Estudo do Átomo e da Matéria

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ESTUDO DO ÁTOMOESTUDO DO ÁTOMO
REVISÃO
1. MATÉRIA
Tudo o que tem massa e ocupa lugar no espaçoTudo o que tem massa e ocupa lugar no espaço
1.2. Propriedades da matéria
Extensivas: dependem do tamanho da amostra (Exs.: massa, 
volume)
Intensivas: independem do tamanho da amostra (Exs.: ponto de 
fusão, ponto de ebulição, densidade)
* Peso específico (ou densidade relativa)
Densidade = massa solução / volume
Peso específico = densidade subst. / densidade água
Propriedade física: pode ser especificada sem referência a 
qualquer outra substância (Exs.: densidade, cor, magnetismo, 
massa, volume)
Propriedade química: estabelece alguma interação entre 
substâncias químicas (Ex.: corrosão do ferro quando exposto à 
água e oxigênio)
Fenômeno físico ≠ Reação química (transformação)
1.3. Elementos, Substâncias e Misturas
A) Elementos: formas mais simples de matéria (cerca de 118 
elementos são conhecidos. Ex.: Hidrogênio - H)
B) Substâncias (ou compostos): combinação de elementos, 
presentes nas mesmas proporções (Ex.: H2O)
Átomos: se reúnem para formar moléculas ou aglomerados 
iônicos, que representam uma substância pura ou espécie 
química bem definida
Moléculas: átomos ligados entre si
Aglomerados iônicos: íons (átomos ou grupo de 
átomos carregados eletricamente)
Substância Molécula ou 
Aglomerado iônico Fórmula
Hidrogênio
Água 
Sal comum
O
H H
H H
Cl-
Na+
H2
NaCl
H2O
Substâncias puras: qualquer substância simples ou composta, 
formada por átomos, moléculas ou aglomerados iônicos, todos 
iguais entre si. Uma substância pura sempre tem:
-Propriedades características e bem definidas
-Composição química constante
Classificação das substâncias:
Simples: formadas por átomos de um mesmo elemento químico
Compostas: formadas por átomos (ou íons) de elementos 
químicos diferentes
*O átomo de Hélio prefere permanecer “isolado”, representando 
simultaneamente o elemento químico Hélio e a substância 
simples Hélio
* Há átomos que podem se agrupar de maneiras diferentes, 
formando substâncias diferentes (alotropia)
He
O O O
O
OOxigênio (O2) Ozônio (O3)
Hélio (He)
C) Misturas: possuem composição variável
-Não possuem propriedades características e bem definidas
-Não possuem composição química constante
* Homogênea (solução): possui propriedades uniformes em 
seu todo, sendo monofásica (Ex.: solução de NaCl em água)
* Heterogênea: não é uniforme, sendo polifásica (Ex.: óleo em 
água)
Elementos 
químicos
Substâncias 
simples
Substâncias 
compostas
Substâncias puras ou 
espécies químicas
Misturas
Homogêneas 
ou soluções
Heterogêneas
Matéria
2. A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA - O ÁTOMO
Lavoisier (1743-1794): Lei da Conservação das Massas
Proust: Lei das Proporções Definidas
Dalton (1808):
-A matéria é composta por átomos indivisíveis
-Todos os átomos de um mesmo elemento têm as mesmas 
propriedades
-Uma reação química consiste no rearranjo dos átomos 
Entretanto, os átomos individuais permanecem intactos
Faraday (1834) - Stoney: Natureza elétrica da matéria 
ELÉTRONS
William Crookes (1850): Tubos de descarga de gás – raios 
catódicos
(-)
(+)
Anodo
Catodo
