Prof Gian QG 2021 Estrutura Atômica

Prévia do material em texto

Prof. Dr. Giancarlo Belmonte
Estrutura Atômica
Átomos, Moléculas e Íons 
1
Matéria:
Sólido 
Líquido 
Gasoso 
é tudo que tem massa e ocupa espaço.
Microscópio eletrônico 
de transmissão
Nanopartículas de ouro
2
Modelo de Dalton (1803)
Modelos Atômicos 
Toda matéria é composta de partículas esféricas, indivisíveis e indestrutíveis chamadas de átomos;
Átomos de um dado elemento são iguais e possuem massa e peso característicos;
Átomos de elementos diferentes possuem massa diferentes;
 Numa transformação química (reação) os átomos são rearranjados, originando novas substâncias.
3
Dalton
O Átomo pode ser imaginado como uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível e indivisível.
CONCLUSÕES DE DALTON
O Átomo 
Ausência dos elétrons
Ausência do núcleo (prótons, nêutrons)
Ausência dos orbitais e níveis de energia.
Deficiência do Modelo de Dalton
4
Modelo de Thomson (1803)
Tubos de Raios Catódicos
J.T. Thomson descobriu que os raios catódicos migravam do cátodo (polo negativo) para o ânodo (polo positivo).
Tem sempre a mesma carga suas propriedades independem do material que constitui o cátodo, portanto elas estão presentes em toda matéria
Conclusão: os átomos possuem uma partícula com carga negativa → elétrons 
Millikan determinou a massa = 
Mais tarde ele descobre que os raios catódicos tinham carga e eram desviados pelo campo magnético.
Thomson
5
Não explicava a estabilidade eletrostática do átomo, uma vez que um número muito grande de partículas negativas próximas umas das outras levaria a uma repulsão eletrostática elevada.
Ausência do núcleo.
Ausência dos orbitais e níveis de energia.
Deficiência do modelo de Thomson 
Modelo Atômico de Thomson 
6
Os átomos continham elétrons e prótons;
Eram eletricamente nêutros;
Como as partículas estavam distribuídas?
Modelo de Rutherford
Rutherford
(1911)
O experimento de Rutherford:
7
Descoberta das partículas subatômicas:
Os elétrons e os prótons constituem a matéria.
A	neutralidade da matéria se deve à mesma quantidade de prótons e elétrons.
Não se sabia com precisão como os elétrons e os prótons interagiam entre si e suas localizações no interior do átomo.
	Partícula	Massa	Carga
	Elétron	9,10 x 10–28 g	– 1,6 x 10–19 C
	Próton	1,67 x 10–24 g	+ 1,6 x 10–19 C
8
Considerações:
Maior parte da massa do átomo e toda sua carga positiva se encontram
no núcleo;
O núcleo é muito pequeno e denso;
A maior parte do volume do átomo é espaço vazio, no qual os elétrons
movem-se ao redor do núcleo → eletrosfera.
+
-
Elétrons estáticos
-
+
Elétrons em movimento
Deficiência do modelo de Rutherford:
O átomo de hidrogênio tem apenas um próton, enquanto que o átomo de hélio possui 2 prótons, porém sua massa é 4 vezes maior que a do hidrogênio.
Possivelmente outra partícula compõe a estrutura do átomo.
Colapso do átomo 
9
9
Chadwick:
Bombardeou uma folha de berílio com partículas α
Identificou uma nova partícula → nêutron
A massa do nêutron é semelhante à de um próton mas não possui carga elétrica;
Com essa partícula foi possível justificar a diferença de massa entre o He e o H;
James Chadwick 
Berílio
Fonte de radiação
Carbono
Nêutron
Partícula α
10
Todos os átomos são constituídos das mesmas partículas subatômicas: prótons, nêutrons e elétrons.
A matéria geralmente é neutra em carga, pois o n° de prótons e elétrons presentes são iguais.
O átomo:
Prótons 
(carga positiva)
m = 1,6 x 10-24 g
Nêutrons 
(não possuem carga)
m = 1,6 x 10-24 g
Elétrons
(carga negativa)
m = 9,1 x 10-28g 
11
Se todos os átomos são constituídos das mesmas partículas subatômicas, o que torna os átomos de um elemento diferentes dos de outros elementos?
