Rutherford

• Bohr questionou o modelo de Rutherford: de acordo com a Física Clássica uma partícula negativa ao redor de outra positiva sofreria aceleração e perderia energia.

• No caso do átomo o elétron adquiriria um movimento • No caso do átomo o elétron adquiriria um movimento espiralado e acabaria por se chocar com o núcleo.

• Mas, como não é o que acontece, Bohr estabeleceu seus postulados para explicar que o elétron no átomo pode possuir apenas certas quantidades restritas de energia.

Espectro descontínuo dos elementos químicos

*Explicação do átomo baseado na luz emitida por alguns elementos

quando aquecidos.

Postulados de Bohr

• Em um átomo são permitidas ao elétron somente algumas órbitas circulares, sendo que em cada uma ele tem energia constante.

• A energia do elétron é quantizada ou seja, um elétron não pode assumir qualquer valor de energia, mas

• A energia do elétron é quantizada ou seja, um elétron não pode assumir qualquer valor de energia, mas somente determinados valores (órbitas permitidas), tendo assim determinados níveis de energia ou camadas energéticas.

• Um elétron localizado numa dessas órbitas não perde nem ganha energia espontaneamente.

Postulados de Bohr

• Um elétron pode receber energia de uma fonte externa somente em unidades discretas denominadas fótons.

• Quando um elétron recebe um fóton de energia ele salta para uma órbita mais energética realizando um salto para uma órbita mais energética realizando um salto quântico e atingindo um estado excitado.

• Quando o elétron retorna a sua órbita ele perde energia na forma de onda eletromagnética que corresponde à diferença de energia existente entre as órbitas envolvidas.

* O átomo é formado por um núcleo e níveis de energia quantizada ( onde estão os elétrons ), num total de sete.

Modelo atômico de Bohr

� Concebido, em 1913, por Bohr.

(físico dinamarquês)

� O átomo possuí um núcleo central.

� Os elétrons descrevem órbitas circulares em torno

do núcleo.

� Os elétrons só podem ocupar determinados níveis

de energia.

� A cada órbita corresponde um valor de energia.

Niels Bohr

(1885-1962)

Modelo atômico de Sommerfeld

• Sommerfeld verificou que as raias estudadas por Bohr eram na verdade um conjunto de raias finas.

• Sommerfeld concluiu então que um dado nível de energia era constituído por subníveis de energia.energia era constituído por subníveis de energia.

LOUIS DE BROGLIE: demonstrou matematicamente o comportamento dualísta do elétron (partícula e onda).

Equação de De Broglie: λ λ λ λ = h

Evolução do modelo atômico

Equação de De Broglie: λ λ λ λ = hm.v

h = 6,626. 10-34 J.s

HEISEMBERG: demonstrou que é impossível determinar ao mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron (PRINCÍPIO DA INCERTEZA).

OBS: desta forma os elétrons passam a ocupar regiões, onde é máxima a probabilidade de estarem

Evolução do modelo atômico

regiões, onde é máxima a probabilidade de estarem (ORBITAIS)

Representação simbólica da nuvem eletrônica

Modelo atômico atual

� O átomo possui um núcleo central de reduzidas dimensões e

uma nuvem eletrônica.

� No núcleo encontram-se os prótons e os nêutrons.� No núcleo encontram-se os prótons e os nêutrons.

� Os elétrons encontram-se à volta do núcleo, na nuvem

eletrônica.

� Regiões de máxima probabilidade de encontrar um elétron

são denominadas de orbitais.

Conceitos fundamentais

• Núcleo muito pequeno, contendo prótons e nêutrons;

• Elétrons em torno do núcleo em orbitais.

• Elétrons carregados negativamente;

• Prótons carregados positivamente;

• Nêutrons são neutros:• Nêutrons são neutros:

• Prótons e nêutrons possuem aproximadamente a mesma massa: 1,67 X 10-27 kg

• Elétrons possuem massa muito menor: 9,11 X 10-31 kg

CONCEITOS SOBRE O ÁTOMO

Número Atômico (Z): quantidades de prótons.

Z = p = e

Número de Massa (A): a soma das partículas que constitui

o átomo.A = Z + n + eA = Z + nA = Z + n

REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO

DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS:

PRINCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI: um orbital comporta no máximo dois elétrons com spins contrários.

REGRA DE HUND: em um mesmo subnível os orbitais são preenchidos de forma a obter o maior número de elétrons desemparelhados.

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

d

Formas dos orbitais s e p

Formas dos orbitais d

Formas dos orbitais f

SEMELHANÇA ATÔMICA

ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.

ISÓBAROS: mesmo número de massa.

ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.

ISOELETRONICOS: mesmo número de elétrons.

ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam

elétrons

As partículas fundamentais do átomoátomo

As partículas fundamentais

Temos então um total de 12 leptons, 36 leptons, 36 quarks, 12 mediadores e uma partícula de Higgs, fazendo um total de 61 partículas elementares fundamentais.

Prótons e nêutrons são formados de quarks

Antimatéria não é ficção

• Cada partícula tem outra equivalente com massa igual e carga contrária.

• Elétron de carga negativa �Pósitron com carga positiva.

• Próton de carga positiva�Antipróton.

• Os cientista já conseguiram aprisionar a antimatéria do átomo de hidrogênio por 16 minutos

Matéria e antimatéria não coexistem.

• Quando se encontram, geram uma explosão que transforma massa em energia.

