Estrutura at-mica

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA - UESB
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS NATURAIS
ESTRUTURA ATÔMICA
ELEMENTOS DE QUÍMICA
• Professora: Cristiane Martins Veloso
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ESTRUTURA ATÔMICA - MODELOS ATÔMICOS
❖ Modelo atômico de Dalton
Dalton retomou o conceito grego da 
existência de átomos indivisíveis para 
propor uma teoria que permitisse 
explicar, entre outras generalizações 
químicas, as leis da conservação da 
massa e da composição definida.
A massa dos átomos determinava o 
comportamento macroscópico das 
substâncias. 
1. Os elementos são formados por pequeníssimas partículas, os
átomos.
2. Todos os átomos de um determinado elemento são idênticos entre
si.
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//upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/3f/Dalton_John_desk.jpg
3. Os átomos de um determinado elemento são diferentes dos átomos
de outro elemento e o que os diferencia são suas massas relativas.
4. Os átomos de um elemento podem se combinar com átomos de
outros elementos formando os compostos. Um dado composto possui
sempre o mesmo número relativo de tipos de átomos.
5. Os átomos não podem ser criados, divididos ou destruídos através
de processos químicos. Uma reação química simplesmente altera o
modo de agrupamento dos átomos.
Regra da máxima simplicidade - Lei de Dalton das proporções
múltiplas: Quando dois elementos formam diferentes compostos, a
proporção da massa dos elementos em um composto está
relacionada à proporção da massa do outro através de um número
inteiro pequeno.
 Não contemplava a natureza elétrica da matéria.
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❖ Os Raios Catódicos
Benjamin Franklin (1706 – 1790) constatou que os relâmpagos 
eram de origem elétrica. A eletricidade fluía no ar!
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As “sombras” formadas por obstáculos mostravam que, o que quer 
que estivesse se deslocando, o fazia em linha reta e ia do catodo 
para o anodo. Por esse motivo, os raios foram chamados de raios 
catódicos, isto é, originados no catodo.
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 Thomson (1856-1940) - Fez meticulosas medições, interferindo
na trajetória dos raios através de campos elétrico e magnético
controlados.
Thomson determinou a relação massa/carga (m/e) bem como a 
velocidade v das partículas. O valor de m/e era independente do gás 
utilizado, bem como do material do catodo e ainda era muito 
inferior ao de íons de hidrogênio em movimento, o que sugeria 
partículas com carga maior e/ou massa menor do que o íon de 
hidrogênio. 8
 Robert Millikan (1868 – 1953) mediu a carga do elétron (e) em
seu famoso experimento da gota de óleo em queda. Como já se
sabia a relação e/m, pôde-se determinar também a massa do elétron.
Um dos resultados mais impressionantes desse experimento é a
quantização da carga elétrica.
i. Nada pode possuir
carga menor do que a
do elétron (chamada
carga fundamental e);
ii. Toda a carga elétrica é um múltiplo inteiro da carga fundamental,
ou seja, Q = N.e (N é um inteiro). 9
Em 1904, Thomson sugere o modelo do pudim de ameixas:
De acordo com o modelo, o átomo seria constituído de elétrons que 
girariam em círculos imersos em uma bolha esférica de uma 
substância carregada positivamente.
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❖ Modelo Atômico de Rutherford
Radioatividade 
A radioatividade, que foi descoberta em 1896 pelo cientista francês 
Antoine Henri Becquerel (1852 – 1908), consiste na emissão de 
partículas ou/radiação eletromagnética por certos materiais 
chamados radioativos. 
Além dele, o casal Pierre Curie (1859 – 1906) e Marie Curie 
(1867 – 1934), além de Rutherford, foram grandes estudiosos da 
radioatividade.
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Radiação  - carregada 
positivamente e de massa alta
Radiação  - carregada 
negativamente e com massa 
baixa
 - radiação neutra ou 
eletromagnética
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//upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d6/Alfa_beta_gamma_radiation.svg
Experimento de Geiger-Marsden
Bombardear uma folha finíssima de ouro com radiação alfa e medir 
o espalhamento dessas partículas.
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Para fazer com que a maioria das partículas α passe através de um 
pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deve 
consistir de carga negativa difusa de massa baixa - o elétron.
Para explicar o pequeno número de 
desvios das partículas α, o centro ou 
núcleo do átomo deve ser constituído de 
uma carga positiva densa. 
