Química-Aula2Estruturaatmica

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Estrutura atômica 
Profª Yasmine Micheletto 
QUÍMICA 
Aula 1 
UNIVERSIDADE DO EXTREMO SUL CATARINENSE 
 
 
 
 
 
São substâncias formadas por um ou mais átomos de um mesmo 
elemento químico. São classificada como substância pura simples 
ou, simplesmente, substância simples. 
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Substâncias Puras Simples 
Quando as moléculas de determinada substância são formadas 
por dois ou mais elementos químicos, ela é classificada como 
substância pura composta ou, simplesmente, substância 
composta. 
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Substâncias Puras Compostas 
Estrutura molecular: 
 
(a) Modelo de bolas de uma molécula de etanol 
(gráficos de computadores das estrutura 
calculadas); 
 
(b) Modelo de bolas e palitos; 
 
(c) Estrutura de varetas. 
 
(d) Nuvem eletrônica (como os elétrons se distribuem 
na molécula de etano - ideia muito real da forma de 
uma molécula; 
 
(e) Nuvem com representação de varetas; 
 
(f) Distribuição de cargas elétricas de uma molécula de 
etanol – superfície de potencial eletrostático. 
O que é um modelo? 
Conjunto de hipóteses sobre a estrutura ou o comportamento de um sistema 
físico pelo qual se procuram explicar ou prever, dentro de uma teoria 
científica, as propriedades do sistema. 
Os modelos não correspondem à forma real dos objetos. Eles se aproximam 
dela à medida que são aperfeiçoados. 
Mas como reconhecer se um modelo está próximo à realidade? 
Hipóteses 
Experimentos 
Teorias 
Teorias ou modelos vão corresponder, 
em maior ou menor grau, à realidade!!! 
* Leucipo de Mileto ( 440 a.C.) & 
Demócrito (460 a.C. - 370 a.C. ) 
 
A ideia de dividirmos uma porção qualquer de matéria 
até chegarmos a uma partícula que não possa mais ser 
dividida, é muito antiga e surgiu na Grécia onde 
ÁTOMO significa não há partes, não divisível. 
 
 A = negação; TOMOS = parte 
MODELO ATÔMICO DE DALTON: 
O modelo da bola de bilhar (1803) 
Modelo Atômico de Dalton 
(1803)‏ 
John Dalton 
(1766 - 1844) 
 maciça; 
 
 indestrutível; 
 
 impenetrável; 
 
 indivisível; 
 
 sem cargas elétricas 
 
A partir das experiências de Lavoisier e de Proust, 
Dalton formulou os seguintes postulados: 
 • A matéria é constituída por pequenas partículas denominadas átomos. 
 
• Os átomos são indestrutíveis. Em reações químicas, os átomos 
mudam suas posições relativas, mas permanecem intactos. 
 
• As massas e outras propriedades dos átomos de um dado elemento 
diferentes são diferentes. 
 
• Quando átomos de elementos diferentes combinam-se para formar 
compostos, são formadas por novas partículas mais complexas mas 
sempre em quantidades com a mesma razão numérica. 
 MODELO ATÔMICO DE THOMSOM (1897) 
 “ PUDIM DE PASSAS” 
elétrons 
Modelo Atômico de Thomson 
 
 Com a descoberta dos prótons (+) e elétrons (-), Thomson propôs 
um modelo de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam 
uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as 
cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons. 
 
Síntese do Modelo Atômico de Thomson 
 Em 1903 o cientista inglês Joseph J.Thomson, através de 
experiências realizadas com gases concluiu que a matéria era 
formada por cargas elétricas positivas e negativas sendo: 
 Elétron- partícula subatômica de carga negativa. 
 
 Para Thomson o átomo seria: 
 Uma esfera maciça e positiva, com cargas negativas distribuídas ao 
acaso na esfera. 
 A quantidade de cargas positivas e negativas seriam iguais tornando-
o neutro. 
O experimento de Rutherford 
“Modelo atômico planetário" 
Em 1910, Rutherford e sua equipe de 
trabalho estudaram os ângulos, nos 
quais as partículas alfa (α) são 
desviadas e como passam através de 
uma fina lâmina de ouro. 
 
O fragmento de polônio foi colocado no interior de um bloco de 
chumbo com um orifício através do qual saía um feixe de partículas 
alfa provenientes do polônio. 
 
Diante do feixe de partículas alfa foi colocada uma chapa recoberta 
internamente com material fluorescente (ZnS), para que nela se 
registrassem as cintilações provocadas pela colisão das partículas 
alfa. 
 
Em seguida colocou-se uma lâmina delgada de ouro (Au) 
interceptando o feixe de partículas alfa (α). 
 
 
 NÍVEL MACROSCÓPICO 
 NÍVEL MICROSCÓPICO 
Rutherford e seus colaboradores notaram que: 
 
 A grande maioria das partículas alfa atravessava livremente a 
lâmina, como se nada existisse em seu caminho, e continuava 
produzindo cintilações numa região da chapa fluorescente. 
 
 Ocasionalmente, algumas eram desviadas de sua trajetória, ao 
atravessar a lâmina, e produziam cintilações em pontos afastados 
da região de incidência da grande maioria das partículas. 
 