(-)
(+)
Anodo
Catodo
(+)
(-)
Goldstein (1886): usou um tudo de Crookes modificado para 
produzir um novo tipo de raio, descobrindo partículas de carga 
elétrica positiva (prótons)
Radioatividade (1890): certos elementos são radioativos, ou 
seja, emitem radiação de alta energia (partículas alfa, 
partículas beta e raios gama)
Thomson (1904): o átomo seria formado por uma pasta 
positiva recheada pelos elétrons de carga negativa -
Divisibilidade do átomo e natureza elétrica da matéria
Rutherford (1911): os elétrons estariam girando em torno do 
núcleo, contrabalançando a carga positiva do núcleo e 
garantindo a neutralidade do átomo. Partículas de carga zero 
também estavam presentes no núcleo (nêutrons)
-
-
-
-
Esfera não maciça
Cargas negativas incrustadas
Placas de metal carregadas – desvio 
do raio
Polônio
Bloco de 
chumbo
Placa de 
chumbo com 
orifício
Lâmina finíssima 
de ouroFeixe de 
partículas α
Papel 
fotográfico
-
+
Partículas α
Átomos
Chadwick (1932): provou que no núcleo não existem apenas 
partícula de carga elétrica positiva (prótons), mas, também, 
partículas sem carga elétrica, que foram chamadas de nêutrons
+
+
+
+
++
+
+
Núcleo do átomo
nêutrons
prótons
Átomo
Núcleo
Eletrosfera
Prótons
Nêutrons
elétrons
Estrutura atômica
Partículas do átomo:
Massa atômica (u) Carga (coulomb) Unidade de
carga elétrica
Próton 1,007276 1,62x10-19 +1
Nêutron 1,008665 0 0
Elétron 0,0005486 -1,62x10-19 -1
Radioatividade (Becquerel, 1896): propriedade dos átomos de 
emitir partículas e radiações – Luz - (raios x, luz visível, 
ultravioleta, infravermelho, ondas)
A luz é caracterizada por suas intensidades e comprimento: 
λ x v = c
λ = comprimento de onda (A, 
mm, m, nm)
c = vel. da luz (3x1010cm/ s)
v = frequência (s-1 = Hz)
Amplitude
Comprimento de 
onda
Unidades de comprimento:
1A = 10-8 cm
1nm =10-9 Hz
Mecânica Clássica (Maxwell): toda partícula elétrica em 
movimento emite energia
Espectro contínuo: luz visível de todos os comprimentos de 
onda
Prisma
Lâmpada 
comum
Anteparo
Espectro de linhas (ou de massa atômica): a luz emitida não 
contém radiação de todos os comprimentos de onda
Prisma
Lâmpada de 
hidrogênio
Anteparo
Como os átomos somente absorvem ou emitem luz de alguns 
comprimentos de onda, as experiências espectrais pareciam 
indicar que a energia dos elétrons não podia ter qualquer 
valor......
Todas as linhas, todos os 
comprimentos do onda na região do 
visível
Algumas linhas. Cada linha é um 
comprimento de onda característico
Série de linhas do espectro do hidrogênio
Balmer (visível); Lyman (ultravioleta); Paschen (infravermelho); 
Bracket (infravermelho); Pfund (infravermelho) 
Bohr percebeu que a elucidação da estrutura atômica seria 
encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias a 
temperaturas altas ou sob influência de uma descarga 
elétrica............
Mecânica Quântica (Plank e Einstein-1900): a luz possui 
propriedades de onda e partículas
Quantum = energia emitida em blocos (fótons)
E = hv
Plank e Einstein mostraram que a energia é emitida em pacotes 
(quantum). A energia, entretanto, tem uma natureza dualística, 
podendo exibir propriedades de um feixe de partículas (fótons) ou 
de um trem de ondas......
