3 Estrutura Atômica

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Estrutura Atômica
Química Geral e Orgânica
2013/2
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Descoberta e Propriedades do Elétron
• Natureza Elétrica da Matéria
• Em 1874, o cientista inglês Michael Faraday
mostrou que a passagem de eletricidade por
soluções aquosas de variados compostos podia
promover processos químicos, demonstrando que
a matéria possui uma natureza elétrica.
• G. J. Stoney, 40 anos mais tarde, propõe a
existência de partículas de eletricidade a que deu o
nome de elétrons.
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Descoberta e Propriedades do Elétron
• Ao final do século XIX, as características de descargas
elétricas produzidas em tubos de raios catódicos
(tubos de vidro selados, dotados de eletrodos
metálicos e parcialmente evacuados) eram alvo de
constante investigação.
• Sob alta voltagem, uma descarga originada no catodo
(eletrodo negativo) flui para o anodo (eletrodo
positivo) e o ar residual no interior do tubo se
ilumina.
• Essas descargas foram denominadas raios catódicos.
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Tubo de Raios Catódicos
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Tubo de raios catódicos (foto) 
http://www.chem.uiuc.edu/clcwebsite/cathode.html
Esquema de um tubo de raios catódicos
Descoberta e Propriedades do Elétron
Características observadas nos raios catódicos:
1. normalmente, deslocam-se em linha reta;
2. delineiam sombras;
3. fazem girar um pequeno moinho colocado em seu
caminho, sugerindo que são constituídos por partículas;
4. podem ser deslocados por campos elétricos e
magnéticos em direção condizente com a de partículas
eletricamente carregadas com carga negativa;
5. independente da natureza do material que compõe os
eletrodos ou do gás residual no interior do tubo, têm
sempre idênticas características (mesma identidade).
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Descoberta e Propriedades do Elétron
• Estas características sugeriam que os raios
catódicos seriam formados de partículas
energéticas com carga negativa.
• E, por fazerem parte da constituição de todas as
substâncias conhecidas, são partículas
fundamentais.
• De fato, veremos a seguir que as partículas dos
raios catódicos são os elétrons descritos por
Stoney.
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Descoberta e Propriedades do Elétron
• Em 1897, J.J. Thomson, físico inglês (1856-1940),
efetuou os experimentos com tubos de raios
catódicos modificados que levaram ao
estabelecimento da relação carga/massa (e/m) dos
elétrons.
• Em seu experimento, os elétrons produzidos no
catodo foram acelerados a um anodo perfurado.
Alguns elétrons passaram pelo orifício do anodo e
prosseguiram até chocarem-se com a parede
recoberta de material fosforescente do tubo, em B.
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Razão carga/massa do Elétron
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Colocando-se placas com cargas opostas acima e abaixo do tubo, observa-
se deflexão do feixe de elétrons em direção à placa positiva e colisão com a
parede do tubo no ponto A. Quando somente o campo magnético é
aplicado os elétrons colidem no ponto C. O ponto de colisão na ausência de
campo elétrico e campo magnético é em B.
Descoberta e Propriedades do Elétron
• A trajetória dos elétrons, (como acontece com
partículas carregadas), foi desviada por campos
magnéticos e elétricos.
• Quanto maior a magnitude de carga de uma
partícula, mais intensa é a interação com os campos
elétricos e magnéticos e maior será a deflexão.
Quanto menor a massa, maior também é a deflexão.
• E ainda, quanto mais intensa a força dos campos
elétricos e magnéticos, maior será a deflexão das
partículas carregadas.
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Razão carga/massa do Elétron
A trajetória de uma partícula carregada em movimento 
é afetada por campos elétricos e magnéticos.
• A deflexão das partículas pelo campo elétrico é: (a)
diretamente proporcional à carga; (b) inversamente
proporcional à massa (as mais pesadas são menos
afetadas pela atração eletrostática).
• Na ausência de campo elétrico, um campo
magnético gerado em ângulo reto ao campo
elétrico deflete o feixe na direção oposta à causada
pelas placas carregadas do campo elétrico.
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Razão carga/massa do Elétron
Em seu experimento, J.J Thomson :
• Aplicou um campo magnético de intensidade conhecida
através do tubo e verificou a deflexão do feixe de elétrons.
Em seguida, aplicou carga nas placas até que o feixe
voltasse a colidir no ponto de impacto original (B).
• Calculou a razão entre as intensidades dos campos elétrico
e magnético usados e determinou a razão carga e a massa
do elétron (e/m):
• Onde e é a carga do elétron e m é a sua massa em gramas.
