Atomística Moderna e a Tabela Periódica
Prof. Leonardo Baptista
Motivação
●
●
●
●
Como evolução do modelo atômico influenciou o
desenvolvimento de materiais modernos
Apresentação do modelo atômico e sua complexidade
Apresentação das verdadeiras partículas indivisíveis
Relacionar a tabela periódica ao modelo atômico
Motivação
●
Definições:
–
Teoria:
–
Conjunto de afirmações que visa explicar uma
observação.
Modelo:
●
●
–
Representação, em alguns casos matemática,
da observação. Permite fazer predições e
extrapolações.
Lei:
●
É uma regra ou norma. Fator constante e
invariável de algo formado a partir de uma
causa.
A traição das imagens:Quadro do pintor
surrealista René Magritte.
“Isto não é um cachimbo”
O Ponto de Partida
●
Modelo atômico de Dalton (1803):
–
O átomo é maciço e indivisível, não pode ser criado
nem destruído
–
Todos os átomos de um mesmo elemento são iguais e
apresentam o mesmo peso
–
Átomos de elementos diferentes tem pesos diferentes
–
O átomo é neutro
–
Átomos de elementos distintos combinam-se para
formarem novas substâncias
O Trabalho de Avogadro (1811)
●
●
Distingue o átomo como a menor partícula que pode
participar de uma reação química
Propõe sua Lei:
–
●
“Nas mesmas condições de temperatura e pressão,
volumes iguais de todos os gases continham o
mesmo número de partículas”
Esta Lei foi utilizada por Canizzaro para determinar a
primeira tabela consistente de massas atômicos
Paralelamente...
●
●
Faraday anunciou suas Leis da eletrólise em 1832
–
“O peso do material depositado em um eletrodo é
proporcional a quantidade de eletricidade que passa
pelo material”
–
“Pesos de diferentes materiais depositados em um
eletrodo pela mesma quantidade de eletricidade
conservam a mesma razão dos pesos químicos
equivalentes”
Em 1881 Helmhotz aceitou a hipótese atômica e as Leis de
Faraday afirmando que a eletricidade positiva e negativa
estavam divididas em unidades fundamentais (átomos de
eletricidade).
Modelo de Dalton
●
Este modelo não explicava o experimento de indução elétrica
Descoberta dos raios catódicos
●
●
●
●
Experimentos com tubos de vidro
evacuados
A aplicação de um grande
potencial elétrico resultava em um
arco voltaico
A medida que se diminuía a
pressão dentro do tubo de vidro era
observado um tipo de radiação
migrando do catodo para o anodo
Ao colidir com as paredes do tubo,
esta radiação provocava uma
emissão fluorescente
Descoberta do elétron
●
Tubo de raios catódicos
Descoberta do elétron
●
Experimento de J. J. Thomson (1897)
–
O desvio com relação ao campo magnético e elétrico
indicava que estes raios eram formados por
partículas
–
O desvio na direção do polo positivo do campo
elétrico indicava que as partículas apresentavam
carga elétrica negativa
Descoberta do elétron
●
O campo elétrico E é aplicado e desvia os raios na direção P'
–
●
●
Força elétrica: eE
Um campo magnético B é aplicado de forma a equilibrar a força
elétrica. Desta forma o feixe volta para a posição P
–
Força magnética: Bev
–
v: componente horizontal da velocidade
–
c: velocidade da luz
c
Como as duas forças são iguais: v=
Ec
B
Descoberta do elétron
●
Desliga-se o campo magnético e calcula-se o deslocamento
PP'
–
Força
eE
e aceleração
eE
m
vertical
L
Tempo para atravessar o campo: t = v
eE
– Componente vertical da velocidade: w=
t
m
2
– Deslocamento vertical: s= eE t
m 2
– Substituindo o valor de t e resolvendo para a
–
( )
e/m:
–
( )
2 m v²
e /m=
EL²
Ao religar o campo magnético obtêm-se
e /m=
2 s E c²
H²L²
razão
Descoberta do elétron
●
Razão carga massa obtida:
–
●
e/m = 5,274 × 1017 uee g-1
A carga do elétron foi medida posteriormente (1913) por Millikan na
experiência da gota de óleo
–
e = 4,802 × 10-19 uee (1,592 × 10-19 C)
–
Pode-se calcular a massa do elétron: 9,108 × 10-28 g
Experimento da Gota e Óleo
●
●
●
Robert Millikan determinou experimentalmente a carga do
elétron através do experimento da gota de óleo
Ele balanceou a força elétrica e gravitacional em gotas de óleo
ionizadas
As gotas eram ionizadas bombardeando o spray de óleo com
Rios-X
Modelo atômico de Thomson
●
●
A partir da descoberta do elétron percebeu-se que esta nova partícula
era mais fundamental que o átomo
Átomos deveriam ser compostos por elétrons negativamente
carregados e matéria positivamente carregada de massa muito maior
que o elétron
Pudim de passas
Paralelamente muitas descobertas ocorriam na
transição do século XIX para o século XX
●
●
Em 1895, ao estudar a fluorescência de sais de urânio,
Becquerel descobriu um novo tipo de fenômeno: a
radioatividade
A radiação que Becquerel observará era diferente dos
Rios-X, pois ela era separada em três grupos distintos na
presença de um campo elétrico
Através da radioatividade...
