Evolução atomica

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ESTRUTURA ATÔMICA 
 O filósofo grego Demócrito introduziu, no século V a.C., 
o conceito de átomo como unidade indivisível da matéria e 
embora hoje se saiba que os átomos não são indivisíveis, 
continua válido o princípio que estes são unidades 
elementares da matéria. 
Demócrito dizia que, se quebrarmos uma amostra de 
matéria em pedaços cada vez menores, chegaremos a 
um ponto em que não será mais possível dividi-la. 
Chegaremos ao átomo, ou seja, à partícula indivisível. 
 
 
400 a.C. 
Aristóteles divagando em seus pensamentos tenta 
integrar os quatro elementos: 
 
350a.C. 
1- INTRODUÇÃO 
Em 1803, John Dalton, propôs uma teoria baseada nas leis da conservação de 
massa e da composição definida, propostas por Antoine Laurent Lavoisier e 
Joseph Louis Proust respectivamente, porém, tais leis não explicavam 
satisfatoriamente as propriedades relatadas. 
 
 No século XIX, o inglês John Dalton revolucionou a Química 
estabelecendo os conceitos modernos para átomo e elemento. 
 Constatou que a matéria é constituída por partículas muito 
 pequenas e indivisíveis: os átomos. 
 Átomos do mesmo tipo têm propriedades e massa 
idênticas. 
 Os elementos são caracterizados por seus átomos. 
Todos os átomos de um dado elemento são idênticos 
em todos os aspectos. Átomos de diferentes 
elementos têm diferentes propriedades. 
 
2- MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON 
As combinações de átomos formam as substâncias e, nessas 
combinações químicas, os átomos não são destruídos nem 
modificados, o que se altera são as ligações entre eles. 
Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais 
elementos em uma razão fixa. 
 
2- MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON 
Essa idéia prevalece até 1921, quando são descobertos os isótopos 
 átomos de um mesmo elemento com massas diferentes. 
Thomson, através de seus experimentos 
constatou a presença de partículas negativas 
denominadas, elétrons. Contrariando Dalton, 
começava-se a provar que o átomo pode ser 
dividido. 
3.3- Em 1875, William Crookes colocou gases muito 
rarefeitos em voltagens altíssimas e observou emissões 
que foram denominadas raios catódicos . 
3- MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON 
“Os raios catódicos, negativos, são formados de partículas 
menores que os átomos”. 
 A incandescência emitida pelo gás no interior do tubo a pressões 
intermediárias resulta das colisões das partículas em movimento com 
moléculas de gás. A baixas pressões, a concentração de moléculas de 
gás é muito baixa para produzir luz visível, e sob estas condições 
muitas partículas atingem o vidro no ânodo na extremidade do tubo, 
causando incandescência. 
 Em 1908 Robert Milikan descobriu a razão carga-massa de um 
elétron, equivalendo -1,6 x10-19 C (coulombs) – 9,1 x 10-28 g. 
 
