Modelos Atômicos

Nota:

• Em 1803 conseguiu provar cientificamente a ideia de átomo com a teoria clássica da matéria.

1. Teoria Atômica Clássica da Matéria

   Nota:

   • Segundo essa teoria um grão de ouro deve-se imaginar como um aglomerado de átomos de ouro.
2. Estrutura Atômica
   1. Uma Partícula Extremamente Pequena
      1. Maciça
      2. Indivisivél
      3. Eletricamente Neutra

Nota:

• Em 1903 propôs um novo modelo atômico. 

1. Novo Modelo de Átomo

   Nota:

   • Os modelos atômicos são a forma que os cientistas imaginam os átomos e se baseiam em observações experimentais e lógica.
   1. Estrutura Atômica
      1. Elétron

         Nota:

         • Descobriu o elétron em 1897
      2. Existência de uma Carga Positva

         Nota:

         • Manutenção da Neutralidade
   2. Derrubou o Modelo de Dalton
   3. Modelo de Passas no Pudim

      Nota:

      • Carga maciça positiva contendo inúmeros elétrons negativos.

Nota:

• Estudou o impacto de partículas alfa contra uma película muito fina de ouro

1. Estudo de partículas Alfa

   Nota:

   • Rutherford observou que a maior parte das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro. Apenas algumas eram repelidas ou desviadas.
   1. Modelo Atômico
      1. Massa Neutra no Núcleo + Protóns
      2. Elétron Orbitando o Núcleo

Nota:

• Bohr baseou na teoria de Max Planck, onde a energia é emitida em blocos e não de uma maneira contínua.

1. Teoria Quântica
   1. Elétron Gira ao Redor do Núcleo

      Nota:

      • Elétron girando na mesma órbita, ele não emite e nem absorve energia.
      1. Possui Camadas

         Nota:

         • As órbitas esféricas  K, L, M, N, O, P, Q (7 camadas)
         • Quantidade fixa de energia  As camadas são também denominadas estados estacionários Cada camada comporta um número máximo de elétrons.
         • Cada camada (ou órbita) = tem um número quântico principal  (n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7).
   2. Modelo Atômico de Orbitais

      Nota:

      • O modelo de órbitas eletrônicas circulares de RutherfordBohr foi substituído pelo MODELO DE ORBITAIS. • Obs que levaram a essa mudança: • A todo elétron em movimento está associada uma onda característica. • Não é possível saber exatamente a posição do elétron e sua velocidade, num mesmo instante. 
      • • Devido a dificuldade de calcular a posição exata de um elétron na eletrosfera, SCHRÖDINGER, calculou a região onde haveria maior probabilidade de encontrar o elétron e denominou = ORBITAL.

1. Número Quântico

   Nota:

   • • Número quântico principal (n) • Número quântico secundário (l) • Número quântico magnético (ml) • Número quântico de spin (ms)
   • Número quântico principal (n): • determina a energia do elétron • determina o tamanho do orbital atômico • quanto > n, > é o orbital e > é a distância média entre o elétron e o núcleo • n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 ou 7 • Elétrons com o mesmo valor de n ocupam o mesmo nível eletrônico 
   • Número quântico secundário ℓ (ou momento angular): • Representa o subnível (subcamada) • determina a forma do orbital • subcamadas = orbital s (ℓ=0); orbital p (ℓ=1); orbital d (ℓ=2); orbital f (ℓ=3) • e- em uma determinada camada podem ser agrupados em subcamadas)
   • Número quântico magnético (mℓ): • define a orientação espacial do orbital em uma subcamada • Para uma determinada subcamada, mℓ = 2ℓ + 1, especifica o número de orbitais na subcamada. 
   1. Principal
   2. Secundário
   3. ml
   4. ms
2. Distribuição Eletrônica
   1. Diagrama de Pauling
      1. Camadas de Valência