ESTRUTURA ATÔMICA -quimica geral CEAD UFPI (1)

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Licenciatura em Ciências da Natureza
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
UNIVERSIDADE ABERTA DO BRASIL 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ – UFPI
Janeiro de 2021
Estrutura atômica
Professora: Anna Luiza Bizerra de Brito
Disciplina: Química Geral
Tabela Periódica;
Ligações químicas;
Forças intermoleculares;
Polaridades das ligações.
2 IMPORTÂNCIA
Leucipo: Idéia de Átomo;
Demócrito: usou a palavra átomo
para designar a partícula indivisível da
matéria;
Platão e Aristóteles: opuseram-se a
idéia da existência do átomo.
3 ASPECTOS HISTÓRICOS
DALTON: Em 1803, propôs o primeiro modelo
atômico que ficou conhecido como “bola de
bilhar”. Toda matéria seria formada de
partículas maciças, indivisíveis e indestrutíveis
que, ao se combinarem, provocavam as
reações químicas. O modelo não levava em
consideração a existência de cargas nos
átomos.
4 Modelos Atômicos
 POSTULADOS DE DALTON:
 1) Toda matéria é constituída de átomos, indivisíveis e
indestrutíveis;
 2) Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos
em massa e em todas as outras propriedades;
 3) Os compostos se formam pela combinação de duas ou
mais espécies diferentes de átomos. Esta combinação
ocorre na razão de números inteiros e pequenos;
 4) Os átomos são unidades de transformações químicas.
Uma reação química envolve apenas combinação,
separação e rearranjo de átomos.
5 Modelos Atômicos
6
 1887: Thomson fez uma série de experimentos usando as
ampolas de crookes: gases sob baixíssimas pressões (0,01
atm) e com diferença de potencial de 20.000 volts.
 Os raios catódicos possuem as seguintes propriedades
principais:
 1) Propagam-se em linha reta;
 2) Possuem massa;
 3) Possuem carga elétrica negativa.
Modelos Atômicos
THOMSON: Estudos com eletricidade, que se
desenvolveram ao longo do século 19, puseram
em xeque a proposta de Dalton. Até que em 1897,
Joseph Thomson propôs o modelo atômico
conhecido como “pudim de passas”. Segundo ele,
o átomo seria uma esfera uniforme de carga
positiva repleta de pequenas partículas negativas.
A interação entre essas cargas garantia o caráter
neutro do átomo.
7 Modelos Atômicos
 Descoberta do Próton: (1886) Goldstein 
descobriu os raios canais ou raios anódicos.
8 Modelos Atômicos
9
RUTHERFORD: Foi o primeiro a propor uma visão
não maciça do átomo (1910), constituído por um
núcleo formado por prótons, de carga positiva, e
uma espécie de nuvem de elétrons (negativos) ao
redor desse núcleo.
Chadwick
Modelos Atômicos
10 Rutherford
11
 RUTHERFORD:
 O átomo contém imensos espaços vazios;
 No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e
denso;
 O núcleo do átomo possui uma carga positiva;
 Para equilibrar a carga positiva existem elétrons ao redor do
núcleo na região denominada de eletrosfera;
 O raio do núcleo é cerca de 10.000 a 100.000 vezes menor
do que o raio do átomo.
Modelos Atômicos
BOHR: Explicação do átomo baseado na luz
emitida por alguns elementos quando aquecidos e
depois quando voltam ao seu estado fundamental.
12 Modelos Atômicos
• As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos
elétrons entre os estados de energia no átomo.
BOHR: O átomo é formado por um núcleo e níveis
de energia quantizada (onde estão os elétrons).
14 Modelos Atômicos
15 BOHR
16 BOHR
 Utilizando os conceitos desenvolvidos por Planck e Einstein de que a luz
consistia de quantidade de energia, Bohr propôs que os elétrons também
possuíam quantidades fixas de energia localizadas em posições fixas ao
redor do núcleo atômico – as órbitas.