 E muito raramente, algumas eram refletidas ao incidir sobre a lâmina 
de ouro. 
O modelo atômico de Rutherford 
• O átomo contém imensos espaços vazios. 
• No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso. 
• O núcleo do átomo tem carga positiva, uma vez que as partículas alfa 
(positivas) foram repelidas. 
• Para equilibrar as cargas positivas existem os elétrons ao redor do 
núcleo. 
• O raio do átomo é cerca de 10.000 vezes maior do que o raio do 
núcleo. 
• Como as partículas de carga opostas se atraem, os elétrons iriam 
perder energia gradualmente percorrendo um espiral em direção ao 
núcleo, emitindo energia na forma de luz ( átomos em colapso!!!)‏ 
 
Conclusões de Rutherford 
O átomo é formado por um núcleo muito pequeno e denso, com carga 
positiva, no qual se concentra praticamente toda a massa do átomo. 
Ao redor do núcleo localizam-se os elétrons neutralizando a carga 
positiva. Assim, ele criou o Modelo Planetário do Átomo. 
 
Modelo atômico 
de Rutherford 
(1911)‏ 
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EM 1913, O FÍSICO DINAMARQUÊS NIELS BOHR EXPÔS ALGUMAS 
IDÉIAS QUE MODIFICARAM E EXPLICARAM AS FALHAS DO MODELO 
PLANETÁRIO DO ÁTOMO. 
 
 
O MODELO ATÔMICO APRESENTADO POR BOHR É CONHECIDO POR 
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD-BOHR. 
ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO 
 Em 1865, James Maxwell estabeleceu que a radiação 
eletromagnética pode ser descrita por uma equação simples: 
 
 
 =c 
 Em 1900 Max Plank postulou que a energia de uma onda 
eletromagnética é proporcional a sua frequencia: 
 
 
 E = h 
ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO 
Linhas espectrais 
Série de Balmer: ausência de algumas linhas no espectro 
Conclusões do experimento: 
 
a) O hidrogênio absorveu as freqüências que estão ausentes no espectro; 
 
b) O conjunto de linhas observadas é uma característica intrínseca dos 
átomos de hidrogênio visto que outros átomos também apresentam linhas 
espectrais em outras posições. 
Modelo Quântico para o átomo: O modelo 
de Niels Bohr 
Em 1913 publicou um polêmico modelo 
de átomo. 
Modelo Quântico para o átomo: O modelo 
de Niels Bohr 
• Bohr propôs que o elétron, que gira em torno do núcleo do 
hidrogênio, poderia estar em várias órbitas; 
 
• Bohr postulou que os elétrons estão confinados em certos 
níveis estáveis de energia → somente algumas órbitas são 
permitidas para o elétron no átomo de hidrogênio; 
 
• Assim as órbitas têm energias discretas e os espaços 
intermediários entre as órbitas são zonas proibidas para os 
elétrons.A linha verde-azulada no espectro 
atômico é causada por elétrons saltando 
da quarta para a segunda órbita. 
A linha azul no espectro atômico é 
causada por elétrons saltando 
da quinta para a segunda órbita 
A linha violeta mais brilhante no espectro 
atômico é causada por elétrons saltando 
da sexta para a segunda órbita. 
Mas se o núcleo atômico é formado por 
partículas positivas, porque essas 
partículas não se repelem? 
A descoberta do nêutron (1932) 
• James Chadwik verificou que o núcleo do 
elemento berílio radioativo emite partículas 
sem carga elétrica e de massa praticamente 
igual à dos prótons. 
 
• Essa partícula foi denominada nêutron, 
confirmando a existência da terceira partícula 
subatômica. 
 MODELO ATÔMICO ATUAL 
Heisenberg, 
Nobel de Física 
de 1932. 
Louis de Broglie, 
Nobel de Física de 
1929. 
Louis de Broglie 
= h/mv 
 
Estabeleceu que todo o elétron tem um comprimento 
de onda associado que é inversamente proporcional a 
sua velocidade; 
 
 Proposto, então, o comportamento dualístico para o 
elétron: corpuscular e ondulatório. 
 
 
 
 Partícula-onda. 
Werner Heisenberg 
Princípio da Incerteza de Heisenberg: NÃO é possível se 
determinar com precisão, em um dado momento, a posição e a 
velocidade do elétron. 
 
 Não é possível se conhecer, simultaneamente, a posição e a 
energia do elétron. 
 
 
 Quando se estabelece a energia do sistema eletrônico, perde-se 
a precisão na posição do elétron; 
 
 A amplitude da equação que descreve o elétron, chamada de 
função de onda, indica a região provável onde encontrar esse 
elétron 
 
 
 
Elétron uma região com um dado volume no espaço que tem 
grande probabilidade de conter carga eletrônica. 
 
 
 
 
Número quântico principal (n) 
 
Especifica o nível de energia do elétron e o volume 
onde o elétron se encontra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Regiões espaciais com probabilidade de encontrar 
elétrons de diferentes níveis de energia. 
Número quântico secundário (l) 
 
Determina a forma da região do espaço onde o 
elétron será encontrado. 
 
Só pode assumir valores inteiros entre 0 e n-1 
 
 Se n=3, têm –se três possibilidades para o número 
secundário: 0, 1 e 2. 
 
 O número quântico secundário também especifica 
energia. 
 
 
 
Número quântico secundário (l) 
 
Também chamados de subníveis de energia. 
 
0  s 
1  p 
2  d 
3 f 
 
 
O Orbital S 
Um orbital é uma região tridimensional em torno do 
núcleo onde há grande probabilidade de se encontrar 
elétrons (>90%). 
Orbitais atômicos 
Orbitais d 
O Orbital p 
Cargas + e – 
apenas indicam 
a fase do orbital 
Orbitais atômicos p têm dois lobos que estão em fases opostas. 
Existem três orbitais atômicos p (2px, 2py e 2pz) 
Número quântico magnético (ml) 
 
Não especifica energia; 
 
Determina a orientação da região no espaço onde o 
elétron poderá ser encontrado (orbital). 
 
 Só pode assumir valores inteiros que vão de – l a +l 
 
 
 L=2l + 1