●
Novos elementos forma descobertos por Marie e Pierre Curie
–
●
●
Rádio e Polônio
Percebeu-se que estes processos envolvem muito mais energia que
transformações químicas
Mais uma demonstração que o átomo é divisível
Com a descoberta da radioatividade e do
elétron....
●
Percebeu-se que o átomo não era uma partícula fundamental
●
O átomo deveria ser compostos de partículas menores
●
O átomo é divisível
●
Thomson propôs um modelo para explicar a oscilação
forçada dos elétrons em átomo e com este modelo era
possível prever o tamanho do átomo (10-8 cm)
O experimento de Geiger e Marsden
●
Com o objetivo de testar o
modelo atômico de Thomson,
Geiger e Marsden em 1911
bombardearam uma lâmina de
ouro com partículas α.
Rutherford
Geiger
Marsden
Consequências do experimento
●
●
●
●
●
A deflexão observada deve-se a
uma região muito densa e que
concentra toda carga positiva do
átomo
O tamanho da região positiva
(núcleo) é da ordem de 10-15 m
A região aonde se encontra os
elétrons é da ordem de 10-10 m
O átomo é vazio
O experimento de Rutherford
permitia o cálculo do número de
cargas positivas no núcleo
(número atômico).
Estabilidade do átomo de Rutherford
●
●
De acordo com a física clássica uma partícula carregada em
movimento deveria emitir energia
–
O elétron deveria se colapsar com o núcleo
–
O átomo deveria ser instável
–
O tempo de colapso seria da ordem de 10-12 s
–
O átomo emitiria energia de forma contínua
Para resolver este problema é preciso relembrar algumas
descobertas da física que mudaram a forma como encaramos
matéria e energia
Definições: Natureza ondulatória da luz
Definições: Natureza ondulatória da luz
Definições: Espectro eletromagnético
Uma nova volta ao passado......
●
●
Em 1900 Max Planck apresentou seu trabalho intitulado: “Sobre a
Teoria da Lei de Distribuição de Energia do Espectro Normal”
–
Segundo o seu trabalho a radiação eletromagnética
deveria ser discreta e não contínua
–
A energia de uma onda eletromagnética deveria ser
proporcional a sua frequência e não a sua
amplitude
Com estas afirmações a radiação passava a apresentar características
corpusculares
–
Fato comprovado pelas observações do efeito
fotoelétrico e efeito compton
Efeito Fotoelétrico e Efeito Compton
●
A explicação do efeito fotoelétrico levou ao Prêmio Nobel de Eistein
–
●
As luz se propaga em pequenos pacotes denominados
quantum de energia
No efeito compton é observado um espalhamento inelástico entre
radiação e elétrons
Radiação apresenta comportamento
ondulatório e corpuscular
O Espectro de Emissão
Lâmpada
incandescente
Hidrogênio
Neônio
O Espectro de Emissão do Átomo de Hidrogênio
●
Cada conjunto de linhas do espectro de emissão do átomo de
hidrogênio recebe o nome de série:
1 1
– Série de Lyman (UV)
κ=R H 2 − 2
1 n
–
Série de Balmer (UV/VIS)
κ=R H
–
Série de Paschen (IV)
κ=R H
(
(
(
1 1
− 2
2
2 n
1 1
− 2
2
3 n
)
)
)
Os Postulados de Bohr
1) “Um elétron em um átomo se move em uma órbita circular em torno
de um núcleo sob influência da atração coulombiana entre o elétron e
o núcleo, obedecendo as leis da mecânica clássica.”