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Suponha que o átomo é esférico mas a 
carga positiva deve estar localizada no 
centro, com uma carga negativa difusa 
em torno dele.
De acordo com a teoria do eletromagnetismo, cargas aceleradas 
emitem energia. Elétrons orbitando em torno do núcleo (o 
movimento circular é acelerado) deveriam perder energia 
mecânica e, de acordo com a física clássica, sua trajetória seria 
uma espiral em direção ao núcleo. Se os átomos fossem como 
Rutherford sugeria, toda a matéria se desintegraria em fração de 
segundo!
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❖ Partículas Subatômicas
O núcleo é maciço ou possui alguma estrutura? Quantos elétrons há 
em um átomo? Existe alguma relação entre a massa e a carga do 
núcleo?
Percebeu-se que no núcleo dos átomos existiria mais do que um 
único próton.
Rutherford passou a admitir a existência, no núcleo, de partículas 
com massa semelhante à dos prótons, mas sem carga elétrica. 
Essas partículas serviriam para diminuir a repulsão entre os 
prótons, aumentando a estabilidade do núcleo. Além disso, essas 
partículas justificariam a massa maior que os núcleos 
apresentavam.
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Essas partículas foram descobertas, em 1932, durante experiências 
com material radioativo, por James Chadwick, que as denominou 
de nêutrons.
Com a evolução, introduzida por Rutherford, do modelo atômico, 
podemos relacionar as cargas elétricas com as partículas 
constituintes do átomo: os prótons apresentam carga positiva; os 
elétrons, negativa e os nêutrons apresentam carga nula.
Assim, num átomo: número de prótons = número de elétrons
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❖ Conceitos relacionados aos átomos
 Número atômico (Z) – número de prótons do átomo.
 Número de massa (A) – é o número de prótons + o número de
nêutrons de um átomo.
 Íons – é a espécie química que apresenta o número de prótons
diferente do número de elétrons.
• Cátions: Formam-se quando um átomo perde um ou mais elétrons,
resultando num sistema eletricamente positivo, onde o n.º de
prótons é maior que o n.º de elétrons. Exemplo: Fe2+; Ca2+ ;Na+.
• Ânions: Formam-se quando um átomo ganha um ou mais elétrons,
resultando num sistema eletricamente negativo, onde o n.º de
prótons é menor que o n.º de elétrons. Exemplo: S2- ; N3- ;Br-
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 Simbologia do elemento químico.
XA
Z
qA
Z X
 Isótopos - são átomos que apresentam o mesmo número atômico
(Z) por pertencerem ao mesmo elemento químico, mas apresentam
diferentes números de massa (A).
O16
8
O17
8 O18
8
Isoeletrônicos - São os átomos e íons que apresentam a mesma
quantidade de elétrons.
7N -3, 8O
-2 , 9F
-1 , 10Ne, 11Na+
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❖ Modelo de Bohr
Propôs a idéia de que as leis da Física clássica não se aplicariam ao 
átomo e suas partículas constituintes.
Teoria proposta por Max Planck, denominada teoria dos quanta, 
relacionada à propagação de energia luminosa (a energia seria 
emitida em quantidades discretas, constituindo “pacotes de 
energia” que ele chamou de quanta de energia).
hE =
Onde: h é a constante de Planck, h = 6,6256 x 10-34 J s (no SI)
 é freqüência de radiação (s-1 = Hertz, Hz).
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i. Para o elétron em um átomo, somente é permitido que ele se
encontre em certos estados estacionários, sendo que cada um
deles possui uma energia fixa e definida;
ii. Estando o elétron em um dos estados, ele não pode emitir luz.
Contudo, quando ele passar do estado de maior energia para um
de menor, emitirá um quantum de radiação, cuja energia “hν” é
igual à diferença de energia entre os dois estados;
iii. Estando em qualquer dos estados estacionários, o elétron estará
se movimentando segundo uma órbita circular em torno do
núcleo;
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Cada uma dessas órbitas permitidas foi denominada nível ou 
camada de energia. Dentre os elementos conhecidos,aquele que 
contém maior número de elétrons apresenta-os distribuídos no 
máximo em 7 camadas, designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e 
Q.
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❖ Evolução do modelo de Bohr
Modelo de Sommerfeld (1916)
Um dado nível de energia é constituído por subníveis de energia, 
aos quais estão associadas várias órbitas diferentes, onde uma 
dessas órbitas é circular e as demais são elípticas.