 O elétron move-se em órbitas circulares em torno do núcleo do átomo;
 Quando o elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve uma
quantidade de energia, definidas quantum de energia;
 Os átomos possuem regiões (órbitas) específicas disponíveis para
acomodar seus elétrons – as chamadas camadas eletrônicas
Química Geral
17 BOHR
18
19
Falhas do modelo
 Considera que os elétrons possuíam órbitas bem
definidas ao redor do núcleo
 Seu modelo aplicava-se apenas ao átomo de
hidrogênio
 Não considerou efeitos como a repulsão eletrônica
20
21
•O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de
partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição,
a direção do movimento e a velocidade simultaneamente.
•Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua
posição simultaneamente.
•Quanto mais aumentarmos a precisão acerca da posição de um
elétron, mais diminuimos a certeza acerca da velocidade
(momento) e vice versa.
O princípio da incerteza
• A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a
interação da radiação com a matéria.
• A radiação eletromagnética se movimenta através do vácuo com
uma velocidade de 3,00 x 108 m/s.
• Por exemplo: a radiação visível tem comprimentos de onda entre
400 nm (violeta) e 750 nm (vermelho).
Natureza ondulatória da luz
Espectro eletromagnético
24
CARGA MASSA
P + 1 1 u
N 0 1 u
é - 1 1/1836 u
Número atômico (Z): quantidade de prótons.
Z = P = é
Número de massa (A): a soma das partículas
que constitui o átomo.
A = Z + N + é
A = Z + N
Características das partículas
25
 REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO:
 ÍONS: São átomos que ganharam ou perderam elétrons.
Características das partículas
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 ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.
 ISÓBAROS: mesmo número de massa.
 ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
 ISOELETRÔNICOS: mesmo número de elétrons.
Características das partículas
• TRÊS números quânticos:
1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida
que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais
distante do núcleo.
2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do
valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1.
Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3).
Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.
3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l.
O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a
orientação do orbital no espaço.
Orbitais e Números Quânticos
Números Quânticos
Códigos matemáticos associados à energia do 
elétron Caracterização do 
elétron
Principal = tamanho
Secundário = forma
Magnético=orientação
Spin = direção do 
elétron no espaço
Princípio da exclusão de 
Pauli: no mesmo átomo, 
não existem 2 elétrons
com os mesmos números 
quânticos
Indica a energia do elétron
K
n=
1
núcleo
L M N
n=
2
n=
3
n=
4
n= 1, 2, 3, ....7
Número Quântico principal (n)
Indica a energia do orbital
Núcleo
n= 1, 2, 3, 
....7
➔Quanto maior o valor do n maior é a energia do orbital
Número máximo de elétrons
Equação de Rydberg
X= 2n2
Onde
X= número máximo de elétrons
n = número quântico principal
Exemplo: para o nível 3, temos:
N = 2.(n)2→ N = 2.(3)2 → N= 2.9 = 18
Então, para o nível de n=3, comporta no máximo 18 
elétrons
K 2
L 8
M 18
N 32
O 32
P 18
Q 8
Número Quântico principal (n)
Número Quântico secundário (l) ou azimutal
➔Cada nível de energia é constituído por um ou mais 
subníveis
➔Designação dos subníveis: s, p, d, f 
➔Número quântico secundário (l) pode assumir qualquer 
valor inteiro entre 0 e (n-1)
➔Quando n = 1, há apenas um valor possível para l: 
(0)zero. 
➔No primeiro nível de energia, só existe um subnível: o 
subnível s
➔Quando n = 2, há dois valores possíveis para l: 0 e 
1 
➔Então, no segundo nível de energia existem dois subníveis
s e p.
Generalizando para os outros valores de l, temos:
➔Uma observação experimental → subníveis do mesmo 
nível têm energias diferentes.
Ou seja,
Seus subníveis sempre aumentam de energia
s < p < d < f
Orbitais e suas energias
Para um número quântico principal n, teremos n subníveis possíveis.
Generalizando para outros valores de n, temos:
Número Quântico secundário (l)
Número Quântico secundário (l)
➔Número máximo de elétronsem cada 
subnível
Nelétrons=2(2l + 1)
➔Por exemplo, para o subnível s, onde l = 
0, temos:
2. (2l + 1) = 2
➔Portanto, 2 elétrons são permitidos para
o subnível s.