 3.4- Em 1903, Joseph John Thomson propôs 
um novo modelo de átomo, formado por uma 
“pasta” positiva “recheada” pelos elétrons de 
cargas negativas conhecido como “pudim de 
passas”. 
Corrente elétrica: fluxo de elétrons; 
Formação de íons: excesso ou falta de elétrons; 
Descargas elétricas em gases: elétrons 
arrancados. 
3- MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON 
 Utilizando hidrogênio (H2) na ampola 
Eugene Goldstein, em 1886 constatou a 
presença de cargas positivas com valor igual 
à do elétrons (ráios anódicos ou canais). 
4- MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD 
4.2 – Em 1898, Ernest Rutherford verificou que algumas emissões 
radioativas se subdividiam, quando submetidas a um campo 
elétrico: 
4.1 - Descoberta da radioatividade: Em 1896, o cientista 
francês Henri Becquerel descobriu que o elemento químico 
URÂNIO emitia radiações semelhantes aos raios X. 
Observação: a maior parte das 
partículas alfa atravessava a lâmina de 
ouro como se fosse peneira; apenas 
algumas desviavam ou até mesmo 
retrocediam. 
 O átomo é formado por núcleos 
pequenos, densos e positivos 
(PRÓTONS), dispersos em grandes 
espaços vazios. 
 Hoje, sabemos que o tamanho do 
átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior que 
o seu núcleo. 
4.3- Em 1911, Ruterford fez uma experiência muito 
importante, que veio alterar e melhorar a 
compreensão do modelo atômico: 
Em 1911, Ruterford associou o modelo atômico com 
ao sistema solar: o núcleo representaria o Sol; e os 
elétrons seriam os planetas girando em orbitas 
circulares e formando a chamada eletrosfera. 
Em 1932, James Chadwick verificou que o núcleo do elemento Berílio radioativo 
emite partículas sem carga elétrica e de massa próxima a dos prótons – 
confirmando a presença da terceira partícula subatômica chamada nêutron. 
O Dilema do Átomo Estável 
De acordo com a Física Clássica, quando uma partícula 
carregada experimenta uma mudança na direção de seu 
movimento (uma forma de aceleração), esta emite energia 
radiante. 
 
Em outras palavras, o elétron deixaria a região extranuclear 
e “cairia “ no núcleo. 
 ? 
5- MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR 
Através de estudos, Max Planck e albert Einstein, mostraram que 
independente das radiações eletromagnéticas, todas eram 
compostas por pequeninas quantidades de energia, denominada 
fóton; onde a energia de um fóton era relacionada pela seguinte 
expressão: 
(1) Efóton = hv 
h= constante de Planck (6,63x10-34 J.s) 
v= frequência (nº de vibrações por segundo- Hz) 
(2) Como: C = vλ 
C= velocidade de luz 
V= frequência 
λ= comprimenta de onda 
Substituindo 1 em 2: Efóton = hc/λ 
“Em um átomo coexiste um conjunto de energia quantizada, ou 
diferentes níveis de energia para os elétrons que o circundam”. 
 Neste modelo, concebido em 1913, o átomo é constituído 
por um núcleo, tal como no modelo de Rutherford, mas em 
que os elétrons se movem em órbitas circulares em torno 
do núcleo, correspondendo a cada uma delas um nível de 
energia. 
 “A ENERGIA É QUANTIZADA” 
 Os elétrons podem passar de uma órbita para outra por absorção 
ou emissão de energia. 
Um átomo esta normalmente em seu estado fundamental !! 
ESTADO 
FUNDAMENTAL 
ABSORÇÃO DE 
ENERGIA 
ESTADO 
EXCITADO 
LIBERAÇÃO DE 
ENERGIA 
E1 
E2 
Quantidade de luz emitida: E2 – E1 
Partícula Massa Carga elétrica 
Próton 1 +1 
Nêutron 1 0 
Elétron 1/1.836 -1 
Estudos da relação entre as massas e as 
intensidades das cargas elétricas das partículas. 
 Observe que a massa de um elétron é cerca de 1836 vezes menor 
que a de um próton ou de um nêutron. 
 Conseqüentemente, a perda ou ganho de elétrons não irá alterar 
sua massa. 
O Átomo Moderno 
Por convenção: 
6- Representação dos elementos químicos 
6.1- Número atômico (Z) : é o número de prótons existente no 
núcleo de um átomo. 
Num átomo no estado fundamental, cuja carga elétrica é zero, o 
número de prótons é igual ao número de elétrons. 
6.2- Número de massa (A): é a soma do número de prótons (Z) e 
de nêutrons (N) existente num átomo (núcleons). 
 A = P + N ou N = A - P 
6.3- Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo 
número atômico (Z), representado pelo seu símbolo. 
ZX 
A ou AZX ou 
ZXA 
* Isótopos comuns do Hidrogênio: 1H
1, 2H
1, 3H
1
 
