ATOMÍSTICA(1ºEM)

   É o ramo da química que estuda o átomo e suas propriedades.

MODELO ATÔMICO:

MODELOS ATÔMICOS

Dalton

Em 1808, Dalton supôs que a matéria seria composta de minúsculas partículas material indestrutível, mantendo massa e dimensão inalteráveis, sendo então indivisíveis, não podendo ser criado nem destruídos. Ele chamou estas minúsculas partículas de átomos.

Thomson

Em 1898, Thompsom criou seu modelo atômico considerando o átomo como uma esfera carregada positivamente, uniformemente espalhada, envolvida por cargas negativas que seriam os elétrons. Estes elétrons poderiam se mover através da esfera.

Rutherford

Percebeu a dispersão das partículas alfas (a), através de lâminas de metais como o ouro.
Em 1911 Rutherford chega a conclusão, de que o átomo é um vazio e deveria ter uma pequena parte onde se encontraria carga positiva e massa. Denominou-a de núcleo.
Com o transcurso dos anos dos anos, foi confirmada a existência do nêutron por Chadwick.
Então :

É o modelo planetário do átomo

Böhr

Em 1913, Böhr afirmou que o átomo é constituido de um núcleo, onde se encontrariam os prótons e nêutrons e por fora estaria girando os elétrons em camadas ou órbitas circulares, concêntricas, denominadas K,L,M,N,O,P,... e de energia estacionária.
Segunbo Böhr, um elétron não poderia assumir qualquer valor de energia, mas somente determinados valores que correspondem às órbitas permitidas, tendo assim determinados níveis de energia ou camadas energéticas.
Quando um elétron recebe um quantum de energia, ele salta para uma órbita mais energética, ligeiramente mais afastada do núcleo. Dizemos que o elétron realizou um salto quântico e atingiu o estado excitado.
Quando um elétron retorna a uma órbita menos energética, ele perde, na forma de onda eletromagnética, uma quantidade de energia que corresponde à diferença de energia existente entre as órbitas envolvidas.

Sommerfeld

Em 1916, percebeu que as raias estudadas por Böhr eram, na verdade, um conjunto de raias finas.
Como Böhr havia associado cada raia a um nível de energia, Sommerfeld concluiu, então, que um dado nível de energia era constituído, na realidade, por algumas divisões, que ele denominou subníveis de energia., aos quais estavam associadas várias órbitas diferentes, sendo uma dessas órbitas circular e as demais elípticas.
Segundo Böhr, a eletrosfera de um átomo era dividida em níveis de energia. Agora acredita-se que os elétrons se distribuem na eletrosfera em níveis e em suas subdivisões: os subníveis.

Modelo Orbital

Dentro da mesma camada de Böhr, elétrons deveriam tem a mesma energia, mas isso nem sempre é verdade. Daí, nos níveis (camadas) devem existir subníveis (subcamadas).
Böhr imaginava que o elétron era apenas partícula, mas o elétron é partícula e onda (Natureza Dual) conforme De Broglie.
Devido a estes fatos surgiu então, o modelo moderno, da mecânica quântica, o Modelo Orbital, cujos alicerces são:
Quantização da energia (Max Planck)
A Natureza Dual da Matéria (De Broglie)
Princípio da incerteza (Heisenberg)

Teoria da Quantização da Energia

Max Planck

Qualquer energia radiante (ondas eletromagnéticas) não poderiam ter um valor qualquer, porém deveria ser um multiplo inteiro de uma quantidade fundamental chamado Quantum (E).
Planck relacionou a o comprimento de onda com sua frequência: C= l f
sendo que
C =velocidade da luz no vácuo (2,9979250 x 105 km/s) ~ 300000 Km/s
l= comprimento de onda
f= frequência da onda eletromagnética
Chegou a equação da energia
E= hf sendo:
h=constante de Max Planck
f=frequência

Princípio da Incerteza de Heisenberg

É impossível determinar com precisão a posição e a velocidade do elétron ao mesmo tempo.
Então podemos definir:

ORBITAL

Éa região do espaço onde a probabilidade de encontrar o elétron no átomo é máxima.
Em um orbital pode conter no máximo dois elétrons.
A diferença de dois elétrons em um mesmo orbital deve-se a sua rotação.