Einstein: demonstração da equação da energia para uma partícula
Plank: demonstração da equação da energia para uma onda
E = energia de um fóton emitido ou 
absorvido por uma substância
h = cte de Plank (6,63x10-3Joule .s)
Bohr (1913): o elétron, ao girar em torno do átomo, estaria 
obedecendo a Mecânica Quântica
O elétron de um átomo pode possuir apenas certas quantidades 
de energia (o elétron está restrito a níveis de energia específicos 
no átomo)
Equação para a energia do elétron
Bohr escolheu valores inteiros porque ele considerou que o 
elétron só pode ter certas quantidades discretas de energia e 
nunca valores intermediários. O número quântico serve para 
identificar a órbita do elétron e a energia de um elétron em uma
órbita particular depende do valor de n
E = -A/n2
A = constante
n = número quântico (número inteiro de 1 ao infinito)
Quando um átomo absorve energia, o elétron aumenta de energia, 
passando de um nível para outro e, quando o elétron retorna a um
nível de energia mais baixo, emite um quantum de energia na 
forma de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética+
e-
-n = 1
n = 2
n = 3
Fóton
∆E = En2 - En1
2.1. Evolução do Modelo Atômico
De Broglie (1924): combinou as expressões de Plank e 
Einstein, obtendo uma relação entre a massa de um fóton e seu 
comprimento ou frequência - O elétron teria um 
comportamento de partícula-onda
“A todo elétron em movimento está associada uma onda 
característica” (Princípio da Dualidade)
Surgimento dos números quânticos inteiros:
Cordas de um violão: ondas simples com extremidades fixas 
(nós), onde a amplitude é zero
As ondas dos elétrons também são estacionárias, embora 
sejam de formas muito diferentes das que ocorrem nas cordas 
de um violão, uma vez que o átomo é tridimensional. Assim, 
nas três dimensões existem três números quânticos.
Erwin Shrödinger (1926): calculou matematicamente a 
posição do elétron na eletrosfera, de acordo com a Mecânica 
Ondulatória:
Ondas eletrônicas = orbital (cada orbital em um átomo possui 
uma energia característica e é visto como uma região em torno 
do núcleo onde se espera encontrar um elétron)
Ondas 
estacionárias de 
um violão: 
número inteiro
Modelo dos orbitais: o elétron é uma partícula-onda 
que se desloca (ou vibra) no espaço, com maior 
probabilidade dentro de uma região (orbital)
3. NÍVEIS E SUBNÍVEIS DE ENERGIA (NÚMEROS 
QUÂNTICOS)
Sommerfeld (1915): imaginou que algumas órbitas, camadas ou 
níveis (K, L, M, ...) seriam formados por subníveis ou
subcamadas. Os subníveis teriam orientações diferentes no 
espaço (orbitais), e o elétron possuía movimentos de rotação em 
torno de si próprio (spin = girar)
NÍVEIS DE ENERGIA: são regiões determinadas ao redor do 
núcleo atômico onde o elétron pode se movimentar sem perder 
nem ganhar energia. 
A) Número quântico principal (n): informa em que nível 
energético está o elétron. Quanto maior o valor de n, maior a 
energia dos níveis (n também determina o tamanho dos orbitais)
K L M N O P Q
Camada Nível
K n = 1
L n = 2
M n = 3
N n = 4
O n = 5
P n = 6 
Q n = 7
SUBNÍVEIS DE ENERGIA: estão relacionados ao movimento 
que o elétron descreve ao redor do núcleo e, portanto, fornecem 
a sua energia cinética.
B) Número quântico azimutal (l): a camada principal é 
composta por uma ou mais subcamadas ou subníveis, cada um 
especificado pelo número quântico secundário ou azimutal. 