Elementos Químicos
A identidade de um átomo é determinada pelo número de prótons
Número atômico (Z): identidade de um elemento (RG).
Tabela Periódica
O número das partículas.
Elemento químico: conjunto de átomos de com mesmo Z.
Símbolo dos elementos:
K, H, C, N, O, F...
12
São dois ou mais átomos do mesmo elemento químico que apresentam o mesmo número atômico (Z), mas diferem no número de massa (A).
Isótopos e Números Atômicos
Isótopos:
Como sabemos, o núcleo de um átomo contém
prótons + nêutrons
A = número de massa
Z = número atômico 
X = símbolo do elemento
Representação:
Número de Massa (A) 
13
Exercicios de número de massa
13
99,9 %
0,015 %
≈ 0,001 %
98,93 %
1,07 %
> 0,01 %
99,7 %
0,04 %
> 0,02 %
Isótopos e Números Atômicos
 = prótio
 = deutério
 = trítio
 = carbono-12
 = carbono-13
 = carbono-14
 = oxigênio-16
 = oxigênio-17
 = oxigênio-18
Nomenclatura de Isótopos 
14
15
Um átomo constituído de 17 elétrons e 19 nêutrons apresenta, respectivamente, número atômico (Z) e número de massa (A) iguais a:
 Qual destes átomos tem maior número de nêutrons em seu núcleo?
	a) 148Eu b) 157Dy
Massa Atômica 
A massa de um átomo, é conhecida como massa atômica e é normalmente expressa pela unidade extremamente pequena chamada de unidade de massa atômica (u/uma).
“Uma unidade de massa atômica é 1/12 avos da massa do isótopo de carbono mais comum” ( )
1 u = 1,66054 x 10-24 g
Ex.:
Massa atômica média (m.a.m): 
A massa atômica relativa é dada pela média do número de massa dos isótopos 
e suas abundâncias.
m.
Ex.:
98,93%
1,07%
m.
16
Espectrometria de massa
Técnica que separa partículas de acordo com a sua massa
Massa Atômica
17
Os átomos em seus estados padrão possuem números iguais de prótons e elétrons.
e– = p+
Se houver a remoção de um ou mais elétrons, forma-se um cátion;
e– < p+
Se houver a adição de um ou mais elétrons, forma-se um ânion.
e– > p+
Átomos e Íons
Átomo de Na (fundamental)
11 prótons (+11)
11 elétrons (-11)
Carga: 0
Cátion Na+
11 prótons (+11)
10 elétrons (-10)
Carga: +1
Átomo de Cl (fundamental)
17 prótons (+17)
17 elétrons (-17)
Carga: 0
Ânion Cl–
prótons (+17)
elétrons (-18)
Carga: -1
18
Átomo: é a menor amostra representativa de um elemento.
Elemento:	conjunto de átomos com mesmo Z. 
(substâncias que não podem ser decompostas em outras mais simples).
Moléculas
Molécula: é a reunião de dois ou mais átomos ligados entre si (covalente).
Átomos idênticos 
Átomos de diferentes elementos
→ Molécula Homonuclear 
→ Molécula Heteronuclear 
O2
H2O
Ex.: 
19
Fórmulas químicas: símbolos químicos são usados para representar os átomos dos elementos que compõem um composto.
Fórmula molecular: quantidade real de cada átomo na molécula
Ex.:
	H2O, C6H12O6, H2SO4, CH3CH2OH, (CH3)3COH, 	CoCl2.6H2O
H, O, Na, Cl, S, Fe, Au...
Em uma fórmula, o número de átomos ou grupos atômicos idênticos deve ser indicado por um numeral arábico, subscrito à direita do símbolo correspondente
H2O, C6H12O6, H2SO4
20
A ordem de citação dos átomos dos respectivos elementos é dada pelos valores de eletronegatividades.
Os elementos menos eletronegativos (maior caráter metálico) são indicados primeiros em seguida os elementos mais eletronegativos.