SPIN

É o movimento de rotação do elétron.
Assim, em função dos dois sentidos de rotação para o elétron, são conhecidos dois valores para o spin: + ½ e - ½.
Princípio de exclusão de Pauli
Em um orbital poderão existir, no máximo, dois elétrons que devem possuir spins contrários.

SUBNÍVEL DE ENERGIA

O fator determinante na colocação do elétron em uma região da eletrosfera é a sua quantidade de energia.
Definição- É o conjunto de orbitais que possuem elétrons com a mesma energia. É o conjunto de orbitais de mesma energia.
Representação dos subníveis:

Subnível s

Possui apenas um orbital que é do tipo s
Pode conter no máximo 2 elétrons
Forma espacial esférica

s

Subnível p

Possui três orbitais do tipo p
Pode conter no máximo 6 elétrons
Na constituição do subnível p, os três orbitais se distribuem no
espaço de tal maneira que formam entre si ângulos de 90°
São representados sobre 3 eixos designados pelas letras X,Y,Z
No cruzamento dos 3 eixos fica o Núcleo.

p

Subnível d

Possui cinco orbitais
Pode conter no máximo 10 elétrons

d

Subnível f

Possui sete orbitais
Pode conter no máximo 14 elétrons

f

Regra de Hund

O preenchimento dos orbitais de um mesmo subnível deve ser feito de modo que tenhamos o maior número possível de elétrons isolados, ou seja, desemparelhados.

Diagrama de Pauling;

O movimento do elétron ao redor do núcleo foi descrito por Schrödinger, em 1927, através de uma equação matemática que relaciona a natureza corpuscular (partícula), a energia, a carga e a massa do elétron.
As soluções numéricas para essa equação, denominados números quânticos, permite que cada elétron seja caracterizado pela sua quantidade de energia.
A caracterização de cada elétron é feita por quatro números quânticos: PRINCIPAL, SECUNDÁRIO, MAGNÉTICO e SPIN.

Número Quântico Principal

É o número primordial na determinação da energia de um elétron. Representa o nível de energia do elétron. Como os elementos conhecidos atualmente contém elétrons até o sétimo nível de energia, utilizaremos apenas estes sete valores do número quântico principal.
n=1,2,3,4,5,6,7

camadas	K	L	M	N	O	P	Q
Número Quântico Principal(n)	1	2	3	4	5	6	7

Número Quântico Secundário ou Azimutal (l)
Conforme demonstrado por Sommerfeld, cada nível de energia é constituído por um ou mais subnível, caracterizados pelos números quânticos secundário e designados pelas letras minúsculas s,p,d,f.
Valores possíveis para l
l=0 n-1

Subníveis	Nº Quântico Azimutal(l)	Número máximo de elétrons 2(2 l+1)
s	l=0	2(2*0+1)=2
p	l=1	2(2*1+1)=6
d	l=2	2(2*2+1)=10
f	l=3	2(2*3+1)=14

O número máximo de elétrons em cada nível é determinado pela expressão 2(2* l+ 1)
s < p < d < f
Números Quânticos Magnéticos (m)
O número quântico magnético informa o orbital em que se encontra o elétron. Ele assumirá valores tantos quantos orbitais possuir o subnível com qual ele se relaciona:

Número Quântico Spin (ms)
Representa a rotação do elétron. No nosso curso adotaremos:
Número quântico spin (ms= -½)
Número quântico spin (ms= +½)

Fonte: http://www.geocities.com/

REPRESENTAÇÃO DE UMA ÁTOMO:

 ONDE:

E...Elemnto químico

Z... Número atômico

A...Número de massa.

Sabe-se que o número atômico corresponde ao número de protons do do núcleo do átomo.

EQUAÇÃO FUNDAMENTAL:

A = Z + N

Onde:

A...NÚMERO DE MASSA

Z...NÚMERO DE PROTONS

N...NÚMERO DE NEUTRONS

Todos os átomos que tem o  mesmo número atômico são átomos iguais.

SEMELHANÇA DE COMPOSIÇÃO:

• ISÓTOPOS:Átomos com o mesmo número de protons,mas com números de massa e neutrons diferentes. 
• ISÓBAROS:Átomos com o mesmo némero de massa,mas com  números de protons e neutro diferentes.
• ISÓTONOS:Átomos com o mesmo número de neutrons,mas com número de protons e massa

diferentes.