Aula_1_Estrutura_Atomica_Quimica_Geral_Teorica_Andreia_A._Costa

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Aula 1 – Estrutura Atômica 
Profª: Andréia Alves Costa 
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Revisão 
 Teoria Atômica da Matéria 
 A Descoberta da Estrutura Atômica 
 Modelo Atômico Atual 
 Configuração Eletrônica dos Elementos 
 Ligação Química 
 Modelo de Lewis 
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Histórico 
 Demócrito de Abdera (460 - 370 a.C.) 
 Empédocles (490 - 430 a.C.) e Aristóteles (384 - 322 a.C.) 
 Alquimia Medieval Européia 
 Jonh Dalton (1766-1844) 
 Joseph John Thomson (1856 - 1940) 
 Ernest Rutherford (1871 - 1937) 
 Niels Henrik David Bohr (1885 - 1962) 
Teorias Atômicas 
Demócrito de Abdera 
 Responsável pelo desenvolvimento do 
atomismo. 
 Demócrito afirmava que todas as coisas 
que formam a realidade são constituídas 
por partículas invisíveis e indivisíveis. 
 Essas partículas forma chamadas de 
átomos, (do grego: “não divisível”). 
 Existiria no mundo real o vácuo. 
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(460-370 a.C.) 
"O homem, um 
microcosmo". 
Demócrito 
Empédocles 
 Foi Empédocles que estabeleceu os quatro 
elementos essenciais que fazem toda a 
estrutura do mundo - fogo, ar, água e terra. 
 De acordo com as diferentes proporções em 
que esses quatro elementos indestrutíveis e 
imutáveis são combinados uns com os outros 
é produzida a diferença da estrutura. 
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(490 – 430 a.C.) 
Amor = União Morte = Separação 
Aristóteles 
 A forma viria a se materializar no que ele definiu como 
os quatro elementos básicos: fogo, ar, terra e água. 
 Ele não admitia a possibilidade de existirem espaços 
vazios 
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(384 - 322 a.C.) 
Figura 1. As qualidades dos átomos, segundo Aristóteles. 
Alquimia Medieval Européia 
 Se todas as coisas eram misturas de 
quatro elementos, então seria possível 
transformar qualquer coisa a partir da 
mistura desses elementos 
(transmutação): 
• Por exemplo, transformar metais 
inferiores em ouro ou prata. 
 
7 
Alquimia Medieval Européia 
 O conceito aristotélico atravessou o tempo, perdurando 
por muitos séculos e exercendo notável influência no 
período a seguir. 
 As idéias de Leucipo e Demócrito (átomo indivisível) 
tiveram repercussões no Ocidente, mas acabaram sendo 
soterradas, permanecendo na obscuridade por quase 
dois mil anos. 
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John Dalton (1766- 1844) 
 Os átomos são partículas reais, descontínuas e 
indivisíveis de matéria, e permanecem inalterados nas 
reações químicas. 
 Os átomos de um mesmo elemento são iguais entre 
si. 
 Os átomos de elementos diferentes são diferentes 
entre si. 
 Na formação dos compostos, os átomos entram em 
proporções numéricas fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc. 
 O peso do composto é igual à soma dos pesos dos 
átomos dos elementos que o constituem. 
 
9 http://www.brasilescola.com/quimica/john-dalton.htm 
Figura 2. (a) Modelo atômico de Dalton e (b) 
combinações atômicas. (a) (b) 
(1808) 
Joseph John Thomson (1856-1940) 
 Concluiu que os raios catódicos são jatos de 
partículas com massa, carregadas 
negativamente (elétron). 
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Figura 2. Tubo de Raios Catódicos (a) e Modelo atômico de Thomson (b). 
Pearson Education (2005) 
(a) (b) 
(1897) 
Ernest Rutherford (1871 – 1937) 
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•1896: Henry Becquerel estudava partículas radioativas. 
Com a ajuda de Pierre e Marie Curie, isolavam elementos. 
•Radioatividade: a, b, g. 
 
Figura 3. Comportamento dos raios a, b e g em um campo elétrico. 
Ernest Rutherford 
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(1911) 
Figura 3. Experiência de Rutherford. 
Pearson Education (2005) 
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Ernest Rutherford 
 Átomo é composto por partículas 
atômicas (radioatividade): 
 Prótons (1919) e Nêutrons (1923). 
 Elétrons. 
 Modelo (1911): átomo é composto de 
um núcleo positivo de pequena 
dimensão e de elétrons de carga 
negativa espalhados ao redor do 
núcleo (modelo planetário). 
Limitação Colapso do átomo!!!! 
Figura 4. Modelo atômico de Rutherford. 
Natureza Ondulatória da Luz 
• A teoria atômica moderna surgiu a partir 
de estudos sobre a interação da 
radiação com a matéria. 
• A radiação eletromagnética se 
movimenta através do vácuo com uma 
velocidade de 3,00  108 m/s. 
• As ondas eletromagnéticas têm 
características ondulatórias semelhantes 
às ondas que se movem na água. 
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Onde: 
 = comprimento de onda 
 = frequência 
c = velocidade da luz 
Espectro Eletromagnético 
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Figura 5. Regiões do espectro eletromagnético. 
Corpo Negro 
 Na física, um corpo negro é um corpo que 
absorve toda a radiação que nele incide: 
nenhuma (somente em casos específicos) luz o 
atravessa nem é refletida. 
 Corpos negros produzem radiação 
eletromagnética, tal como luz. 
 Quando um corpo negro é aquecido, essas 
propriedades o tornam uma fonte ideal de 
radiação térmica. 
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Espectro Eletromagnético 
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Josef Stefan (1835-1893) 
 Em 1879 estabeleceu que a radiação total de um 
corpo negro é proporcional à quarta potência de 
sua temperatura. 
 