Exercícios 
1- Determine o número atômico (Z), a massa atômica (A), o número de 
nêutrons (N) e o número de elétrons (e) dos seguintes elementos: 
 
a) 23Na11 
 
b) 12C6 
 
c) 16S32 
 
d) 15P31 
 
e) 1H1 
 
f) 26Fe56 
 
g) 48Ti22 
 
h) 35Cl17 
 
i) 53I127 
7- ÍONS 
 Um átomo no seu estado fundamental apresenta carga elétrica 
igual a zero, pois a quantidade de cargas positivas (prótons) é igual à 
quantidade de cargas negativas (elétrons); 
 Íons são átomos com cargas diferentes de zero (positiva ou 
negativa); 
a) CÁTIONS são íons com carga positiva, ou seja o número de 
elétrons (-) é inferior ao número de prótons (+). 
23Na11 
Na 
Perde 1 elétron 
Na 
23Na11 
+1 
Ganha 1 elétron 
35Cl 17 
35Cl 17 
-1 
Cl Cl 
b) ÂNIONS sãoíons com carga negativa, ou seja o número de 
elétrons (-) é superior ao número de prótons (+). 
são átomos que possuem diferentes números de massa e, 
portanto, diferentes números de nêutrons em seu núcleo. 
• Massa atômicas: São expressas em unidades de 
massa atômica(u) que corresponde a 1/12 12C6, o 
mais comum isótopo do carbono . Isto equivale a 
especificar o valor de 12u como sendo a massa de 
um átomo 12C6, e as massa de todos os outros 
átomos são expressas relativamente à massa deste 
átomo. 
12C6 
13C6 
14C6 
A = 12 A = 13 A = 14 
Z = 6 Z = 6 Z = 6 
N = 6 N = 7 N = 8 
8-Isótopos 
Abundância isotópica: A maioria dos elementos são 
encontrados como uma mistura de isótopos. Um exemplo é 
o 63Cu (62,93u por átomo) que ocorre na natureza junto ao 
65Cu (64,95u por átomo) em um percentual de 69,09% e 
30,91% respectivamente. 
Determinação das massas atômicas: A massa atômica é 
calculada através da média ponderada das massas dos 
isótopos e suas respectivas abundâncias na natureza. 
Exemplo: 
 O enxofre é encontrado na Terra com ima mistura isotópica de 95,02% 
de 32S (massa = 31,972u por átomo), 0,75% de 33S (massa = 32,972u por 
átomo), 4,21% de 34S (massa = 33,968u por átomo) e 0,02% de 36S 
(massa = 35,967u por átomo). Qual é a massa atômica do enxofre? 
Ma = (95,02x31,972 + 0,75x32,972 + 4,21x33,968 +0,02x35,967) / 100 
R:Ma = 32,064u. 
Número de massa X Massa atômica 
 
O nº de massa é um valor inteiro, pois representa o número 
de partículas no núcleo. A massa atômica de um elemento é a 
média das massas de todos os seus isótopos de ocorrência 
natural, não sendo um valor inteiro. 
O princípio da incerteza de Werner Heisenberg 
“É impossível conhecer simultaneamente e com certeza 
a posição e o momento (massa x velocidade) de uma 
pequena partícula, tal como um elétron”. 
“A busca na identificação da posição de um elétron, 
introduz uma incerteza nos resultados”, derrubando a idéia 
de Bohr das órbitas circulares. 
Dualidade partícula-onda de Louis De Broglie 
 “A energia radiante tem uma natureza dualística, podendo 
exibir as propriedades de um feixe de partículas (fótons) 
ou de ondas”. 
E = energia 
m = massa da partícula 
c = velocidade da luz no 
vácuo (3x108 m/s) 
 
Por Einstein: E= mc2 
Energia de uma partícula de massa m. 
E= energia 
h= constante de Planck 
V= freqüência 
 