Estas órbitas possuem planos bem definidos.
Experiências posteriores, envolvendo a passagem de átomos por 
campos magnéticos, mostraram um comportamento peculiar; havia 
um desvio, em sentidos opostos do campo magnético, dos átomos 
utilizados.
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Dois elétrons com spins iguais se repelem elétrica e 
magneticamente, já que o campo magnético gerado é igual 
enquanto que dois elétrons com spins contrários se atraem 
magneticamente e se repelem eletricamente mantendo equilíbrio 
dinâmico no orbital.
Princípio da exclusão de Pauli – Se dois elétrons estiverem num 
mesmo nível, em orbitais de mesmo tipo e num mesmo plano, 
terão necessariamente spins contrários.
Em 1924, o físico francês Louis de Broglie mostrou que o elétron, 
além de partícula, podia ser considerado uma onda eletromagnética
O elétron, então, apresenta um comportamento duplo (dual), isto 
é, pode ser interpretado como partícula (massa) ou onda, 
conforme o fenômeno estudado. 26
Werner Heisenberg mostrou, em 1926, que não se pode determinar 
com exatidão a posição de um elétron. 
Seu princípio da incerteza diz que é impossível determinar 
simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron num 
átomo.
Heisenberg substituiu o conceito de posição de um elétron por 
probabilidade de posição.
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❖ Modelo Atual
Não se afirma que, em dado instante, o elétron efetivamente está em 
um ponto determinado. No máximo, podemos delimitar a região de 
máxima probabilidade para encontrar-se o elétron.
O físico austríaco Erwin Schrödinger, em 1927, conseguiu adaptar 
ao elétron as teorias de Heisenberg e de Broglie. 
Utilizando equações de movimento de ondas, em coordenadas 
cartesianas, ele conseguiu deduzir equações matemáticas que 
determinam regiões no espaço, onde temos a máxima probabilidade 
de encontrar determinado elétron. 
Esta região é denominada orbital do elétron.
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▪ Camada – distância do orbital ao núcleo do átomo
▪ Subníveis – formato do orbital:
• s – sharp • p – principal • d – diffuse • f – fundamental
• Estes subníveis têm energias diferentes entre si: s<p<d<f
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Orbitais 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.
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Orbitais p
• 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.
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Orbitais d e f
• 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.
t
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Orbitais e números quânticos -
Hidrogênio
Degenerados – tem a mesma
energia
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Orbitais e suas energias – Átomos polieletrônicos
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❖ Configuração eletrônica dos átomos
De acordo com o princípio de exclusão de Pauli, em um átomo, 
dois elétrons não podem possuir o mesmo estado quântico.
A natureza sempre busca o estado de menor energia possível.
O princípio da energia mínima garante que o átomo atinge sua 
estabilidade quando está no chamado estado fundamental que é o 
estado de energia mínima.
Um par de elétrons (ou elétrons emparelhados) num orbital não 
apresenta campo magnético, pois o magnetismo devido ao spin de 
um elétron é anulado pelo magnetismo do elétron de spin oposto.
Os átomos que possuem pelo menos um orbital no qual se encontra 
apenas um elétron (denominado elétron desemparelhado) 
apresentam campo magnético, pois o magnetismo proveniente do 
spin do elétron não é anulado.
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Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
ms = -1/2 ms = +1/2
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❖ Distribuição dos elétrons dos átomos
A disposição dos elétrons de um átomo foi proposta por Linus 
Pauling e denominada configuração eletrônica.
Para distribuir os elétrons pelos subníveis é fundamental considerar 
que os elétrons devem entrar no átomo segundo a ordem crescente 
de energia dos subníveis.
Deve-se respeitar, também, o número máximo de elétrons permitido 
em cada subnível.
Diagrama de Pauling - permite fazer a configuração eletrônica 
para os átomos dos 118 elementos conhecidos.
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Ao fazermos a distribuição eletrônica utilizando o diagrama de 
Pauling, anotamos a quantidade de elétrons em cada subnível no 
seu lado direito superior. Genericamente, temos:
▪A distribuição eletrônica para o hidrogênio (Z=1) é: 1s1
▪A distribuição eletrônica para o oxigênio (Z=8) é: 1s2 2s2 2p4
▪A distribuição eletrônica para o sódio (Z=11) é: 1s2 2s2 2p6 3s1
Podemos ter, portanto, não só o número de elétrons por subnível, 
mas também o número de elétrons por nível ou camada:
454545
❖ Nível ou camada de valência
É o nível mais afastado do núcleo e que corresponde sempre ao 
maior valor de n, encontrado na distribuição eletrônica de um 
átomo ou de um íon.