Fórmulas químicas
No caso de três ou mais elementos, primeiro os menos eletronegativos - em seguida ordem alfabética dos símbolos.
H2O, CaCl2
Massa Molecular: soma das massas individuais dos átomos que 
constituem a molécula. 
21
21
H2O
Não-metal
CO
2
Não-metal
Não-metal
Não-metal
A maioria das substâncias moleculares contém apenas 
não-metais
Moléculas!
Composto é iônico →
Composto iônico!
NaCl
Metal (positivo)
Não-metal (negativo)
Fórmula unitária
NaCl, MgCl2, CaF2
22
1) Quais destes compostos você espera que sejam iônicos: N2O, NaF, CaCl2, SF4. Por quê?
Os compostos iônicos contêm íons positivos (cátions) e negativos (ânions).
Compostos Iônicos: 
Compostos iônicos são neutros.
A fórmula de um composto iônico reflete a menor proporção de números inteiros entre íons.
NaCl
Em uma fórmula química somatório das cargas dos íons positivos deve ser igual à soma das cargas dos íons negativos.
23
As	cargas	iônicas	devem	ser	indicadas	por	meio	de	números seguidos pelos respectivos sinais (+ ou –).
Fórmulas de íons: 
n+
Xy
2+
Zn	
2–
SO4
Compostos Iônicos24
Carga dos Íons 
1
13
2
14
15
16
17
Carga variável 
Monopositivos (X+1) 
Dipositivos (X+2) 
Monovalentes (X-1) 
Bivalentes (X-2) 
H→ H+ ou H−1
O→ O−2 ou O−1
Al→ Al+3 Tripositivo 
S→ S2− Bivalente 
N→ N3− Trivalente 
Na→ Na+ Monopositivo 
Ca→ Ca2+ Dipositivo 
F→ F − Monovalente 
25
Nome do metal → íon + carga do íon em n° romanos (Sistema Stock) 
	Metal	Íon	Nome	Nome “antigo”
	Cromo	Cr2+	Cromo(II)	Íon cromoso 
		Cr3+	Cromo(III)	Íon crômico
	Ferro	Fe2+	Ferro(II)	Íon ferroso 
		Fe3+	Ferro(III)	Íon férrico
	Cobalto	Co2+	Cobalto(II)	Íon cobaltoso 
		Co3+	Cobalto(III)	Íon cobáltico 
Nomenclatura de Cátions 
26
Exercicio Cobre, chumbo...
26
	Elemento	Símbolo do Íon	Nome do Ânion
	Flúor	F-	Fluoreto 
	Cloro	Cl-	Cloreto 
	Iodo	I-	Iodeto 
	Oxigênio	O2-	Óxido
	Enxofre	S2-	Sulfeto
	Nitrogênio	N3-	Nitreto
	Fósforo	P3-	Fosfeto 
*Geralmente os ânions recebem a sufixo eto
*Há exceções! 
Nomenclatura de Ânions 
27
Nomenclatura de Ânions Poliatômicos 
	Símbolo do Ânion	Nome do Ânion 
	CH3COO-	Íon acetato
	CO32-	Íon carbonato
	SO42-	Íon sulfato
	PO43-	Íon fosfato
	NO3-	Íon nitrato
	NO2-	Íon nitrito 
	ClO4-	Íon clorato
	ClO2-	Íon clorito
	OH-	Íon hidróxido 
Menos um O
Menos um O
*Geralmente os ânions recebem a sufixo ato
*Há exceções! 
28
Fórmula/Nomenclatura de Compostos Iônicos 
Cl-
Na+
NaCl
O2-
Mg2+
MgO
Cl
Al
AlCl3
3+
−
Fórmula:
Cloreto de sódio 
Óxido de magnésio
Cloreto de alumínio
29
Nomenclatura: nome do ânion + de nome do cátion
Cátion + Ânion
Fórmula unitária:
Compostos contendo um metal que forma cátions com mais de um tipo de carga (valência).
Nome do composto: ânion + de + cátion(I; II...)
Sistema Stock: uso de algarismos romanos para indicar a carga do cátion.