Este número determina a forma de um orbital
Representação dos subníveis
s (sharp) – linhas nítidas
p (principal) – linhas principais
d (diffuse) – linhas difusas
f (fine) – linhas finas
Subnível s p d f
Valor de l 0 1 2 3
Número máximo 2 6 10 14
de elétrons
C) Número quântico magnético (m): cada subcamada ou 
subnível é composta(o) de um ou mais orbitais. Um orbital é 
caracterizado pelo seu valor de m, que serve para determinar 
sua orientação no espaço em relação aos outros orbitais O 
número quântico magnético tem valores inteiros que variam 
entre -l a +l
Subnível s p d f
Valor de l 0 1 2 3
Número máximo 2 6 10 14
de elétrons
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
-2 -1 0 +1 +2 
-1 0 +1 
0
s
d
f
• Podemos atribuir, assim, a cada onda, um conjunto de valores para n, 
l e m. Por exemplo, uma onda terá n = 1, l = 0 e m = 0. Isto nos 
permite identificá-la como um orbital 1s e imaginarmos um orbital 1s 
como sendo ocupado por um elétron
•É como se o átomo fosse um edifício garagem para elétrons, onde cada 
orbital é uma vaga, com uma energia e forma de onda particular
Cada subnível comporta 
um número variável de 
orbitais
p
Diagrama energético:
6d
5f
7s
6p
5d
4f
6s
5p
4d
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
1s 0
0
-1 0 +1
-1 0 +1
0
0
-1 0 +1
-1 0 +1-2 +2
0
-1 0 +1
-1 0 +1-2 +2
0
-1 0 +1-2 +2 +3-3
-1 0 +1-2 +2
-1 0 +1
0
-1 0 +1-2 +2 +3-3
-1 0 +1-2 +2
Aumento 
de energia
* Os elétrons são distribuídos na ordem crescente de energia 
dos subníveis
Nota-se que, a medida em que n 
se torna maior, o espaçamento 
entre as camadas sucessivas fica 
menor. Esse estreitamento 
provoca uma superposição entre 
as subcamadas
D) Número quântico de Spin (s): surge em decorrência do 
elétron se comportar como se estivesse girando. Uma vez que 
o elétron pode girar em apenas duas direções, s só pode ter 
dois valores
s = - 1/2 s = + 1/2
s = - 1/2
s = + 1/2
Situações para os dois elétrons com spins:
A) Iguais (paralelos ou antiparalelos)
- Repulsão elétrica (cargas de mesmo sinal repelem-se)
- Repulsão magnética (campos magnéticos iguais repelem-se)
B) Diferentes ( paralelo e antiparalelo) 
- Repulsão elétrica (cargas de mesmo sinal repelem-se)
- Atração magnética (campos magnéticos diferentes atraem-se)
O elétron é dotado de carga 
elétrica e está em cte movimento 
em torno do núcleo. Esse 
movimento cria um campo 
magnético
* Cada elétron em um átomo pode ser associado a um conjunto 
de valores para seus 4 números quânticos (n, l, m e s) que 
determinarão o orbital no qual o elétron se encontra e a 
direção na qual ele está girando
Princípio da Exclusão de Pauli: um orbital comporta no máximo 
dois elétrons com spins contrários
Dois elétrons em um átomo não podem ter todos os 4 números 
quânticos iguais
3.1. Distribuição Eletrônica
-Os elétrons vão se encaixando na eletrosfera partindo dos 
níveis e subníveis de menor energia para os de maior energia; só 
passamos para um subnível superior quando o inferior já estiver 
lotado
-Num mesmo subnível, de início, todos os orbitais devem 
receber seu primeiro elétron e só depois, cada orbital passará a
receber seu 2° elétron (Regra de Hund ou da Máxima 
Duplicidade)
-Num orbital, o primeiro elétron é, por convenção, o de spin 
negativo -1/2 (↑)
Diagrama de Pauling (Regra das Paralelas)
2 K 1 1s
8 L 2 2s 2p
18 M 3 3s 3p 3d
32 N 4 4s 4p 4d 4f
32 O 5 5s 5p 5d 5f
18 P 6 6s 6p 6d 
2 Q 7 7s
NíveisCamadas
N° máximo 
de elétrons 
por nível
s(0) p(1) d(2) f(3)
2 6 10 14
1 3 5 7 
Subníveis
N° máximo de elétrons por subnível
N° de orbitais por subnível
Princípio da Construção Progressiva
l 0 1 2 3 4 5 6 7
n 1 1s
2 2s 2p
3 3s 3p 3d
4 4s 4p 4d 4f
5 5s 5p 5d 5f 5g
6 6s 6p 6d 6f 6g 6h
7 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i
8 8s 8p 8d 8f 8g 8h 8i 8j
2 6 10 14 18 22 26 30
Ocupação 
Seqüência pela qual devem-se preencher os subníveis
energéticos com elétrons. A regra é que os primeiros subníveis
a serem ocupados são aqueles com menor soma n + l. Se dois 
subníveis têm a mesma soma, preenche-se antes o que tem um 
n menor.