Por Planck: E = hv 
Energia de uma onda de frequência v. 
Interagindo as expressões de Einstein e Planck: 
mc2 = hv → m= hv/c2 
como: c = vλ → v = c/λ 
m = h/cλ 
Como os elétrons movimentam-se em diferentes velocidades, 
diferentemente da luz, a nova relação se processa da seguinte forma: 
m = h/vλ → λ = h/mv 
Equação de Onda por Erwin Schrödinger Ψ 
É uma equação que determina as propriedades ondulatórias do elétron 
em um nível de energia. 
A teoria da equação fornece probabilidades de encontrar um elétron 
em várias posições (densidade de probabilidade, denominada orbital). 
Uma maneira de designar a camada, a subcamada e o orbital para um elétron 
dentro de um átomo, é a utilização dos quatro números quânticos. 
9- Números Quânticos 
Camada 
ou nível 
Número de elétrons 
por camada dos elementos atuais 
K- (n=1) 2 
L- (n=2) 8 
M- (n=3) 18 
N- (n=4) 32 
O- (n=5) 32 
P- (n=6) 18 
Q- (n=7) 8 
9.1- Número quântico Principal (n): Designa a camada (nível) em 
que o elétron se encontra. 
• Atualmente, são sete (7) as camadas habitadas por elétrons. 
• Número máximo de elétrons por nível: e = 2n2. 
2n2 
2 
8 
18 
32 
50 
72 
98 
n: 1,2,.., infinito. 
9.2- Número quântico azimutal (l): Especifica a subcamada ou o 
subnível, e assim, a forma do orbital em que se encontra o elétron. 
Cada subnível comporta no máximo: (4l +2) elétrons 
l = 0 a (n-1) 
S 
p 
d 
f 
l=0 
l=1 
l=2 
l=3 
Logo: S= 2 elétrons d= 10 elétrons 
 p= 6 elétrons f= 14 elétrons 
9.2.1- Distribuição eletrônica de Linus Carl Pauling 
(K)1 
(L)2 
(M)3 
(N)4 
(O)5 
(P)6 
(Q)7 7p 
 
 ........................................ 
 
Ordem de energia: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, ... 
 s até 2 elétrons 
 p até 6 elétrons 
 d até 10 elétrons 
 f até 14 elétrons 
Subníveis 
Organizou os subníveis em ordem crescente de energia. 
EXEMPLOS 
23Na11 
Possui 11 elétrons no estado fundamental 
Distribuição eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 
Possui 17 elétrons no estado fundamental 
Distribuição eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 
35Cl17 
56Fe26 
Possui 26 elétrons no estado fundamental 
Distribuição eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d6 
(K = 2e, L = 8e, M = 1e) 
(K = 2e, L = 8e, M = 7e) 
(K = 2e, L = 8e, M = 14e, N = 2e) 
9.3- Número quântico magnético (ml): Fornece a informação 
sobre a orientação de um orbital no espaço. 
Cada orbital no átomo acomoda no máximo dois elétrons 
e, quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, são ditos 
emparelhados. 
O número quântico magnético, em cada subnível, possui a 
seguinte variação: ml= (-l...0...+l). 
0 
 -1 0 +1 
-2 -1 0 +1 +2 
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3 
l = 0 s 
l = 1 p 
l = 2 d 
l = 3 f 
9.4- Número quântico spin (ms): Indica a rotação dos elétrons em 
um orbital – podendo ser de duas maneiras: horário ou anti-horário. 
 Princípio da exclusão de Pauli: Não existem dois elétrons 
num átomo que possuam os mesmos valores para todos os 
números quânticos, ou seja, um orbital comporta no máximo 
dois elétrons, com spins contrários. 
• Os elétrons são simbolizados por setas. 
+1/2 
-1/2 
Regra de Hund: Deve-se preencher os orbitais de cada 
subnível de modo que tenhamos um maior número possível 
de elétrons desemparelhados.