CoCl2
 CoCl3
Fe2O3
Cloreto de cobalto(II) 
Fórmula/Nomenclatura de Compostos Iônicos 
30
Utilize as regras de nomenclatura para nomear os seguintes compostos iônicos:
a)TeCl4 b)Mn3(PO4)2 c)FeCl3 e) FeO
Óxido de ferro(III)
Cloreto de cobalto(III)
Fórmula: não metal (menos eletronegativo) + não metal
PCl3
Nomenclatura:
prefixo + nome não metal (-eto) + de + prefixo + não metal menos eletronegativo
PCl3
P4S3
Prefixos: 
mono = 1 
di = 2
tri = 3
tetra = 4
penta = 5...
Fórmula/Nomenclatura de Compostos Moleculares 
31
P4S3
SF6
PCl5
IBr
PCl5
Energia cinética
(Movimento) 
Energia potencial
(Armazenada)
Transferência entre objetos
A energia pode ser transferida na forma de luz (radiação eletromagnética).
Radiação eletromagnética:
32
Evolução do Modelo Atômico 
Ondas eletromagnéticas
λ = distância entre dois picos comprimento de onda 
SI = metros (m)
ν = ciclos “oscilações completas”
por segundo (frequência)
SI = Hertz (Hz) = s-1
A
Velocidade da Onda eletromagnética (c ) :
c = ν . λ
No SI a velocidade luz no vácuo (c) = 2,997 x 108 m/s 
33
Maior frequência 
Exercicios de comprimento de onda
33
Radiação de Corpos Negros/ Efeito fotoelétrico:
2000 K
4000 K
6000 K
Radiação de corpos quentes 
Max Planck 
Radiação incidente
Superfície 
Carregada +
Efeito fotoelétrico 
Einstein
Elétrons ejetados
Os elétrons assim como a radiação hora se comportam como onda, hora como partícula .
Dualidade onda/partícula do elétron
Quantum → Fóton → menor quantidade de energia que pode ser emitida (ou absorvida) na forma de radiação eletromagnética.
Dualidade onda/partícula do elétron
34
Espectro eletromagnético vs. transições eletrônicas 
Absorção de energia (hν)
Emissão de energia (hν)
Espectro eletromagnético
Átomo de Niels Bohr → Átomo de Hidrogênio
O elétron circula em torno do núcleo em orbitas (níveis de energia→ n° quântico (n)); 
As raias do espectros corresponde aos níveis de energia permitidas;
O elétron pode mudar de uma orbita para outra pela emissão ou absorção de energia;
n =1
n =2
n =3
35
Limitações do modelo de Bohr
O modelo é válido apenas para átomos hidrogenóides, ou seja, com apenas um elétron.
Não foi capaz de explicar o espectro de outros elementos.
Explicou o espectro do hidrogênio.
Introduziu o conceito de número quântico para identificar as órbitas eletrônicas.
Sucesso do modelo de Bohr
36
Repulsão eletrostática 
Átomo de Schrödinger
Mecânica quântica/mecânica ondulatória 
Erwin
Schrödinger 
Equação de Schrödinger:
Ĥ → operador Hamiltoniano;
ψ(x) → função de onda em questão;
E → energia da partícula 
Descreve o comportamento do elétron no átomo
ORBITAL ATÔMICO
Números quânticos
n → número quântico principal
ℓ → número quântico de momento angular (azimutal)
mℓ → número quântico magnético
37
É o fator primário na determinação da energia do elétron;
n pode variar de 1, 2, 3 ao ∞;
Número quântico principal n
1s
2s
3s
Define o tamanho de um orbital;
Quanto maior for o valor de n, maior é o orbital e maior é a distância média entre o elétron e o núcleo;
Elétrons com o mesmo valor de n ocupam o mesmo nível eletrônico
38
1
2
3
4
5
6
7...
níveis de energia →
subniveis de energia 
Número quântico momento angular ℓ
Número quântico momento angular ℓ→ subnível de energia → forma do orbital 
Orbital Atômico
níveis de energia
1,2,3,4,5,6,7... 
subniveis de energia 
s, p, d, f...
endereço do elétron
39
Forma dos Orbitais:
s
Orbitais s
1s
2s
3s
Orbitais p
Esféricos 
Halteres 
40
Orbitais d
Orbitais f
41
Os valores de “ℓ” são dependentes do valor de “n”, ou seja, para cada valor de “n” há alguns valores possíveis para “ℓ”.
