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Modelo atômico: da partícula alfa a Schrödinger
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- 3. Crítica ao modelo deCrítica ao modelo de RutherfordRutherford Elétron girando em órbita circular Perda de energia Emissão de radiação Colapso atômico e Ver cenas do multimídia do NPEQ – UFMG BA01
- 4. Contexto histórico-científicoContexto histórico-científico MODELODETHOMSON 1909 ESPALHAMENTODAS PARTÍCULASALFA 1903 MODELODERUTHERFORD 1911 MODELODEBOHR 19131900 TEORIADEMAXPLANCK 1885 EQUAÇÃODEBALMER DOESPECTRODOHIDROGÊNIO
- 7. Modelo de BohrModelo de Bohr Baseado em:Baseado em: Experimentos com o hidrogênio (espectros deExperimentos com o hidrogênio (espectros de emissão)emissão) Quantização de energia (Quantização de energia (Planck, 1900)Planck, 1900) LK M etc e órbitas níveis de energia (n)1 2 3 etc Quanto > n > Energia Modelo para o átomo de hidrogênio no estado fundamental Elétron girando na órbita não perde energia = núcleo (Kernell, em inglês) carregado positivamente Ver cenas do multimídia do NPEQ – UFMG
- 11. EspectrosEspectros Espectros dos elementos químicos: http://jersey.uoregon.edu/vlab/elements/Elements.html Simulação para as linhas espectrais em função das transições eletrônicas: http://www.bigs.de/en/shop/anim/termsch01.swf
- 12. Crítica ao modelo deCrítica ao modelo de BohrBohr Ver cenas do multimídia do NPEQ – UFMG BA40 BA41 Espectros dos elementos químicos: http://jersey.uoregon.edu/vlab/elements/Elements.html Simulação para as linhas espectrais em função das transições eletrônicas: http://www.bigs.de/en/shop/anim/termsch01.swf
- 13. Para átomos neutros dos elementosPara átomos neutros dos elementos representativos (coluna A) da tabela periódicarepresentativos (coluna A) da tabela periódica Número do períodoNúmero do período = número de= número de níveisníveis preenchidos por elétronspreenchidos por elétrons Número da coluna do tipo ANúmero da coluna do tipo A = número de= número de elétrons de valênciaelétrons de valência (último nível)(último nível) Distribuição EletrônicaDistribuição Eletrônica
- 14. ExemploExemplo K Grupo 1 (1A) 4o período 19 39,1 19 prótons 19 elétrons 20 nêutrons n=1 (K) elétrons n=2 (L) n=3 (M) n=4 (N) 1 2 8 8 Distribuição eletrônica para o átomo neutro com os elétrons no estado fundamental
- 15. Contexto histórico-científicoContexto histórico-científico MODELODETHOMSON 1909 ESPALHAMENTODAS PARTÍCULASALFA 1903 MODELODERUTHERFORD 1911 MODELODEBOHR 19131900 TEORIADEMAXPLANCK 1885 EQUAÇÃODEBALMER DOESPECTRODOHIDROGÊNIO MODELODESOMMERFELD 1915 MOSELEY (NÚMERO ATÔMICO) 1932 DESCOBERTADONEUTRON DESCOBERTADOS ISÓTOPOSDEELEMENTOS NÃORADIOATIVOS 1919 TEORIADAPARTÍCULA/ONDA 19241925 PRINCÍPIODAINCERTEZA INÍCIODOMODELOATUAL
- 16. Órbitas: 1circular e as demais elípticas
- 17. Nível K L M N O P Q Elétrons 2 8 18 32 32 18 8 Sub- nível s sp spd spdf spdf spd sp Onde o número máximo de elétrons suportado por subnível é: s = 2 p = 6 d = 10 f = 14
- 19. Distribuição eletrônicaDistribuição eletrônica http://objetoseducacionais2.mec.gov.br/bitstrehttp://objetoseducacionais2.mec.gov.br/bitstre http://winter.group.shef.ac.uk/orbitron/http://winter.group.shef.ac.uk/orbitron/ http://www.webelements.com/webelementhttp://www.webelements.com/webelement s/elements/text/H/econ.htmls/elements/text/H/econ.html
- 20. Modelo Atômico AtualModelo Atômico Atual Erwin Schrödinger (xxxxxxxxxxx) 1933 INÍCIO DO MODELO ATÔMICO ATUAL ORBITAL = REGIÃO ONDE É MAIS PROVAVÉL DE SE ENCONTRAR O ELÉTRON
- 21. Modelo atômico de Schrödinger - A partir das equações de Schrödinger não é possível determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.