• A ciência acredita que • A ciência acredita que ambas existiam em quantidades iguais quando ocorreu o Big Bang, mas se destruíram.

• Por alguma razão, sobrou mais matéria - que se moldou e formou planetas, galáxias e estrelas

Opostos se destroem

• A explosão causada pelo encontro da matéria e da antimatéria gera raio gama -que possui 10 mil vezes mais energia que o raio mais energia que o raio solar e o raio X.

• Só para ter uma ideia, 1 g de antimatéria seria capaz de abastecer a cidade de São Paulo durante 24 horas ou mover um carro por 10 mil Km.

Pósitron para detectar tumores• A antimatéria já é utilizada em

exames médicos. Um exemplo é o PET Scan - Pósitron Emission Tomography -, que utiliza antielétrons (pósitrons) para detectar tumores para detectar tumores cancerígenos.

Grandezas químicas: Massa atômica, massa molecular e molatômica, massa molecular e mol

Unidade de Massa Atômica (u ou u.m.a.)

• Para medir as massas dos átomos, os químicos escolheram como padrão a massa de um átomo.

• Em 1962, durante o Congresso Internacional de • Em 1962, durante o Congresso Internacional de Química, foi escolhido o átomo de carbono 12 (12C), e a unidade usada na medida das massas atômicas passou a ser massa de 1/12 do átomo de carbono 12.

• Este padrão é chamado de unidade de massa atômica.

Unidade de Massa Atômica (u ou u.m.a.)

• O carbono 12 (6C12) apresenta 6 prótons e 6 nêutrons.

• Como a massa de um próton é praticamente igual a massa de um nêutron, esse carbono é constituído por 12 unidades, praticamente iguais em massa, que 12 unidades, praticamente iguais em massa, que constituem sua massa total.

Assim, a unidade de massa atômica (u ou u.m.a.) representa a massa de um próton ou de um nêutron:

1u ou 1u.m.a. = 1/12 do carbono 12

Massa atômica

• Massa atômica é a massa de um átomo expressa em u ou u.m.a. Ela indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa do carbono 12.

Assim, a massa atômica do carbono 12 é igual a 12u.

Por exemplo, quando dizemos que a massa do átomo Por exemplo, quando dizemos que a massa do átomo 24Mg é igual a 24u, concluímos que:

Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de 1/12 do átomo de 12C.Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um átomo de 12C.

Massa atômica de um elemento

• Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos constituintes.

Exemplo: o elemento químico cloro é formado pelos isótopos:Exemplo: o elemento químico cloro é formado pelos isótopos:

17Cl35 = 75% e 17Cl37 = 25%

Massa atômica do elemento cloro =[(35 x 75) + (37 x 25)] / 100 = 35,5u

Em grandezas sub-microscópicas

• Observe a massa atômica dos seguintes elementos químicos:

He = 4u → massa de 1 átomo de hélio•

C = 12u → massa de 1 átomo de carbono

Ca = 40u → massa de 1 átomo de cálcio

Em grandezas macroscópicas

• Consideremos os mesmos números, mas em uma grandeza macroscópica. Experimentalmente os químicos determinaram que a quantidade de átomos presentes nos três casos é exatamente a mesma:

4g de He contém 6,02 x 1023 átomos de He12g de C contém 6,02 x 1023 átomos de C40g de Ca contém 6,02 x 1023 átomos de Ca

Assim como 12 unidades é uma quantidade chamada 1 dúzia, a quantidade 6,02 x 1023 unidades foi chamada de 1 mol.

Um mol é a quantia de substância que possui um número de unidades fundamentais (átomos, moléculas ou outras partículas) igual ao número de

Tanto em laboratório como, principalmente, em escala industrial, as reações envolvem um grande número de moléculas.

Conceito de mol de número de Avogadro

fundamentais (átomos, moléculas ou outras partículas) igual ao número de átomos presente em exatamente 12 g do isótopo de carbono 12.

Número de Avogadro: 6,023x1023.

1 mol = 6,023 x 1023 moléculas

No sistema SI, esta unidade é o gmol (mol)

Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de átomos

Número de Avogadro

• Um mol de qualquer espécie química = 6,02 x 1023

entidades elementares da referida espécie química.

Por exemplo:

� 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos� 1 mol de átomos = 6,02 x 10 átomos

� 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas

� 1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons

O número 6,02 x 1023 é conhecido como constante de Avogadro.

Massa molecular

• Massa molecular de uma substância é a massa da molécula expressa em unidade de massa atômica (u).

• Numericamente, a massa molecular é igual a soma das massas atômicas (encontradas na Tabela Periódica) de massas atômicas (encontradas na Tabela Periódica) de todos os átomos constituintes da molécula.

Exemplo

• Exemplo: Calcular a massa molecular da água (H2O):

2H = 2 x 1 = 2u1O = 1 x 16 = 16uSomando as massas: 2u + 16u = 18u

Assim, a molécula da água tem massa molecular igual a 18u.

No caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular deve ser substituído por fórmula-massa (ou massa-fórmula), pois não existe molécula de substância iônica.

• Entretanto, na prática costuma-se usar a expressão massa

molecular também nesses casos.

Massa molar

Massa molar é a massa contida em 1 mol (que contém 6,02 x 1023 unidades) de qualquer espécie química. A unidade mais usada para a massa molar é g/mol ou g *mol – 1.mol – 1.