Número quântico de momento angular ℓ
	Valor de ℓ	Orbital
	0	s
	1	p
	2	d
	3	f
	Valor de n	Valor de ℓ
	1	(n-1) → 0 
	2	1 
	3	2 
	4	 3 
	5	4 
	n	...(n-1)
𝒔 < p < d < f 
Energia dos subniveis 
42
Possíveis valores de ℓ→ ℓ= 0 até (n-1)
ℓ → define também o número máximo de orbitais em cada subnível → 2ℓ + 1.
	Valor de l	N° de orbitais
	0 → s 	2l+1→ 1
	1→ p	2l+1→ 3
	2→ d	2l+1→ 5
	3 → f	2l+1→ 7
	4 → g...	2l+1→ 9...
2e-
6e-
10e-
14e-
Número quântico de momento angular ℓ
Cada orbital possui a capacidade de acomodar 2 elétrons.
	Número de elétrons
	2 e-
	6 e-
	10 e-
	14 e-
	18 e-
43
Número quântico de momento magnético mℓ
Está relacionado à orientação espacial dos orbitais;
Este número quântico especifica em qual orbital o elétron se encontra.
Orbital px
Orbital py
Orbital pz
Orbital px
Orbital py
Orbital pz
Os valores de ml são limitados pelo valor de “l”, variando de +l à -l.
44
Para um determinado subnível (l), há 2ℓ+1 valores de mℓ;
Se l = 0 → +0 a –0 → 2l+1 → ml = 1→ 0
Número quântico de momento magnético mℓ
Se l = 1 → +1, 0, -1→ ml = 3 → +1, 0, - 1
Se l = 2 → +2,+1, 0, -1,-2 → ml = 5 → +2, +1, 0, -1, -2
45
+l à -l
Se l = 3 → +3,+2,+1, 0, -1,-2,-3→ ml = +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3
Número quântico de spin (ms)
ms → Indica o sentido da rotação do elétron.
Valores possíveis permitidos
Horário 
Anti-horário 
46
H→ Z = 1 
1s1
He→ Z = 2 
1s2
C → Z = 6 
1s2 2s2 2p2
Número Atômico ( Z) e a Distribuição Eletrônica:
47
Diagrama de Pauli
Princípio da exclusão de Pauli: não há dois elétrons em um mesmo átomo com valores idênticos de seus quatro números quânticos.
Suponha que dois elétrons ocupem o orbital 1s de um átomo:
Elétron 1: n = 1; l = 0; ml = 0; ms = + 1/2
Elétron 2: n = 1; l = 0; ml = 0; ms = − 1/2 
N° de elétrons
Subnível de energia “l” (orbital)
Nível de energia
	(n)
1s2 →
Distribuição correta
48
Configurações Eletrônicas 
Regra de Hund/Máxima Multiplicidade:
Em um mesmo subnível, os orbitais são ocupados de forma a obter o maior número de elétrons desemparelhados 
Nenhum dos três arranjos viola o princípio de Pauli
px
 py
 pz
px
 py
 pz
px
 py
 pz
Menor energia
49
Configurações Eletrônicas 
Elétron 1: n = 2; l = 1; ml = +1; ms = + 1/2
Elétron 2: n = 2; l = 1; ml = 0; ms = + 1/2
+1
 0
 -1
As	propriedades químicas dos	elementos se devem aos elétrons no nível mais externo → nível/camada de valência
 
Nível/Camada de valência → maior valor n
50
1- Faça a distribuição eletrônica dos átomos abaixo e encontre os números quânticos (n, l, ml e ms) do último elétron do nível de valência (o primeiro elétron a ocupar o orbital tem ms= ↑ = +1/2) 
a) P (Z = 15) 
b) Fe (Z = 26)
51