 
 
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Lei de Stefan-Boltzman: 
Figura 7. Intensidade da radiação emitida por um corpo negro aquecido em função 
do comprimento de onda. 
Wilhelm Wien (1864-1928) 
 O resultado quantitativo da lei de 
Stefan-Boltzman é conhecida como 
Lei de Wien, onde c2 é chamada 
da segunda constante de radiação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Catástrofe Ultravioleta!!!! 
Marx Plank (1858-1947) 
 Em 1899, após pesquisar as radiações 
eletromagnéticas, descobriu uma nova 
constante chamada de Constante de 
Planck. 
 Os átomos, ao oscilarem, transferem a 
energia E para a vizinhança, detecta-se a 
radiação com frequência n. 
 
20 
 
Marx Plank 
 Radiação de frequência n só pode ser gerada se um oscilador com 
essa frequência têm a energia mínima para começar a oscilar. 
 Um ano depois, descobriu a lei da radiação térmica, chamada Lei de 
Planck da Radiação, onde h é a chamada constante de Plank (h = 
6,626 x 10-34 J.s). 
 Para Plank, a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por 
átomos em certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados 
quantum, ou quanta de energia. 
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E = hn 
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Niels Henrik David Bohr (1885 - 1962) 
 A existência das linhas espectrais 
discretas foi uma forte indicação de que 
a energia do elétron do átomo de 
hidrogênio é quantizada. 
 
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Niels Henrik David Bohr (1885 - 1962) 
 A energia total é conservada quando 
ocorre uma transição, ou seja, é 
quantizada. (Constante de Plank). 
 
 Quando a energia de um átomo 
varia de ΔE, essa diferença deve ser 
liberada como um fóton, ou quanta 
de energia. 
 ΔE = h 
 
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Modelo de Bohr (1913) 
1. Um elétron não emite energia 
enquanto ele permanece em sua 
órbita. 
 
2. Um elétron, orbitando em torno do 
núcleo, possui um momento angular 
orbital que é quantizado. 
 
3. A estabilização da órbita se dá devido 
à força eletrostática. 
 
25 
Modelo de Bohr 
1º Postulado: Um elétron não emite energia enquanto ele 
permanece em sua órbita. 
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Modelo de Bohr 
2º Postulado: Um elétron, orbitando em torno do 
núcleo, possui um momento angular orbital que é 
quantizado. 
Além disso, Bohr postulou que essas 
eram órbitas em que o momento 
angular do elétron (que para um objeto 
em rotação é L = mvr) era múltiplo de 
h/2. 
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Modelo de Bohr 
3º Postulado: A estabilização da órbita se dá devido à 
força eletrostática. 
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Modelo de Bohr 
E = Energia Cinética - Energia Potencial 
Substituíndona equação acima teremos: 
Energia 
do 
Orbital 
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Modelo de Bohr 
Limitação 
 
 A equação derivada da teoria de Bohr só 
explicava as linhas espectrais para o átomo de 
H2, mas não explicava o espectro de outros 
átomos. 
Albert Einstein (1879-1955) 
Efeito Fotoelétrico (1905) 
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Figura 8. (a) Quando fótons de energia alta colidem com o metal, elétrons são emitidos. (b) Os 
elétrons emitidos são puxados para o terminal positivo gerando corrente elétrica. 
Pearson Education (2005) 
Efeito Fotoelétrico 
As observações experimentais foram: 
 Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido. 
 Acima da frequência mínima, o número de elétrons expelidos 
depende da intensidade da luz. 
 A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a 
frequência da radiação. 
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Louis De Broglie (1924) 
 “Se a luz pode se comportar em certas circunstâncias como 
partículas, talvez estas exibam propriedades de ondas”. 
  = h / mv 
• Utilizou o experimento do efeito fotoelétrico (Einstein). 
•Dualidade onda-partícula. 
•De Broglie usou o termo ondas de matéria para descrever as 
características ondulatórias das partículas. 
(1892-1987) 
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Werner Heisenberg (1901-1936) 
Princípio de Incerteza de Heisenberg 
 Ele concluiu que a natureza dual da matéria coloca uma limitação 
fundamental em como podemos determinar precisamente a posição e 
a natureza dual da matéria. 
 