2) “Em vez da infinidade de órbitas que seriam possíveis segundo a
mecânica clássica, um elétron só pode se mover em uma órbita no
qual o valor do momento angular orbital L é um múltiplo de h/2π.”
3) “Apesar de estar constantemente acelerado, um elétron que se move
em uma destas órbitas possíveis não emite radiação eletromagnética.
Portanto, sua energia total E permanece constante.”
4) “É emitida radiação eletromagnética se um elétron, que se move
inicialmente sobre uma órbita de energia total Ei, muda de seu
movimento descontinuamente de forma a se mover em uma órbita de
energia total Ef. A frequência da radiação emitida, ν, é igual a
quantidade (Ei - Ef) dividida pela constante de Planck h.”
Modelo de Bohr
●
●
●
●
●
●
Faz uma mistura entre a física clássica e não clássica
Prediz corretamente o raio da órbita do elétron em um átomo de
hidrogênio
Fornece uma explicação para os espectros de emissão e absorção
A energia dos elétrons em um átomo e a energia total do átomo são
quantizadas
Não pode ser utilizado para prever a energia de átomos com mais de
um elétron
Falha ao não predizer a estrutura fina observada no espectro de
hidrogênio
O Experimento de Frank e Hertz
James Franck
Em 1914 Franck e Hertz proveram experimentalmente indícios da
quantização da energia dos elétrons em um átomo
Gustav Hertz
O Modelo de Sommerfeld
●
●
Ao tentar propor uma demonstração rigorosa para as leis de
quantização de Bohr e Planck percebeu que as órbitas do elétron em
um átomo deveriam ser elípticas
Seu modelo foi útil para explicar a estrutura fina do espectro de
emissão do átomo de hidrogênio
●
●
●
Órbitas eletrônicas permitidas para os quatro principais
números quânticos do modelo de Bohr-Sommerfeld
n: número quântico principal
l: número quântico azimutal
De Onde Surgem os Número Quânticos?
●
Os dois números quânticos surgem da aplicação da regra de
quantização de Wilson-Sommerfeld
∮ p q dq=n q h
ao movimento circular de um elétron em um órbita
O Modelo Atômico Ainda Não é Satisfatório...
●
●
●
●
●
Se aplica corretamente apenas ao átomo de hidrogênio
Falha em prever a estrutura fina observada em espectros de
emissão
Não permite uma análise mais detalhada do processo de
absorção e emissão de radiação
É baseado em argumentos sem sólida base científica
Um bom modelo atômico deve incluir tudo o que se sabe
sobre o átomo
O que foi deixado de fora?
A Dualidade Onda-Partícula
●
●
●
Em 1924 Louis de Broglie apresentou sua tese de doutorado
propondo a existência de ondas de matéria
O comportamento dual, onda-partícula, observado para radiação
deveria se aplicar também a matéria
Relação entre momento linear e comprimento de onda:
h
p=
λ
●
Existe uma onda de matéria associada ao movimento de uma
partícula de massa m
Exemplos de dualidade onda partícula
●
Qual o comprimento de onda de uma bola de baseball se movendo
com uma velocidade de v = 10 m/s?
-34
h h 6,6×10 joule s
λ= = =
=6,6×10-35 m
p mv 1,0 kg×10 m/ s
●
Qual o comprimento de onda de de Broglie de um elétron cuja energia
cinética é 100 eV?
