Atomística

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Atomística
Maharishi Kanad (Índia 600 a.C.)
• Tudo pode ser dividido;
• Com o tempo a divisão cria um parmanu, que são as menores
unidades;
• Parnamu é indivisível, portanto nada é divisível para sempre;
• Parnamu é eterno e indestrutível;
• É a base para toda a existência material;
• Parnamu possui identidade única e propriedade específica;
• É invisível a olho nú;
• Existem diferentes tipos, podendo ser combinados de 
diferentes formas;
• Pode ter dois estados – movimento, ou repouso absoluto.
Tales de Mileto (Grécia 450 a.C.)
• Atritando um a resina vegetal (âmbar) 
contra a lã de um tecido de couro 
observou que a resina atraía os pêlos da 
lã, em virtude da eletrização por atrito.
• Esse experimento evidenciou a presença 
de cargas na matéria.
• Do grego, âmbar = elektron.
Leucipo e Demócrito
(Grécia 400 a.C.)
Há um limite de divisibilidade
e denominaram de átomo (A 
= sem e TOMO = divisão) essa
menor partícula constituinte
dos vários materiais
formadores do universo.
Aristóteles (Grécia 300 a.C.)
Propôs a existência de 
uma espécie de 
elemento celeste 
primordial, o “éter”, e a 
cada um dos quatro 
elementos terrestres 
atribuiu um par de 
“qualidades” opostas ou 
contrárias (úmido versus 
seco; quente versus 
frio).
Alquimia (100 d.C. a 1700 d.C.)
Partia de princípios místicos, filosóficos e metafísicos. Possuía como meta transformar metais menos 
nobres em ouro, (transmutação) desenvolver uma substância que fosse capaz de curar todos os males e 
prolongar o tempo de vida do
homem (elixir da longa vida) , ambos 
poderiam ser alcançados se os alquimistas 
obtivessem a “pedra filosofal”. 
Jhon Dalton (Inglaterra,1808)
Cada átomo é uma partícula 
extremamente pequena, maciça,
indivisível e eletricamente neutra.
John Dalton
• 1. Os elementos são compostos de partículas extremamente pequenas 
chamadas átomos.
• 2. Todos os átomos do mesmo elemento são idênticos, têm o mesmo 
tamanho, massa e propriedades químicas Os átomos de um elemento são 
diferentes dos átomos de todos os outros elementos.
• 3. Os compostos são formados por átomos de mais de um elemento. Em 
qualquer composto, a razão do número de átomos entre dois dos 
elementos presentes é sempre um número inteiro ou uma fração simples.
• 4. Uma reação química envolve apenas a separação, combinação ou 
rearranjo dos átomos; Nunca envolve a criação ou destruição deles.
Modelo atômico de Dalton
Dalton - Outras contribuições
Simbologia proposta por Dalton
Joseph John Thomson (Inglaterra, 1897)
Tubo de raios catódicos (Heinrich Geissler, 1854)
file:///C:/Users/Andre/Desktop/2020/tubo de raios catodicos.mov
Ampola de Crookes (William Crookes, 1875)
Modelo Atômico de Thomson
•O átomo é uma esfera, mas não maciça.
•O átomo apresenta elétrons, que possuem cargas negativas,
logo, deve apresentar partículas positivas para que a carga final
seja nula;
•Os elétrons não estão fixos no átomo, podendo ser transferidos
para outro átomo em determinadas condições;
•O átomo pode ser considerado como um fluido contínuo de
cargas positivas onde estão distribuídos os elétrons, que
possuem carga negativa;
•Os elétrons estão uniformemente distribuídos na esfera.
Modelo atômico de Thomson
• eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas elétricas (parte das 
positivas em um corpo e igual parte das negativas em outro, como no caso do bastão 
atritado com tecido); 
• corrente elétrica, vista como um fluxo de elétrons; 
• formação de íons negativos ou positivos, conforme tivessem, respectivamente, 
excesso ou falta de elétrons; 
• descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de seus átomos 
(como na ampola de Crookes). 