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gC
m
e
/1076,1 8
Carga do Elétron
• R. A. Millikan em 1908, realizou um experimento com
gotículas de óleo aspergidas em uma câmara entre duas
placas metálicas. Fez incidir raios X na câmara, radiação
ionizante que é capaz de retirar elétrons de átomos e
moléculas do gás dentro câmara.
• As gotículas de óleo, ao capturarem os elétrons
arrancados, adquirem carga negativa, sendo possível
interromper sua queda ao se aplicar carga nas placas.
• Millikan notou que a carga nas gotas de óleo era sempre
um múltiplo de -1,60 x 10-19 coulombs, carga que concluiu
ser a de um elétron.
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Uma vez determinada a carga do elétron, sua massa, 9,11 x 10-28 g, 
pode ser facilmente calculada pois era já conhecida a razão carga-
massa.
Partículas Positivas e 
Raios Canais
• Uma vez que elétrons, com carga negativa, são partículas
comuns a toda matéria e os materiais comuns do dia a dia
são eletricamente neutros, concluiu-se que deveria haver
também partículas positivamente carregadas em toda a
matéria.
• Estudos feitos por E. Goldstein, usando ampolas de
descarga dotadas de catodos perfurados, constataram a
existência de um outro tipo de raios lançados para trás do
catodo quando alta voltagem era aplicada.
• Esses raios foram chamados de raios canais.
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Raios Canais
• São compostos por íons positivamente carregados
formados quando os elétrons originados no catodo, e
acelerados ao anodo, colidem e arrancam elétrons das
moléculas do gás no interior da ampola.
• Ao contrário dos elétrons dos raios catódicos, as
partículas dos raios canais não são todas semelhantes,
ainda que um gás puro esteja no interior da ampola.
• Suas massas dependem da identidade do gás no tubo
de descarga (mas não só dela). Podem apresentar
diferentes cargas, sempre múltiplas de +1,60 x 10-19 C.
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Raios Canais
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Tubos de Crookes
Resumo dos Resultados
• Quando alta voltagem é aplicada em tubos de descarga,
elétrons deixam o cátodo e fluem em direção ao ânodo.
Elétrons estão presentes e são idênticos, qualquer que
seja o material usado como cátodo.
• No trajeto, ao chocarem-se com moléculas do gás no
interior do tubo podem gerar espécies que apresentam
carga positiva.
• Moléculas são espécies normalmente neutras, elas e os
átomos que as compõem consistem de elétrons e de
partículas com cargas positivas, de tal modo que a soma
das cargas seja nula.
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Experimentos com Tubos de Crookes
Resumo dos Resultados 
• Comentários
• Quando uma molécula (ou um átomo) perde um ou mais
de seus elétrons, adquire carga positiva igual ao número
de elétrons perdidos .
• A partícula resultante é um íon positivo, (cátion), cuja
carga é indicada por um sinal positivo na fórmula,
exemplos: H2
+ , Na+, O2
+, Ca2+, etc.
• Moléculas e átomos também podem ganhar elétrons,
nesse caso formam íons negativos (ânions) tais como Cl-,
O2-, S2-, etc.
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O Átomo de Thomson
• A partir de 1890, cientistas estabeleceram que
átomos tinham alguns elétrons e uma parte
positivamente carregada, mas o arranjo atômico
não estava ainda claro.
• Em 1898, J. J. Thomson sugeriu que o átomo seria
uma esfera positivamente carregada na qual os
elétrons estariam inseridos.
• Essa concepção do átomo foi chamada de modelo
de “pudim de ameixas”.
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O Átomo Nuclear
• O modelo atômico de Thomson, que vinha sendo aceito já
poralguns anos, foi substituído após os experimentos de
E. Rutherford, E. Marsden e H. Geiger, no início do século
XX
• Para compreender esses experimentos, é necessário
comentar brevemente sobre radioatividade, fenômeno
em que alguns elementos não estáveis emitem
espontaneamente radiações de vários tipos, que foi
descoberto por Henri Bequerel em 1896.
• A radioatividade é mais uma evidência de que átomos
contêm partes mais simples e não são indestrutíveis.
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Radioatividade
As substâncias podem emitir espontaneamente três
tipos mais importantes de radiação.
• Radiação alfa, formada de íons He2+, chamados
de partículas alfa (partículas ).
• Radiação beta, que consiste de elétrons, que
neste caso são chamados de partículas beta
(partículas ).
• Radiação gama (raios ), altamente energética
consiste de luz altamente penetrante e
semelhante aos raios X.