-34
h
h
6,6×10 joule s
-10
λ= =
=
=1,2×10
m
-31
-19
p √ 2mK √ 2,91×10 kg×100 eV ×1,6×10 joule / eV
Evidências Experimentais do
Comportamento Dual
●
G. P. Thomson em 1927 mostrou que elétrons também poderiam
difratar
Perfil de difração de Raios-X e elétrons em uma folha fina de alumínio
Raios-X
Elétrons
Evidências Experimentais do
Comportamento Dual
Padrão de Laue para difração de Raios-X e nêutrons em um cristal de NaCl
Raios-X
Nêutrons
Princípio da Incerteza de Heisenberg
●
No caso de sistemas microscópicos deve-se abandonar a visão
determinística da física clássica
–
●
●
Interpretação probabilística
Não se pode medir simultaneamente e com precisão a posição e o
momento de uma partícula
A restrição não é quanto a medida de momento ou posição, mas a
precisão da medida simultânea
ℏ
2
ℏ
Δ E Δ t⩾
2
Δ p x Δ x⩾
Princípio da Incerteza de Heisenberg
●
O princípio da incerteza é uma limitação natural
●
Depende do valor de h (constante de Planck)
●
Surge do fato de todas medidas necessitarem de uma interferência do
medidor no alvo de sua medida
–
Esta interferência perturba o alvo da medida
Exemplo do Princípio da Incerteza
●
Verificou-se que a velocidade de um elétron ( m = 9,1 x 10-28 g) é
300 m/s, com uma incerteza de 0,01%. Com que precisão poderíamos
determinar a sua posição em uma medida simultânea com a
velocidade?
p=mv=9.1×10
−31
−28
kg×300 m/ s=2.7×10
kg m/ s
Δ p=0.0001×2.7×10−28 kg m/ s=2.7×10−32 kg m/ s
h
6.6×10−34 J s
−2
Δ x⩾
=
=2×10
m=0.2 cm
−32
4 π Δ p 4 π 2.7×10 kg m/ s
Consequências do Princípio da Incerteza
●
Partículas microscópicas não podem ser localizadas
●
Elétrons se comportam principalmente como ondas
●
●
–
Consequência direta da dualidade onda-partícula
–
O movimento do elétron deve ser escrito como uma
onda se propagando no espaço
–
O elétron deve ser descritos em termos de uma
função de onda
Deve-se abandonar a visão determinística da física clássica e tratar os
fenômenos com uma abordagem probabilística
Não é possível medir simultaneamente as propriedades ondulatórias e
corpusculares da matéria e radiação
Consequências do Princípio da Incerteza
O Modelo Atômico
●
●
O modelo atômico deve incluir todos os fenômenos descritos
previamente:
–
Dualidade onda-partícula
–
Princípio da incerteza
–
A característica não-determinística do sistema
Como fazer isso?
A Teoria de Schrödinger da Mecânica Quântica
●
●
Em 1926 Erwin Schrödinger apresentou sua famosa equação para a
descrição de sistemas microscópicos
Sua definição englobava os postulados de de Broglie e o princípio da
incerteza de Heisenberg
∂ Ψ ( x ,t )
−h² ∂ ² Ψ ( x , t)
+V ( x , t) Ψ ( x ,t )=i ℏ
2m
∂ x²
∂t
̂ ψ( x)=E ψ( x)
H
Equação independente
do tempo
Equação geral
A Partir da Teoria de Schrödinger
●
A quantização da energia foi obtida de forma “natural”
●
Sua aplicação fornece os estados de energia de um dado sistema
●
Prevê o fenômeno de tunelamento
–
Emissão de partículas alfa
A Resolução da Equação de Schrödinger para o
Átomo de Hidrogênio
●
●
●
Inicialmente a equação foi aplicada a diversos sistemas modelos
–
Partícula na caixa
–
Potencial degrau
–
Oscilador harmônico
–
Rotor Rígido
Os sistemas modelos forneciam ideias de com o sistemas
microscópicos se comportavam
Logo, a resolução da equação para o átomo de hidrogênio deveria
fornecer uma descrição do átomo de hidrogênio
A Resolução da Equação de Schrödinger para o
Átomo de Hidrogênio
●
Considera-se um elétron se movimentando ao redor do núcleo de
carga Ze
̂ ψ( x)= E ψ( x)
H
●
Autovalores:
–
Possíveis valores de energia
–
n: número quântico principal
Possíveis valores de momento angular:
Rhc
E n=
n²
●
h
l (l +1)
√
2π
l: número quântico orbital
A resolução da equação ainda fornece um terceiro número
quântico que se relaciona com a presença de um campo
magnético externo (m)
●
–
L=
Relação entre números quânticos
●
Os números quânticos são obtidos através da resolução da equação
●
Os números quânticos não são independentes
l = 0, 1, 2, 3, … (n-1)
m = 0, ±1, ±2, ±3, ... l
●
Notação espectroscópica:
Autofunções
●
●
●
●
●
●
Representam cada estado energético do átomo
Se relacionam com os números quânticos
Contem toda informação quântica do átomo
Pode-se obter qualquer propriedade observável a partir destas
autofunções
Fornecem a distribuição radial e angular do elétron ao redor do
núcleo
São denominados orbitais
Autofunções
É possível separar a parte
radial da angular
ψnlm (r ,θ , ϕ)= Rnl (r )Θlm (θ)Φm (ϕ)
Representação das Autofunções: Parte Radial
Como interpretar estes gráficos?
