Evolução dos Modelos Atômicos

Evolução dos Modelos Atômicos

1. Leucipo e Democrito

   • Grécia
     • Teorias da origem do universo
       • Partículas indivisíveis
         • Partículas elementares minúsculas
         • Forma varia de acordo com a substância
         • Eternas
   • 400 a.C.

2. Dalton

   • Primeira teoria atômica
     • Bola de bilhar
       • Formato esférico
       • Indivisível e indestrutível
       • Elemento é um conjunto de átomos
       • Átomos do mesmo elemento são idênticos
   • 1803

3. Thomson

   • 1897
   • Pudim de passa
     • Experimento com raios catódicos
       • Partículas subatômicas
       • Carga positiva e negativa no átomo
         • Carga negativa (elétron)
           • Massa = 1,76x10^8
       • Explicou a existência de metais, não-metais, emissão de luz pelos elétrons excitados e materiais radioativos

4. Rutherford

   • 1911
   • Sistema planetário
     • Átomo descontinuo (com duas regiões)
     • Núcleo (centro atômico)
       • Partículas carregadas positivamente com grande massa (próton)
     • Eletrosfera (região em torno do núcleo)
       • Partículas carregadas negativamente de pequena massa (elétron)
     • Átomo eletricamente neutro
       • Carga de prótons e elétrons são equivalentes

5. Bohr

   • 1913
   • camadas de energia
     • movimento do elétron ao redor do núcleo
     • órbitas circulares com energia constante e determinada
     • movimentação dos elétrons na mesma camada sem absorção ou emissão de energia
       • Elétrons excitados podem saltar para uma órbita mais energética
         • emitem a energia absorvida ao voltarem
     • Estados de energia quantizados
       • Espectro de emissão
       • E=(-2,18x10^-18 J)x(1/n2)
         • n representa o número quântico principal
           • Associado ao nível energético

6. E. Schrödinger

   • 1887
   • Modelo atômico quântico
     • HΨ(função de onda) = EΨ(energia associada)
     • Solução da equação descreve o orbital (espaço com maior probabilidade de se encontrar um elétron)
       • Ψ=fn(n,l,ml,ms)
         • O número quântico principal n
           • Mesmo usado por Bohr
           • Quanto maior o n, maior o orbital
         • Número quântico azimutal l
           • Depende de n
             • Quanto maior o n , a órbita s fica maior
               • aumenta o número de nós
                 • Probabilidade 0 de encontrar elétrons
           • representa a forma espacial das subcamadas
           • Seu valor varia de 0 a n-1
             • l=0 é s, l=1 é p, l=2 é d, l=3 é f
         • Número quântico magnético ml
           • Depende do valor de l
             • Valores de -l e +l
         • Número quântico spin ms
           • desdobramento das linhas espectrais dos átomos quando submetidos a um campo magnético
           • o elétron de comporta com uma rotação (spin) entorno do próprio eixo

7. Sommerfeld

   • 1916
   • Explicar a estrutura fina do espectro do átomo
     • Movimento elíptico dos elétrons
       • Indicou o segundo número quântico l
     • Camadas formadas por subcamadas

8. Chadwick

   • Descoberta do nêutron
     • Teoria de Rutherford
       • Ligação entre próton e elétron
     • Grande massa e carga 0
   • 1932