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O Átomo Nuclear
• Rutherford, Geiger e Marsden lançaram um fluxo de
partículas (He2+) emitidas de pequena quantidade de
polônio, elemento radioativo, sobre uma fina folha de ouro
metálico.
• Muitas das partículas atravessavam a folha em linha reta,
mas algumas eram espalhadas, desviadas. Constataram
desvios maiores até do que 90°, indicando colisão com região
massiva no átomo que impedia as partículas de atravessar a
folha de ouro.
• Concluíram que o átomo possuiria uma região central densa,
o núcleo, que concentraria a carga positiva do átomo com os
elétrons distribuídos no volume restante atômico.
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O Átomo Nuclear
• Em 1914, Rutherford demonstrou a existência de uma
partícula positiva com mesma magnitude de carga que o
elétron, porém com massa muito maior. Mais tarde,
sugeriu que a carga positiva de um núcleo atômico se
devesse à essas partículas, que denominou prótons.
• Rutherford concluiu, também, que embora os prótons
fossem responsáveis pela carga do núcleo, não respondem
pela totalidade de sua massa.
• Em 1932, o físico inglês J. Chadwick anunciou a descoberta
do nêutron, partícula eletricamente neutra com massa
aproximada a do próton, resolvendo a questão da
composição do núcleo atômico.
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O Átomo Nuclear
• Modernamente, acreditamos que o núcleo de muitos
átomos contêm ambas as partículas, prótons e
nêutrons, que chamamos de núcleons. (Com exceção
do isótopo mais comum do hidrogênio, que contém
apenas um próton e nenhum nêutron no núcleo.)
• Por conveniência, as cargas nas partículas atômicas
são expressas em termos de carga relativa à carga do
elétron. Por essa convenção, um próton tem carga
+1, um elétron tem carga -1 e o nêutron tem carga 0.
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Partículas Fundamentais
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•Visão esquemática do átomo: núcleo denso e positivamente
carregado, contendo a maior parte da massa do átomo, rodeado
por elétrons negativamente carregados.
•O núcleo do átomo é extremamente pequeno em relação ao
tamanho do átomo. Se o núcleo tivesse o tamanho de uma bola
de tênis, o átomo inteiro teria cerca de 6,4 km de diâmetro.
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Quando consideramos que os átomos são constituídos 
de partículas fundamentais idênticas, surge a questão: 
porque átomos diferentes têm propriedades químicas 
também diferentes? 
A resposta a essa questão está relacionada ao número 
de elétrons do átomo e seu arranjo. Os elétrons 
constituem a grande parte do volume atômico e são 
eles que interagem quando átomos se combinam para 
formar outras espécies (moléculas, íons, etc.). 
Portanto, o número de elétrons em um átomo afeta 
profundamente sua habilidade de interagir com outros 
átomos. 
Número Atômico e Número de Massa
• Um átomo é identificado por dois números inteiros:
• O número atômico Z , que é o número de prótons no 
núcleo;
• O número de massa A que é o número total de 
núcleons (prótons + nêutrons) no núcleo.
• Um elemento específico é identificado por seu símbolo
com o número atômico Z indicado como um índice
inferior e o número de massa A como um índice
superior, ambos à esquerda do símbolo.
• Como átomos não apresentam carga, o número de
elétrons é igual ao número de prótons no núcleo.
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Número Atômico e Número de Massa
• Todos os átomos de um mesmo elemento têm o
mesmo Z , pois o número de prótons no núcleo
caracteriza o elemento.
• Todos os átomos de sódio têm Z = 11.
• O número de nêutrons no núcleo é dado por: A – Z
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ZX
A
11Na
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por exemplo:
 Símbolo do elementoNúmero de massa
Número atômico
Isótopos
• Átomos de um mesmo elemento podem apresentar
números de massa (A) diferentes e, portanto, massas
diferentes por apresentarem números de nêutrons
diferentes no núcleo.
• Tais átomos são chamados de isótopos.
• Vejamos os isótopos de ocorrência natural do
oxigênio:
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8O
16
8O
17
8O
18
, ,
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Os Três Isótopos do Oxigênio
Todos têm 8 prótons e 8 elétrons, mas diferem no 
número de nêutrons no núcleo. O isótopo mais 
abundante é o primeiro (oxigênio dezesseis). 
Isótopos
• Os isótopos de um átomo apresentam propriedades
químicas quase idênticas, já que essas propriedades
estão principalmente relacionadas ao arranjo
eletrônico, que é idêntico para os isótopos de um
mesmo elemento.
• Na natureza, a grande maioria dos elementos ocorre
como uma mistura de isótopos.