Interpretação probabilística
●
●
As funções de onda por si não tem interpretação física
Mas a função de onda elevado ao quadrado nos fornece a
probabilidade de se encontrar um elétron em uma dada região do
espaço
–
Interpretação de Born da função de onda
–
Calcula-se a probabilidade de se encontrar o elétron
sobre uma casca esférica
P nl (r )=4 π r² R nl (r ) R*nl (r )
Função distribuição radial (densidade de probabilidade)
Representação da parte angular
Orbital 1s
Orbital 2pz
O comum é a visualização na forma de densidade
de probabilidade
Consequências do modelo atômico
●
O modelo atômico se tornou abstrato e difícil visualização
●
Mas prediz corretamente as propriedades já observadas do átomo
–
Explicava corretamente o efeito Zeeman
Desdobramento das linhas do espectro de emissão
devido a presença de um campo magnético externo
● Correlacionado ao número quântico magnético
Foi obtido segundo um formalismo rigoroso
●
●
●
Mas o modelo ainda estava incompleto....
Estrutura fina do espectro de emissão
●
●
A estrutura fina do espectro de emissão não podia ser explicada pela
equação de Schrödinger
Wolfgang Pauli definiu um novo número quântico que só poderia ter
dois valores
–
±½
–
Não se sabia seu significado
–
Agora o estado de um átomo é descrito por 4 número
quânticos (n, l, m, ms)
O Experimento de Stern-Gerlach
●
●
Experimento realizado com o objetivo de se medir o momento de
dipolo magnético de um átomo
O experimento verifica a quantização do momento angular de um
átomo
–
Desdobramento dos níveis de energia devido a dependência do
número quântico m com a presença de um campo magnético
externo
O Experimento de Stern-Gerlach
●
No entanto vários valores eram esperado para o momento magnético
–
●
●
Inclusive zero
A teoria de Schrödinger não previa este comportamento
Uhlenbeck e Goudsmit tentaram explicar este comportamento
considerando o elétron uma partícula esférica que girava em torno do
seu próprio eixo e gerava um campo magnético intrínseco
–
Spin
●
Uhlenbeck
●
Goudsmit
O Spin Segundo Uhlenbeck e Goudsmit
●
●
●
O momento angular do elétron seria uma combinação do momento
angular orbital e do momento angular magnético oriundo do spin
No entanto a velocidade de rotação do elétron deveria ser maior que a
velocidade da luz!
Seus cálculos mostravam que o elétron deveria ser maior que o próton
ou até mesmo maior que o átomo!
–
Uhlenbeck e Goudsmit haviam desistido de publicar
este trabalho quando descobriram que Ehrenfest já
havia enviado o manuscrito para uma revista
–
Apesar de errada a interpretação de Uhlenbeck e
Goudsmit é encontrada em diversos livros textos
de química geral
O que é o spin?