- 23. Os elétrons movem-se de forma desconhecida com velocidade elevadíssima; O movimento do elétron passou a ser descrito por uma nuvem eletrônica; Quanto mais densa é a nuvem, maior é a probabilidade de se encontrar aí o elétron; A nuvem é mais densa próximo do núcleo, e menos densa longe do núcleo. Modelo da Nuvem Eletrônica
- 24. Orbitais do subnível sOrbitais do subnível s
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Notas del editor
- O físico alemão Joseph von Fraunhöfer (1787-1826) inventou um aparelho capaz de identificar exatamento o tipo de luz emitida ou absorvida pr um determinado elemento ou substância Moseley desconfiou, a partir do espectro de raios X de vários elementos, que o número atômico representava muito mais que apenas um registro da posição dos elementos numa tabela. Ele supôs que o número atômico devia representar o número de cargas positivas do núcleo de cada átomo uma vez que, para um aumento unitário no valor de Z, havia um aumento na energia dos raios X.
- Explicação legal para por que o céu é azul? http://www.ced.ufsc.br/men5185/trabalhos/20_astrojunior/ca.html Material sobre filtro solares: http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/software/objetos/T3-08/T3-08-sw-s1/Condigital_T3-08-sw-s1_tela-01.swf http://www.atividadeseducativas.com.br/atividades/2403_radiacaoSolar.swf
- O fenômeno da incandescência, estudado por Kirchhoff entre outros, consiste na emissão de luz pelos corpos ao serem aquecidos. Através de várias experiências, ficou claro que a freqüência da luz emitida pelo corpo aquecido era independente da substância desse corpo, ela dependia apenas da temperatura. Aumentando-se então gradativamente a temperatura do corpo, a cor da luz emitida, sendo esta característica relacionada com a freqüência da luz, também se modificava gradativamente. Se fotografássemos todo o processo, obteríamos um espectro contínuo, com todas as freqüências existentes. Mas algo de estranho ocorria quando o corpo aquecido consistia numa substância pura, como um gás de Hidrogênio por exemplo. Neste caso, as leis da incandescência não eram aplicáveis: se a determinada temperatura o gás de Hidrogênio emitia uma luz de determinada cor, aumentando um pouco essa temperatura, a cor da luz emitida não se modificava, a freqüência da luz emitida permanecia a mesma; até que, aquecendo mais o corpo até certo grau, a cor da luz emitida era bruscamente alterada. A luz emitida não se modificava de forma contínua, mas de forma discreta e o gás emitia apenas luz de algumas freqüências bem determinadas, formando com isso um espectro descontinuo, com apenas algumas riscas coloridas correspondente a apenas algumas freqüências de luz. Esse fato era até então inexplicável, não se sabia porque os gases puros se comportavam de forma tão diferente das substancias compostas. A teoria de Bohr permitiu elucidar o mistério... A sua teoria explicou totalmente o fato: as freqüências dos photons emitidos pelos elétrons do gás de Hidrogênio, quando eles saltam para uma órbita de menor corresponde exatamente com a freqüência da luz que aparece no espectro desse gás! Por isso que o gás não emite todas as cores, pois que somente alguns saltos eletrônicos são possíveis. Obviamente, numa substancia quimicamente complexas, o número de freqüências permitidas é tão grande que o tratamos como continuo... Este foi um dos grandes triunfos do modelo de Niels Bohr. E fez com que sua teoria ganhasse bastante credibilidade na época de sua publicação, apesar de Bohr não justificar a origem das suas hipóteses... http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/distribuicao-eletronica/distribuicao-eletronica.php Ver também http://www.ced.ufsc.br/men5185/trabalhos/63_lampadas/fluor/funciona03.htm
- O físico alemão Joseph von Fraunhöfer (1787-1826) inventou um aparelho capaz de identificar exatamento o tipo de luz emitida ou absorvida pr um determinado elemento ou substância Moseley desconfiou, a partir do espectro de raios X de vários elementos, que o número atômico representava muito mais que apenas um registro da posição dos elementos numa tabela. Ele supôs que o número atômico devia representar o número de cargas positivas do núcleo de cada átomo uma vez que, para um aumento unitário no valor de Z, havia um aumento na energia dos raios X.
- http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-11.html