Número Quântico magnético 
(m ou ml)
➔Indica a orientação dos orbitais no
espaço
➔Para cada orbital, temos um determinado
número quântico magnético
m = -l, .....0......+l
Número Quântico magnético 
(m ou ml)
3
Número Quântico spin (s ou ms)
➔Diferencia os elétrons de um mesmo orbital de 
acordo com sua rotação
s
+1/
2
-1/2
• Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para
produzir um diagrama de Aufbau.
• Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para um sistema de
um só elétron.
• À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de
energia torna-se menor.
40 Números quânticos
Vejamos alguns exemplos de distribuição com a
atribuição dos quatro números quânticos ao elétron de
maior energia:
41
→ orbital é esférico
→mais baixa energia
Suporta no máximo 2 elétrons
Orbital s
• Todos os orbitais s são esféricos.
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se
encontrar um elétron é zero.
• Em um nó, 2 = 0
• Para um orbital s, o número de nós é n-1.
Orbital s
• Existem três orbitais p, px, py, e pz. 
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um 
sistema cartesiano. 
• As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1.
• Os orbitais têm a forma de halteres. 
• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
Orbital p
Suporta no máximo 6 elétrons
Orbital p
Orbital p
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
• Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos
x-, y- e z.
• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo
dos eixos x-, y- e z.
• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
Orbital d e f
• Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número
quântico de rotação +-½.
• O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a
mesma série de 4 números quânticos.
Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.
Spin eletrônico e o princípio 
da exclusão de Pauli
Proposta por Linus Pauling- químico quântico
Número quântico principal Número quântico
secundário
Relação
Níveis de Energia → Subníveis de
Energia
(n) (l)
Representação esquemática da 
distribuição dos elétrons de um 
átomo de um determinado 
elemento
Distribuição 
eletrônica
Relação Direta entre níveis e subníveis
Por exemplo:
2p
Nível Subnível
Distribuição eletrônica
Pauling também estabeleceu que:
➔Energia de cada subnível é dada pela soma do número
quântico principal (n) com o número quântico secundário (l)
E = n + l
Distribuição eletrônica
Subnível 3d mais 
energético que 4s
Distribuição eletrônica
➔Efetuando a soma de E = n+l para todos os subníveis 
conhecidos, temos a ordem energética:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d
Distribuição eletrônica
➔Pode-se, então, fazer a distribuição eletrônica a 
partir do número atômico do elemento:
n sxnível
subnível s
Número de elétrons 
existentes no subnível
Exemplo: Átomo de Hidrogênio
1H → 1s
1
Nível 1 subnível s Apenas 1 elétron
Distribuição eletrônica
➔Íons são formados de átomos por ganho ou perda de
elétrons. (Ocorre sempre na camada de valência)
➔Cátions ou íons positivos
Formado pela perda de elétrons
Exemplo: 11Na
Config. Eletrônica (CE): 1s2 2s2 2p6 3s1
Perda de 1 elétron (Na+)
Config. Eletrônica: 1s2 2s2 2p6
Distribuição eletrônica de íons
➔Ânions ou íons negativos
Formado pelo ganho de elétrons
Exemplo: 16S
CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Ganho de 2 elétrons (S2-)
CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Distribuição eletrônica de íons
De acordo com o princípio da Incerteza de
Heisemberg, não se pode afirmar que exista uma
órbita definida para o elétron. O mais adequado é
considerar que existam regiões, denominadas
orbitais, em torno do núcleo.
Relembrando....
Região de maior probabilidade de se encontrar o 
elétron no átomo
Distribuição eletrônica de íons
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1°) Em um determinado estado, os três números quânticos do
elétron de um átomo de hidrogênio são n = 4, l = 2 e ml = –1. Em
que tipo de orbital esse elétron está localizado?
2°) Em um determinado estado, os três números quânticos do
elétron de um átomo de hidrogênio são n = 3, l = 1 e ml = –1. Em
que tipo de orbital esse elétron está localizado?
➢ BROWN, T. L., LEMAY, H., Eugene, JR., Bruce. Química: a 
ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
➢ KOTZ, J. C., TREICHEL, P. Química e reações Químicas. 6 
ed. Rio de Janeiro: Pioneiro Thomson Learnin, vol. 1, 2005.
➢ RUSSEL, J. B. Química Geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 
vol. 1, 1994.
60 Referências