●
Spin é o momento magnético intrínseco do elétron
●
É interpretado como momento angular
●
Mas não há correspondência do spin com alguma grandeza clássica
●
Surge naturalmente da resolução da equação de Dirac
–
Inclusão de efeitos relativísticos na equação de
Schrödinger
–
Momento angular total do elétron:
O Modelo Atômico
●
É obtido a partir da resolução da equação de Schrödinger para o
átomo de hidrogênio
–
A equação não tem solução analítica para sistemas
com mais de dois elétrons
–
Nós descrevemos os orbitais de átomos
polieletrônicos em termos de orbitais
hidrogenoides
–
O estado de um elétron, e consequentemente o estado
de uma átomo, é especificado através de quatro
números quânticos
●
●
n, l, m, ms
Dois elétrons não podem apresentar um conjunto de
números quânticos iguais => Princípio da exclusão
de Pauli
O Modelo Atômico
●
●
●
A resolução da equação de Schrödinger é feita com base em alguns
modelos
–
Método de Hartree
–
VB e GVB
É possível obter a partir destes métodos o ordenamento dos subníveis
de energia para um átomo
Este tipo de análise levou ao que conhecemos como diagrama de
Linus Pauling
O Modelo Atômico
●
O átomo é descrito em termos de sua configuração eletrônica
●
Esta configuração irá governar a maioria das propriedades do átomo
●
●
–
Excitações eletrônicas
–
Reatividade
–
Potencial de ionização e afinidade eletrônica
Define um estado fundamental: Estado de menor energia
Define os estados excitados: Estados de energia superior ao estado
fundamental
C : 1s2 2s2 2p 2
C : 1s2 2s2 2p1 3s1
Estado fundamental
Estado excitado
Estado fundamental
●
Pode ser determinado pelas regras de Hund
–
Princípio da máxima multiplicidade, apresentado em 1936
–
O estado de maior multiplicidade (2S + 1) será o de menor
energia
–
Entre dois estados de mesma multiplicidade, o de menor
energia será o que apresenta maior momento angular (L)
–
Entre dois estados de mesma multiplicidade e L, o de menor
energia será:
–
aquele com menor valor de J, caso o número de elétrons da
camada aberta seja menor do que a metade do número total
de elétrons que a camada comporta;
–
- aquele com maior valor de J, caso o número de elétrons da
camada aberta seja maior do que a metade do número total
de elétrons que a camada comporta.
E o núcleo do átomo?
●
Muito se discutiu sobre a configuração eletrônica dos átomos e o
comportamento dos elétrons
–
●
Pouco foi mencionado sobre a estrutura do núcleo
Os experimentos sobre radioatividade e o trabalho de Rutherford
apontavam que os processo radioativos deveriam se originar no
núcleo atômico
●
O núcleo deveria apresentar carga positiva
●
Deveria ser divisível
–
●
Caso contrário não haveria emissão radioativa
A física da estrutura nuclear se desenvolveu a parte e em paralelo ao
desenvolvimento da estrutura atômica
E o núcleo do átomo?
●
●
●
Antes da descoberta da estrutura nuclear, o número atômico Z
correspondia a posição do átomo na tabela periódica
Moseley, através de medidas de Raios-X, pode relacionar a carga
nuclear de um átomo com sua posição na tabela periódica
–
Demonstrou que o número atômico do 27Co é uma
unidade menor que o número atômico do 28Ni
–
No entanto, a massa do cobalto é maior que a do Ni
Percebeu-se que o número atômico era a grandeza que melhor
descrevia um átomo e não seu número de massa
Descoberta do próton
●
●
Para justificar o fato do átomo ser eletricamente neutro Rutherford e
colaboradores propuseram a existência de uma partícula carregada
positivamente localizada no núcleo do átomo
Experimentos realizados em 1917 apontaram que o núcleo do átomo
de hidrogênio estava presente na composição de outros átomos
–
●
A hipótese de Prout, 1815, já apontava que todos os
átomos eram compostos de átomos de hidrogênio
Estes experimentos em conjunto com o trabalho de Moseley
confirmaram a existência de uma partícula positiva no núcleo atômico
A Descoberta do Nêutron
●
●
●
Inicialmente achava-se que um átomo de massa A e número atômico