Radioatividade (França, 1896-1898)
Antoine Henri Becquerel
(Urânio)
Pierre Curie (Polônio e Rádio)Marie Curie (Polônio e Rádio)
Ernest Rutherford (Inglaterra, 1910)
Radiações α seriam formadas por partículas positivas 
(pois são atraídas pelo pólo negativo) e mais pesadas 
(pois desviam menos); as partículas β seriam 
partículas negativas e mais leves, e as radiações γ 
não teriam massa (o que só foi explicado mais tarde).
Experimento de Rutherford
Modelo atômico de Rutherford
Modelo atômico de Rutherford
a) O átomo possui um núcleo
Uma região central do átomo que apresenta:
•partículas positivas (os prótons);
•baixo volume;
•maior massa;
•maior densidade do átomo.
b) O átomo possui eletrosferas
Regiões do átomo que apresentam:
•imensos espaços vazios entre si;
•partículas de natureza negativa (os elétrons).
Max Planck, (Alemanha, 1900)
Sugere que as ondas eletromagnéticas 
propagam-se na forma de feixes descontínuos, 
em pequenas porções ou pacotes de energia, 
os quais denominou de “quantum”.
Niels Bohr (Inglaterra, 1913)
Propôs um aperfeiçoamento do modelo de 
Rutherford, baseado nos conhecimentos e conceitos 
da teoria Quântica e com sustentação experimental 
em eletroscopia.
Modelo atômico de Rutherford- Bohr
1) Os elétrons descrevem trajetórias circulares e 
definidas, ao redor do núcleo chamadas níveis 
ou camadas.
2) Cada nível possui um valor definido de energia
3) quando um elétron passa a um nível superior 
absorve energia e retornando ao nível original 
emite energia na forma de um quantum ou fóton.
Níveis de energia (Camadas)
Arnold Sommerfeld (Inglaterra, 1916)
Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo 
nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares 
ou elípticas).
Propôs que os níveis de 
energia(camadas) 
estariam subdivididos em 
regiões menores 
denominadas subníveis 
de energia.
Os subníveis foram 
chamados de: (s, p, d, f ) 
a partir dos nomes 
técnicos da espectografia
–Sharp, Principal, Difuse
e Fundamental. 
Subíveis de energia (s,p,d,f)
Subíveis de energia (s,p,d,f)
Werner Heisenberg (Alemanha,1927) 
Demonstrou, 
matematicamente, que é 
impossível determinar, 
ao mesmo tempo a 
posição, a velocidade e a 
trajetória
dos elétrons (Princípio da Incerteza), sendo 
importante caracterizá-los pela sua energia, 
já que não é possível estabelecer órbitas 
definidas.
Erwin Schrödinger (Àustria,1927) 
Valendo-se do comportamento ondulatório do elétron, 
estabeleceu complexas equações matemáticas que 
permitiam determinar a energia e as regiões de 
probabilidade de encontrar os elétrons (orbitais e não 
órbitas definidas).
Modelo de orbitais
O estudo detalhado da energia emitida pelos elétrons, quando excitados (espectros 
) levou vários cientistas da época (1925 – 1929) a observar que os elétrons ocupam 
níveis e subníveis de energia, sendo os níveis identificados por K, L, M, N, O, P, Q, … 
e os subníveis subníveis por s, p, d, f,… os quais tem sua origem na espectroscopia:
Modelo de orbitais (s)
Modelo de orbitais (p)
Modelo de orbitais (d)
Modelo de orbitais (f)
Modelo de orbitais
James Chadwick (Inglaterra, 1932) 
Provou que, no núcleo 
não existiam somente 
cargas elétricas 
positivas, mas 
também, partículas 
com carga neutra que 
de certa forma isolam 
os prótons, evitando 
repulsões, e por isso 
foram denominados 
de nêutrons.
Resumindo...
As Partículas Fundamentais da Matéria: Prótons, Elétrons e Nêutrons.
• Prótons: são partículas positivas, 
com massa considerável 
representadas por: p+
• Elétrons: são partículas negativas, 
com massa desprezível, 
representadas por: e-
• Nêutrons: são partículas neutras, 
ou seja, não apresentam carga 
positiva ou negativa, porém com 
massa considerável e são 
representadas por: n
Evolução
• 450 a.C. – Leucipo: A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores. 
• 400 a.C. – Demócrito: Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai do 
atomismo grego.
• 60 a.C. – Lucrécio: Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi consolidado o atomismo de 
Demócrito.