 
“Quanto mais certeza tivermos quanto a posição do elétron menor será a 
precisão com que podemos definir sua velocidade” 


4
·
h
mvx
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Teoria Moderna 
 A hipótese de De Broglie e o princípio de incerteza de Heisenberg 
estabeleceram a base para uma nova teoria atômica. 
 Nessa nova teoria, qualquer tentativa de definir precisamente a 
localização e o momento do elétron deveria ser abandonada. 
Louis de Broglie, Niels Bohr, Werner Heisenberg e Erwin Schrödinger 
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Teoria Moderna 
Aproximação de Born-Oppenhimer 
 
Para esse novo modelo iremos considerar: 
 
 Núcleo: massa muito superior a dos elétrons  movem-
se lentamente. 
 Elétrons: muito mais leves que o núcleo  movem-se 
rapidamente. 
 Desta forma, os elétrons adaptam-se instantaneamente 
a qualquer posição dos núcleos. 
 
 
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Erwing Schrödinger (1887-1961) 
 Em 1926, propôs uma equação, chamada 
Equação de Schrödinger: 
E = H 
 A resolução dessa equação leva a uma série de funções 
matemáticas chamadas de funções de onda. 
 Essas funções são representadas pelo símbolo . 
 O quadrado dessas funções de onda (2) fornecem 
informações sobre a localização de um elétron em um 
orbital. 
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Equação de Schrödinger 
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Equação de Schrödinger 
 A solução da equação de Schrödinger produz um 
conjunto de funções de onda. 
 Essas funções de onda () são chamadas orbitais. 
 Cada orbital descreve uma distribuição de densidade 
eletrônica no espaço. 
 
 Orbital (Mecânica Quântica)  Órbita (Modelo de Bohr) 
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Mecânica Quântica 
O modelo da mecânica quântica usa quatro números 
quânticos para descrever um orbital: 
 número quântico principal (n); 
 número quântico azimutal (l); 
 número quântico magnético (ml). 
 Número quântico magnético de spin (ms) 
40 
Mecânica Quântica 
 Número quântico principal (n): especifica o nível de 
energia do elétron e também o volume da região do 
espaço onde ele se encontra (n = 1, 2, 3, ...infinito). 
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Mecânica Quântica 
 Número quântico secundário, azimutal ou momento angular 
orbital (l) : determina a forma da região do espaço onde o 
elétron será encontrado (l = 0, 1, 2, n -1). Corresponde aos 
subníveis. 
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Mecânica Quântica 
 Número quântico magnético (ml): determina a orientação 
espacial onde o elétron poderá ser encontrado (ml = -l a +l). 
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Spin Eletrônico 
 Número quântico magnético de spin (ms) apenas dois 
valores são permitidos: +½ e – ½. Propriedade intrínseca 
dos elétrons. 
44 
Orbital s 
45 
Orbitais p 
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Orbitais d 
47 
Orbitais f 
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Distribuição Eletrônica 
Princípio de Exclusão de Pauli 
 
 Afirma que dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto de 
quatro números quânticos n, l, ml e ms iguais. 
 
Regra de Hund 
 
 A configuração mais estável do átomo, entre as várias possíveis 
com a mesma energia do orbital, é aquela com maior número de 
elétrons com spin no mesmo sentido. 
 
 Isso indica que os elétrons irão ocupar individualmente os orbitais 
até a máxima extensão possível, com o mesmo número quântico 
magnético de spin. 
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Distribuição Eletrônica 
 Preencher um subnível antes de colocar elétrons no 
próximo. 
 Um orbital recebe seu segundo elétron após todos os 
orbitais do subnível possuírem um. 
 Dois elétrons em um mesmo orbital, devem apresentar 
spin contrários. 
Dica! 
Distribuição Eletrônica 
50 
Orbitais Atômicos 
51 
83 
Referências 
 EBBING, D.D., "Química Geral". Tradução Horácio Macedo; Rio de Janeiro; 
LTC Editora S.A., Vol. 1 e 2 (1998). 
 RUSSELL, J. B., "Química Geral". Tradução Márcia Guekezian e 
colaboradores; 2ª Edição; São Paulo; Makron Books Editora do Brasil Ltda 
(1994). 
 BRADY, J. E e HUMISTON, G. E., "Química Geral". Tradução Cristina M. P. 
dos Santos e Roberto B. Faria; 2ª Edição; Rio de Janeiro; LTC Livros 
Técnicos e Científicos Editora (1996). 
 MASTERTON, W.L., SLOWINSKI, E.J. e STANITSKI, C. L. "Princípios de 
Química". Tradução Jossyl de S. Peixoto. 6a. Edição; Rio de Janeiro; 
Editora Guanabara koogan S. A. (1990). 
 BROWN, T. L. ; LeMAY Jr, H. E. BURSTEN, R. E. "Chemistry: The Central 
Science" , 7ª Edição, Prentice Hall (1997). 
 ATKINS, P.; JONES, L. “Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente”, Tradução Ricardo Bicca de Alencastro. 3ª 
Edição; Porto Alegre; Editora Bookman (2007).