Z apresentava A – Z elétrons
Rutherford foi um dos primeiros pesquisadores a propor a existência
do nêutron
Em 1932, James Chadwick um colaborador de Rutherford, verificou a
existência do nêutron a partir da emissão nuclear de átomos de Be
quando bombardeados por uma fonte radioativa
–
Foi uma partícula difícil de ser identificada devido a
carga elétrica nula
Determinando o estado fundamental de átomos
H ( Z =1) He ( Z =2)
2
1
1s
1s
C (Z =6)
Li (Z =3) Be (Z =4) B ( Z =5)
2
2
2
2
1
2
2
1
2
2
1s
2s
2p
1s 2s
1s 2s 2p
1s 2s
O( Z =8)
N ( Z =7)
2
2
4
2
2
3
1s 2s 2p 1s 2s 2p
F ( Z =9)
2
2
5
1s 2s 2p
Ne( Z =10)
2
2
6
1s 2s 2p
Na( Z=11)
2
2
6
1
1s 2s 2p 3s
Mg ( Z =12)
Al ( Z =13)
Si ( Z =14)
P ( Z =15)
2
2
6
2
2
2
6
2
1
2
2
6
2
2
2
2
6
2
3
1s 2s 2p 3s 1s 2s 2p 3s 3p 1s 2s 2p 3s 3p 1s 2s 2p 3s 3p
Tabela Periódica
●
Reflete a configuração eletrônica dos átomos no estado fundamental
–
●
Proposta inicialmente em 1869 por Dimitri Mendeleev arranjava os
átomos de acordo com seu número de massa
–
●
A configuração eletrônica não determina o estado
físico da substância, mas determina suas
propriedades químicas
Atualmente sabe-se que o número atômico é a
grandeza que caracteriza um determinado tipo de
átomo
Reflete a chamada lei periódica
–
As propriedades atômicas se repetem a partir de um
determinado número de elétrons
Algumas propriedades periódicas:
Energia de Ionização
Algumas propriedades periódicas:
Afinidade Eletrônica
Algumas propriedades periódicas: Raio
Iônico
Carga nuclear efetiva
●
Carga positiva efetiva que atua nos elétrons
–
Correção da carga nuclear pelo efeito de blindagem
exercido pelos elétrons mais internos
–
Zef = Z – S
–
A blindagem, S, é calculada segundo uma série de
regras
Tamanho dos íons
A Tabela Periódica
Versão de 1° de maior de 2013
http://www.iupac.org/
Algumas brincadeiras com a tabela periódica
A estrutura atômica pode ser ainda mais
complicada....
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Por que o núcleo atômico não explode?
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Devido a força nuclear forte, que 2000 vezes maior
que a força eletromagnética, originada pelos quarks
e gluons
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O próton é constituído de 3 quarks
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Foi observado a existência das anti-partículas
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Para cada partícula existe uma correspondente antipartícula, de carga elétrica oposta
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Partícula e anti-partícula ao interagirem sofrem o
processo de aniquilação
A estrutura atômica pode ser ainda mais
complicada....
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Foi observado a existência do neutrino
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Inicialmente sua existência foi postulada por Pauli
para salvar o princípio da conservação da massa
–
É uma partícula fundamental sem carga elétrica e a
princípio foi tomado sua massa como nula
O mediador da interação próton nêutron dentro do núcleo foi
observado em aceleradores de partículas – méson π
–
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César Lattes fazia parte deste grupo de pesquisa
Muitas outras partículas fundamentais foram observadas
Sumário do modelo atômico
1) O átomo é divisível e é constituído de núcleo e eletrosfera
2) A organização dos elétrons na eletrosfera é regido pela mecânica
quântica
1) O modelo deve ser interpretado em base probabilística
2) O o modelo do átomo se tornou abstrato
3) Os átomos apresentam uma configuração eletrônica que define um
estado fundamental e sua posição na tabela periódica
1) A tabela periódica é um reflexo das configurações eletrônicas
dos átomos
4) O núcleo é constituído de prótons e nêutrons
1) Estas partículas são constituídas de partículas fundamentais
FIM?
Existem mais coisas entre o céu e a terra do que
sonha a nossa vã filosofia
William Shakespeare