n
 +
 l
Representação 
espacialElemento
N total de 
elétrons
Distribuição 
eletrônica
Hidrogênio 1 K (n = 1) 1s1
Representação 
gráfica
Hélio 2 K (n = 1) 1s2
Lítio 3 L (n = 2) 1s2 2s1 
K (n = 1)
Berílio 4 L (n = 2) 1s2 2s2
K (n = 1)
Boro 5 L (n = 2) 1s2 2s2 2p1
K (n = 1)
l= 0
l= 0
l= 0
l= 0
l= 0
l= 1
Valore máximos:
N° orbitais por nível n2
N° máximo de elétrons por nível2n2
N° orbitais por subnível 2l + 1
N° máximo de elétrons por subnível 2(2l + 1) = 4l + 2
* Distribuição eletrônica dos íons
Os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder serão 
recebidos ou retirados da última camada eletrônica e não do 
subnível mais energético. Ex.: Fe (Z = 26)
Fe0 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Fe2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Fe3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
Assim, numa distribuição eletrônica:
-Elétrons mais externos: pertencentes a última camada que 
recebeu elétron
-Elétrons de maior energia: são os do último subnível a ser 
preenchido
-Última camada: chamada camada de valência
Subnível mais 
energético
Camada mais 
externa
3.2. Formas geométricas dos orbitais (Distribuição Espacial 
dos elétrons)
Princípio da Incerteza de Heisenberg: não é possível calcular a 
posição e velocidade de um elétron num mesmo instante
Orbital: região de maior probabilidade de se encontrar um 
elétron = alta densidade eletrônica 
Orbitais do subnível s: esféricos 
•
•
No máximo 2 
elétrons
0
s
Orbitais do subnível p: a densidade eletrônica está distribuída 
em determinadas regiões ao longo de uma linha reta passando 
através do núcleo. Um subnível p é composto por três orbitais p, 
cada um tendo a mesma forma. Eles diferem um do outro 
apenas nas direções onde suas densidades eletrônicas são 
encontradas (estas direções foram ângulos retos entre si)
px
py
pz No máximo 6 
elétrons
•
•
•
•
••
px py pz
-1 0 +1 
d
No máximo 10 
elétrons
•
•
••
•
•
•
•
•
•
•
•
•
-2 -1 0 +1 +2 
f
* Quanto maior o n, maior a nuvem eletrônica, estando os 
elétrons a uma maior distância do núcleo e o átomo torna-se 
maior à medida que seus subníveis de maior energia tornam-se 
ocupados
No máximo 14 
elétrons
•
•
•
•
•
•
• •
Três cubos
•
•
•
•
•
•
••
•
•
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
4. CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Número atômico (Z): número de prótons existentes no 
núcleo de átomo
Número de massa (A): soma do número de prótons (Z) e de 
nêutrons (N) existentes num átomo
A = Z + N
Elemento químico: conjunto de todos os átomos com o 
mesmo número atômico
ZXA
* Um átomo, es seu estado fundamental, é neutro, ou seja, o 
número de elétrons na eletrosfera é igual ao número de 
prótons do núcleo, e em conseqüência suas cargas se anulam
Número de massa
Número atômico