QUÍM 1 - Estrutura atômica dos átomos hidrogenóides

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Estrutura atômica dos 
átomos hidrogenóides 
Hemerson Nascimento 
 Leucipo (450 a.C): A matéria pode ser dividida em partículas cada vez 
menores. 
 Demócrito (400 a.C): Denominação átomo para a menor partícula 
da matéria. 
 Boyle (1661): Autor do livro “Sceptical chemist” (O químico cético), no 
qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com 
base experimental. 
 Dalton (1808): Primeiro modelo atômico com 
 base experimental. O átomo é uma partícula 
 maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897. 
 Faraday (1834): Estudo quantitativo de eletrólise, 
 do qual surgiu a ideia da eletricidade nos átomos. 
Modelos atômicos — cronologia 
Modelos atômicos — cronologia 
 Faraday (1834): Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual 
surgiu a ideia da eletricidade associada aos átomos. 
 (1859): Primeiras experiências de descargas elétricas em gases à 
pressão reduzida. Descoberta dos raios catódicos. 
 Stoney (1874): Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos 
em quantidades discretas. Primeira ideia de quantização da carga 
elétrica. 
 Thomson (1897): Descargas elétricas em vácuo 
levaram à descoberta do elétron. O átomo seria 
uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria 
formado por uma geleia com carga positiva, na 
qual estariam incrustados os elétrons (modelo do 
pudim de passas). Determinação da relação 
carga-massa do elétron. 
Experimento de Thomson 
Modelos atômicos — cronologia 
 Max Planck (1900): Teoria dos quanta. E = hυ 
 Einstein (1905): Teoria da Relatividade. Relação 
 entre massa e energia (E = mc2). Esclarecimento 
 do efeito fotoelétrico. Denominação de fóton para 
 o quantum de energia radiante. 
 Millikan (1909): Determinação da carga do elétron. Experimento da 
gota de óleo. 
 Rutherford (1911): O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo 
seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, no 
qual estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do 
núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo 
do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema 
planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons. 
Experimento de Rutherford 
Modelos atômicos — cronologia 
 Bohr (1913): Modelo atômico fundamentado na 
 teoria dos quanta e sustentado experimentalmente 
 com base na espectroscopia. 
 
Fundamenta-se nos postulados: 
 
I. Os elétrons descrevem órbitas elípticas em torno do núcleo e cada 
órbita tem energia quantizada (órbita estacionária). Os elétrons 
situados em órbitas mais afastadas do núcleo são mais energéticos; 
II. Quando o elétron absorve um quantum de energia, salta para 
uma órbita mais energética. Quando retorna a sua órbita original, 
libera essa energia na forma de um fóton, radiação eletromagnética 
(luz). 
 
Modelos atômicos — cronologia 
 Sommerfeld (1916): Modelo das órbitas elípticas 
 para o elétron. Introdução dos subníveis de energia. 
 Rutherford (1920): Caracterização do próton como 
 sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade 
 de carga positiva. Previsão de existência do nêutron. 
 De Broglie (1924): Modelo da onda-partícula para o elétron. 
 Heisenberg (1926): Princípio da incerteza. 
 Schrödinger (1927): Equação de função de onda para o elétron. 
 Chadwick (1932): Descoberta do nêutron. 
Níveis e subníveis de energia 
Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia e 
cada um deles comporta um número máximo de elétrons: 
Cada nível ainda é dividido em subníveis que também comportam 
quantidades limites de elétrons: 
Princípio da construção 
Procedimento usado para chegar às configurações de estado 
fundamental dos átomos e moléculas. 
Números quânticos 
Números inteiros associados à caracterização das propriedades 
energéticas dos átomos. São quatro: principal, secundário ou 
azimutal, magnético e de spin. 
 Principal (n): representa a energia do elétron nos átomos e 
dá nome às camadas. 
 Secundário, azimutal ou do momento angular orbital 
(ℓ): especifica a subcamada e determina as formas dos orbitais. 
Segue a expressão ℓ = n – 1. 
 Magnético (m): identifica os orbitais de uma subcamada de 
um átomo e determina a sua orientação no espaço. 
 Spin (s): distingue os dois estados de rotação do elétron em 
torno do seu eixo: paralelo ou antiparalelo. 
n ℓ forma m s representação 
1, 2, 3 ... 7 
0 esférico 0 
-1/2 
ou 
+1/2 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 halteres -1 a +1 
2 duplo halteres -2 a +2 
3 formas complexas -3 a +3 
Números quânticos 
Os números quânticos variam conforme mostrado na tabela a 
seguir, criando diferentes representações: 
 Dois elétrons de um mesmo átomo jamais terão o mesmo 
conjunto de quatro números quânticos. 
Orbitais atômicos 
O orbital atômico é a região da eletrosfera em que há maior 
probabilidade de encontrar um elétron de um átomo. 
Princípio da exclusão de Pauli 
Um orbital comporta, no máximo, dois elétrons com spins 
contrários. Desse modo, a atração magnética entre os dois 
elétrons contrabalança a repulsão elétrica entre eles. 
Regra de Hund 
Também chamada de regra da máxima 
multiplicidade, diz que: 
 
Em um mesmo subnível, de início, todos 
os orbitais devem receber seu primeiro 
elétron, e só depois cada orbital irá 
receber seu segundo elétron. 
Referências 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3 ed. Porto Alegre, RS: Bookman, 2006. 968p. 
Tradução de: Ricardo Bicca Alencastro. 
ATKINS, Peter; PAULA, Julio. Atkins: Físico-Química. 7 ed. Rio de Janeiro, RJ: 
LTC – Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 2004. 593p. 2v. Tradução de: 
Edílson Clemente da Silva. 
KOTZ, J.C. e cols. Química Geral I e Reações Químicas – tradução da 5ª 
edição norte-americana. São Paulo, SP: Pioneira Thonson Learning, 2005. 672p. 
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. São Paulo, SP: E. Blücher, 
2008. 527 p.