• O termo isótopo vem de palavra grega que significa “no
mesmo lugar”. Na tabela periódica ou em qualquer
outra listagem de elementos por ordem de número
atômico, todos os isótopos de um elemento ocupam o
mesmo lugar.
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Massa Atômica
• Uma importante propriedade de um átomo é sua
massa. Em gramas, a massa de um átomo de oxigênio é
2,7 x10-23 g.
• Esse é um número muito pequeno, portanto, a unidade
adequada para expressar a massa do átomo deve ser
bem menor do que o grama.
• A massa de um átomo, conhecida como massa atômica,
é usualmente expressa em uma unidade bem pequena
chamada unidade de massa atômica (u).
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Massa Atômica
• A unidade de massa atômica, abreviada u*,
corresponde a exatamente 1/12 avos da
massa do isótopo , o mais comum isótopo
de carbono.
• Arredondando para o inteiro mais próximo, a
massa de um átomo de oxigênio é 16 u, a
massa de um átomo de flúor é 19 u, a de um
átomo de ouro é 197 u.
* Um u é chamado de um dalton. 1 u = 1,660540 x 10 -24 g
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C126
Determinação de Massas Atômicas
• A maioria dos elementos é encontrada na natureza
como uma mistura de isótopos.
• O cobre, por exemplo, ocorre na natureza como uma
mistura de dois isótopos:
• A massa atômica de um elemento é uma média
ponderada entre as massas dos isótopos naturais,
levando-se em conta sua abundância relativa.
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átomoporumassaCu
átomoporumassaCu
95,64%91,30
93,62%09,69
65
29
63
29
Determinação de Massas Atômicas
• Então como calculamos a massa atômica do cobre?
• O percentual indica que de 100 átomos de cobre:
69,09 átomos são 63Cu (massa 62,93 u)
30,91 átomos são 65Cu (massa 64,93 u) .
• A massa média de um átomo de cobre é calculada 
pela média ponderada:
39
1
11
55,63
100
93,6491,3093,6209,69
átomou
átomos
átomouátomosátomouátomos
Exercício
• Na tabela abaixo estão os dados relativos aos 
isótopos naturais do enxofre:
• Qual a massa atômica do enxofre? 
R: 32,06
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Isótopo Massa (u átomo-1) Abundância (%)
32S 31,972 95,02
33S 32,972 0,75
34S 33,968 4,21
36S 35,967 0,02
Abundância Isotópica
• Atualmente, as massas e abundâncias isotópicas são
determinadas por uma técnica chamada espectrometria
de massas.
• O espectrômetro de massas é uma versão moderna do
equipamento que J. J. Thomson usou para determinar a
relação carga/massa do elétron.
• A amostra é bombardeada por feixe de elétrons de alta
energia, que dela arranca os elétrons mais externos,
formando íons positivos que são aceleradospor um
campo elétrico. No exemplo, são formados íons Ne+
(20Ne+, 21Ne+, 22Ne+) .
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Amostra Neônio
(20Ne, 21Ne, 22Ne) 
Isótopos de ocorrência 
natural
Abundância Isotópica
• A voltagem aplicada nas fendas é gradativamente
aumentada de modo que cada um dos íons
carregados entre no analisador isoladamente,
segundo a magnitude da razão carga/massa.
• A intensidade de cada feixe de íons com uma dada
razão massa/carga é medida por um detector de íons
que leva a resposta a um registrador, que desenha
um gráfico de intensidade contra m/z. Pela
intensidade de cada pico pode ser calculada a
abundância relativa de cada íon e, portanto, de cada
isótopo.
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Abundância Isotópica
• No caso da amostra de Neônio temos:
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Isótopo Abundância 
relativa (%)
20Ne 90,92
21Ne 0,257
22Ne 8,82
Comentários Adicionais
• Não confundir número de massa com massa
atômica.
• Número de massa é sempre um número
inteiro que representa o número de partículas
no núcleo.
• Massa atômica de um elemento é uma média
ponderada das massas dos isótopos de
ocorrência natural expressa em u (1u= 1/12 da
massa do isótopo 12C).
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Referências
• Russell, J. B., “Química Geral” Tradução de Márcia
Guekezian, Pearson Makron Books Editora do Brasil
Ltda, São Paulo, 1994.
• Brady, J. E., Humiston, G. E. “Química Geral”, 2ª
Edição, Tradução de Cristina M. P. dos Santos, LTC
Livros Técnicos e Científicos Editora, Rio de Janeiro,
1996.
• Zumdahl, S. S. “Chemical Principles”, D. C. Heath and
Company, Lexinton, Massachusetts, USA, 1995.
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