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Modelos Atômicos

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by

Ronaldo Sobreiro

on 31 October 2013

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Transcript of Modelos Atômicos

Modelos Atômicos
Noções de Estrutura Atômica
O Modelo Atômico Atual
O Terceiro Modelo Atômico
O Segundo Modelo Atômico
Os Primeiros Modelos Atômicos
Modelo da Mecânica Quântica
Modelo de Rutherford
O Modelo de Thomson
Os Gregos
No século V a.C. (450 a.C.) Leucipo de Mileto juntamente com o seu discípulo Demócrito de Abdera, (400 a.C.) filosofaram sobre a natureza da matéria.
O Primeiro Modelo Científico
John Dalton, que em 1803, propôs uma teoria, chamada de Teoria Atômica de Dalton.
Toda matéria é composta por entidades muito pequenas, os átomos;

Os átomos são indivisíveis e permanentes, não podem ser criados e nem divididos;

O número de átomos na natureza é relativamente pequeno;
As transformações químicas constituem uma combinação, separação ou rearranjo de átomos;

Compostos químicos são formados de dois ou mais elementos em uma razão fixa.
Os elementos são caracterizados por seus átomos.

Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos.

Átomos de elementos diferentes têm propriedades diferentes.

Os átomos se associam para formar todos os materiais existentes;
O segundo modelo atômico proposto foi o modelo atômico de Thomson segundo o qual o átomo seria composto por uma massa positiva incrustada de partículas negativas ( Modelo do Pudim de Passas ).
'
Tubo de Luz

Descoberta do Elétron
Ampolas de Crookes
Rutherford, disse que o átomo era constituído por um núcleo com carga positiva, muito pequeno em relação ao tamanho do átomo, no qual se concentra praticamente toda a massa do átomo.

Ao redor do núcleo localizam-se os elétrons, neutralizando a carga positiva.
Descoberta da Radioatividade
A radiatividade é a emissão espontânea de raios alfa (+), beta (-) e gama do núcleo de átomos como o Urânio e o Polônio
O Modelo de Rutherford-Bohr
Rutherford não explicava todos os fatos, como a estabilidade do átomo.

Entretanto, outro cientista Niels Böhr com seus estudos resolveu alguns problemas e propôs:
1º Postulado: os elétrons descrevem uma órbita circular
ao redor do núcleo, com energia fixa e determinada;
2º Postulado: os elétrons giram nas órbitas estacionárias
e não emitem energia espontaneamente;
3º Postulado: quando um elétron absorve energia ( 1 quantum ) ele salta para uma órbita mais exterior. Mas o elétron tende a voltar à sua órbita original e liberar a energia absorvida em forma de luz ( 1 fóton ) e calor.
Não se admite mais a existência de órbitas, nem circulares nem elípticas, para os elétrons.
Princípio da Incerteza de Heisenberg, segundo o qual:

“ ...é impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron no átomo.”
Número Quântico Principal:

É representado pela letra n, indicando o nível de energia do elétron. Na prática n varia de 1 a 7.

K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
O número máximo de elétrons em cada nível de energia é igual a 2n2.
Teórico Conhecido
1º nível 2 2
2º nível 8 8
3º nível 18 18
4º nível 32 32
5º nível 50 32
6º nível 72 18
7º nível 98 4
A localização do elétron pode ser feita pelos números quânticos: principal, secundário, magnético e spin.
Número Quântico Secundário ( Azimutal ):

É representado pela letra “l”, indicando o subnível de energia do elétron. Os valores de “l” são números inteiros que teoricamente variam de 0 a ( n-1 ), mas na prática conhecem-se apenas 4 valores:

l = 0 – subnível s
l = 1 – subnível p
l = 2 – subnível d
l = 3 – subnível f
Princípio de Exclusão de Pauli:

“Num átomo não existem 2 elétrons com seus 4 números quânticos iguais.”
Princípio de Hund:

“Sempre que possível, os elétrons de um mesmo subnível ficam desemparelhados.”
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