• 1661 – Boyle: Autor do livro Sceptical chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de 
elemento com base experimental.
• 1808 – Dalton: Primeiromodelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e 
indivisível. O modelo vingou até 1897.
• 1834 – Faraday: Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada 
aos átomos.
• 1859: Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). 
Descoberta dos “raios” posteriormente chamados catódicos.
CRONOLOGIA
• 1879 – Crookes: Primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo.
• 1886 – Goldstein: Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. Descoberta dos raios 
canais ou positivos.
• 1891 – Stoney: Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa.
• 1895 – Röentgen: Descoberta dos raios X.
• 1896 – Becquerel: Descoberta da radioatividade.
• 1897 – Thomson: Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron. O 
átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na 
qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da relação carga/massa 
(e/m) do elétron.
• 1898 – Casal Curie: Descoberta do polônio e do rádio. 
• 1900 – Max Planck: Teoria dos quanta.
• 1905 – Einstein: Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito 
fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.
• 1909 – Millikan: Determinação da carga do elétron.
• 1874 – Stoney: Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Primeira 
idéia de quantização da carga elétrica.
• 1911 – Rutherford: O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito 
pequeno, com carga positiva, onde 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. 
• 1913 – Bohr: Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com 
base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo 
recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o 
elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia 
anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).
• 1916 – Sommerfeld: Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia.
• 1920 – Rutherford: Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade 
de carga positiva. Previsão de existência do nêutron.
• 1924 – De Broglie: Modelo da partícula-onda para o elétron.
• 1926 – Heisenberg: Princípio da incerteza.
• 1927 – Schrödinger: Equação de função de onda para o elétron.
• 1932 – Chadwick: Descoberta do nêutron. 
Diagrama de distribuição eletrônica
É usado para determinar a configuração 
eletrônica de um átomo, molécula ou íon. Nele, 
um átomo é "construído" pela adição progressiva 
de elétrons que preenchem os orbitais atômicos 
disponíveis dos níveis de energia mais baixos 
antes de ocuparem níveis mais altos. Por 
exemplo, a camada 1s é preenchida antes que a 
subcamada 2s esteja ocupada. Desta forma, os 
elétrons de um átomo ou íon formam a 
configuração eletrônica mais estável possível
Diagrama de distribuição eletrônica
Modo simplificado: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6...
Identificação dos átomos – Número atômico (Z)
Número atômico (Z ) é o número de 
prótons existentes no núcleo de um 
átomo. Em um átomo normal, cuja 
carga elétrica é zero, o número de 
prótons é igual ao número de 
elétrons. Quando se diz que o átomo 
de carbono (C) tem número atômico 
6, isso quer dizer que, no núcleo 
desse átomo, existem 6 prótons e, 
consequentemente, existem 6 
elétrons na eletrosfera.
Identificação dos átomos – número de massa (A)
Número de massa (A) é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes em um átomo.
É o número de massa que nos informa se um átomo 
tem massa maior do que outro átomo. Isso é
lógico, pois apenas os prótons e nêutrons tem massa 
significativa, uma vez que a massa dos elétrons
é desprezível, se comparada à dessas duas partículas.
Vejamos o exemplo: o átomo de sódio tem 11 prótons, 
12 nêutrons e 11 elétrons.
Temos, então, para o elemento químico sódio:
• número atômico: Z =11 (número de prótons = número 
de elétrons = 11);
• número de nêutrons: N = 12;
• número de massa: A = Z + N = 11 + 12 = 23.
A = Z + N
Elemento químico
É o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z). Veja que o número 
atômico é muito importante, pois identifica o elemento químico. Assim, quando 
falamos no elemento químico sódio, estamos falando dos átomos com número 
atômico 11. 
Outros exemplos:
• o número atômico 17 identifica os átomos de cloro;
• o número atômico 26 identifica os átomos de ferro; etc.
A notação geral de um átomo é:
Íons
Um átomo, em seu estado fundamental 
, é eletricamente neutro. Pode porém, 
ganhar ou perder elétrons da 
eletrosfera, sem sofrer alterações em 
seu núcleo, resultando daí partículas 
denominadas íons.
Quando um átomo ganha elétrons, 
ele se torna um íon negativo, 
também chamado ânion. 