Cátions ou íons positivos - inicialmente devemos fazer a 
distribuição eletrônica do átomo e, a seguir, "retirar" os elétrons 
necessários para formar o cátion, sendo que os primeiros a serem 
retirados são os da camada de valência.
❖ Distribuição eletrônica dos íons
O átomo de sódio (11Na) origina o cátion 11Na+ pela perda de um
elétron, o que é indicado pelo sinal +.
átomo : 11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1 cátion : 11 Na + 1s2 2s2 2p6
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Ânions ou íons negativos- inicialmente devemos fazer a 
distribuição eletrônica do átomo e, a seguir, “acrescentar" os 
elétrons necessários para originar o ânion.
O ânion enxofre (16S
2-) é formado a partir do átomo de enxofre (16S)
pelo “ganho” de 2 elétrons, o que é indicado pelo sinal 2-.
O átomo de ferro (26Fe) origina os cátions 26Fe2+ e 26Fe3+ pela perda
de 2 e 3 elétrons respectivamente:
26Fe: 1s22s22p63s23p64s23d6
26Fe2+ : 1s22s22p63s23p64s03d6 26Fe3+ : 1s22s22p63s23p64s03d5
16S: 1s22s22p63s23p4
16S
2-: 1s22s22p63s23p6
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Experimentalmente constata-se que os primeiros elétrons a ocupar 
um subnível apresentam os menores valores de energia.
❖ Regra para preenchimento de elétrons num subnível
Isto significa que, por convenção, devem-se colocar setas para cima 
( ), da esquerda para a direita.
Ainda, todos os orbitais receberão um elétron e, só depois, é que 
completaremos os orbitais da esquerda para a direita (ordem 
crescente de energia) com as setas para baixo ( ).
Regra de Hund:
Em um subnível, enquanto todos os orbitais não receberem o 1º 
elétron, nenhum deles receberá o 2º.
O preenchimento deve ser feito de modo que tenhamos o maior 
número possível de elétrons desemparelhados.
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EXERCÍCIOS RESOLVIDOS EM SALA DE AULA
1. Identifique a alternativa que corresponde à maior liberação de
energia quando o elétron excitado retorna ao seu nível (camada)
original :
a) de L para K
b) de P para O
c) de Q para P
d) de Q para K
e) de M para L.
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2. Utilizando o diagrama de Pauling e considerando o elemento
Ósmio (Os), de Z= 76 e A=190,23, responda:
a) Qual a distribuição eletrônica por subníveis energéticos (ordem
energética e geométrica)?
b) Qual a distribuição eletrônica por níveis?
c) Qual o seu subnível mais energético?d) Qual o seu subnível mais externo?
e) Quantos elétrons desemparelhados ele possui? Represente-os.
f) Qual a distribuição por subníveis de seu cátion tivalente (carga
3+)?
3. Se um átomo, no estado fundamental, apresenta distribuição 4p3
no último nível de energia, qual é o seu número atômico?
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4. O íon X2- tem 35 nêutrons e é isoeletrônico do gás nobre argônio
(Ar, A = 40, Z = 18). Qual o número atômico e o de massa de X?
5. Qual o número atômico de um elemento que apresenta somente
dois pares de elétrons (emparelhados) nos orbitais d do quarto
nível?
6. Os íons A2+ , B1- , C3+ , D2- , E1+ são isoeletrônicos. Coloque-os
em ordem crescente de seus números atômicos, demonstrando seus
cálculos.
7. Quantos elétrons podem ter os seguintes números quânticos, se
todos os orbitais da subcamada estão preenchidos:
a) n=2, l=1 b) n=4, l=2, ml = -2
c) n= 2 d) n=3, l=2, ml = +1
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8. Dê os valores numéricos de n e l correspondentes a cada uma das
seguintes designações:
a) 3p b) 2s c) 4f d) 5d
9. Dentre os conjuntos de quatro números quânticos {n, l, ml, ms},
identifique os que são proibidos para um elétron em um átomo e
explique por quê:
a) {4, 2, -1, +1/2} b) {5, 0, -1, +1/2}
c) {4, 4, -1, +1/2}