Quando um átomo perde elétrons, 
ele se torna um íon positivo, 
também chamado cátion.
Distribuição eletrônica em íons
Os íons diferem dos respectivos átomos neutros apenas no número de elétrons. 
Assim, para fazer a distribuição eletrônica de íons, devemos inicialmente fazer a 
distribuição eletrônica como se fosse um átomo neutro. Em seguida, retiramos 
elétrons se for um cátion ou acrescentamos se for um ânion.
Distribuição eletrônica em íons
Tomamos como exemplo, o átomo de ferro ( Fe; número atômico = 26) 
tem a seguinte distribuição eletrônica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Quando o átomo de ferro perde 2 elétrons e se transforma no íon Fe2+, 
este terá a seguinte distribuição eletrônica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Reação: Fe →Fe2+ + 2e-
Números quânticos
Números quânticos
•Número quântico principal (n)
•Número quântico secundário (l)
•Número quântico magnético (m ou ml)
•Número quântico spin (S ou ms)
Número quântico principal
O número quântico principal (n) define o nível de energia ou a camada que os 
elétrons possuem, definindo também a distância do orbital em relação ao 
núcleo e o tamanho do orbital ocupado pelo elétron. Tal conceito se 
assemelha ao conceito de camada, adotado por Niels Böhr.
Número quântico secundário
O número quântico secundário (ℓ) é característico por definir o subnível de 
energia de um elétron. Os valores para ℓ partem do zero ao infinito, mas 
atualmente têm-se conhecidos poucos subníveis (s, p, d, f)
Número quântico magnético
O número quântico magnético (m) é característico da quantidade de orbitais, 
para cada subnível. O valor matemático de m é dado por m = ± l. Decompondo 
este raciocínio, teremos: - l ... 0 ... +l. Os orbitais s, p, d, f estão representados 
abaixo.
Número quântico spin
O número quântico Spin (S ou ms) caracteriza momento angular do 
elétron.
Distribuição eletrônica 
Tipo de 
subnível
Valores de 
l
Quantidade 
de orbitais
Valores para o número 
quântico magnético
Representação gráfica dos orbitais
s 0 1 0
p 1 3 -1, 0, +1, 
d 2 5 -2, -1, 0 +1, +2
f 3 7 -3,-2,-1,0 +1, +2, +3
Princípio da exclusão de Pauli
Estabelece que dois elétrons em um átomo não podem ter todos os quatro números 
quânticos iguais. Com efeito, isso limita a dois o número de elétrons em um dado orbital, 
também requer que os spins destes dois elétrons estejam em direções opostas
Regra de Hund
Os elétrons são distribuídos isoladamente e com o mesmo spin. Os elétrons são 
emparelhados com spins contrários. Durante o preenchimento das orbitais de um mesmo 
nível energético, deve-se colocar em primeiro lugar em todas elas um só elétron, todoscom 
o mesmo spin, antes de se proceder à lotação completa dessas orbitais. Os próximos 
elétrons a serem colocados deverão apresentar spins antiparalelos em relação aos já 
presentes.
Números quânticos
1) Realize a distribuição eletrônica, dê os números quânticos do elétron mais 
energético:
a) Si
b) B
c) Cℓ
d) Aℓ
e) O
f) Ag
g) N
h) Ar
i) Fe
j) Ni
k) S
l) Cr
Semelhança atômica: 
Isótopos, isóbaros e isótonos
Isótopos: são átomos com mesmo número de prótons (Z ) e diferente número de 
massa (A). Conclui-se, facilmente, que os isótopos são átomos do mesmo 
elemento químico que possuem diferentes números de nêutrons, resultando daí 
números de massa diferentes. Exemplos:
Semelhança atômica: 
isótopos, isóbaros e isótonos
Isóbaros: são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), 
mas que possuem o mesmo número de massa (A). Conclui-se que os isóbaros são 
átomos de elementos químicos diferentes, mas que possuem a mesma massa, 
porque um maior número de prótons é compensado por um menor número de 
nêutrons e vice-versa. Exemplos:
Semelhança atômica: 
isótopos, isóbaros e isótonos
Isótonos: são átomos de diferentes números de prótons (elementos 
diferentes), diferentes números de massa, porém com mesmo 
número de nêutrons (N ).
N = A - Z