Aula 1 O Átomo

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Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Departamento de Agrotecnologia e Ciências Sociais 
Disciplina: Química Geral I 
Profa: Paula Valença 
QUÍMICA GERAL (60 horas) 
Ementa: Estrutura atômica e classificação periódica dos elementos; Ligação 
química; Funções Inorgânicas; Reações químicas e cálculo estequiométrico; 
Soluções; Gases, Termoquímica; Cinética Química; Equilíbrio Químico. 
 
BIBLIOGRAFIA 
BROWN, LeMay e Bursten. Química: Ciência Central. 9a ed. São Paulo: 
Pearson, 2007. 
ATKINS e JONES. Princípios de Química: Questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 3a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
RUSSEL, J.B. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 
1995. Vol. I e II. 
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. 
ed. São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. 
KOTZ, J.C.; TREICHEL, P.M.; WEAVER, G.C. Química Geral e Reações 
Químicas. Vol. 1. 6. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2009. 
Bibliografia Recomendada 
Avaliaçõs 
 1ª Avaliação: 9/03/16 
 
 2ª Avaliação: 6/04/16 
 
 3ª Avaliação:18/05/16 
 
 Reposição:20/05/16 
 
 4ª Avaliação:25/05/16 
Profª : Paula Katherine L. S. Valença 
paula@ufersa.edu.br 
O átomo 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Departamento de Agrotecnologia e Ciências Sociais 
Disciplina: Química Geral I 
 
Modelos atômicos 
 
 
o Cada elemento é composto de átomos. 
o Todos os átomos de um elemento são idênticos. Átomos de 
elementos diferentes tem massas diferentes. 
o Lei da conservação da massa: nas reações químicas, os 
átomos não são alterados, porém trocam de parceiros para 
produzir novas substâncias. 
o Lei da composição constante: os compostos são formados 
quando átomos de mais de um elemento se combinam. 
 
 
 
 
Dalton (1803) – Modelo da bola de bilhar 
 
Átomo de Dalton 
Modelos atômicos- Thomson 
Como o átomo no estado normal é 
neutro, deveria haver uma quantidade 
igual de elétrons (carga negativa) e de 
carga positiva. 
A carga positiva se encontrava 
diluída e seria a maior parte do 
átomo e responsável por toda a 
sua massa praticamente 
PUDIM DE PASSAS 
Átomo de Rutherford (1911) 
Núcleo de carga positiva 
(constituído por prótons e 
nêutrons assim por ele 
denominadas) que continha 
praticamente toda a massa 
do átomo. Elétrons com cargas 
negativas girando ao 
redor do núcleo em 
trajetórias circulares. Conhecido como modelo “Planetário” 
Explicava o resultado do experimento 
das partículas α 
Espectro de linhas 
 A radiação que varre uma matriz completa de diferentes 
comprimentos de onda é chamada de contínua. 
 A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo de 
cores. 
Espectro eletromegnético 
 Todo composto químico, quando levado à chama emite luz 
com cor característica. Por exemplo, na figura abaixo podem ser 
vistas as cores para diversos compostos metálicos quando levados à 
chama. 
 
• Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e 
admitiu que a luz emitida por substâncias químicas quando 
levadas à chama ou sob efeito de um campo elétrico, ocorre 
porque os elétrons absorvem energia (térmica ou elétrica) e depois 
emitem a energia recebida na forma de luz. 
O modelo de Bohr 
• As cores de gases excitados surgem devido ao 
movimento dos elétrons entre os estados de energia no 
átomo. 
 
O modelo de Bohr 
O modelo de Bohr 
De acordo com o modelo de Bohr, o elétron no átomo de 
hidrogênio percorre uma órbita circular de raio r, concêntrica em 
relação ao núcleo. Ele admitiu ainda, que o núcleo consiste de um 
único próton, cuja massa era muito superior à do elétron. Neste 
caso, pode-se considerar que o centro de massa do átomo esteja 
em cima do núcleo, isto é, toda a massa do átomo está centrada 
no núcleo. 
O modelo de Bohr 
 O novo modelo de Bohr pode ser resumido nos seguintes 
postulados: 
 
1. Um elétron descreve órbitas circulares ao redor do núcleo; 
2. As orbitas diferem entre si pelo raio e pela quantidade de 
energia; 
3. A passagem de um elétron de uma orbita para outra envolve 
absorção ou emissão de energia, conforme o elétrons se mova 
para a órbita mais externa ou mais interna, respectivamente; 
4. Enquanto permanecer em uma orbita, o elétrons é dito 
estacionário e não emite energia; 
5. Cada órbita é caracterizada por um número quântico(n), que 
pode assumir valores inteiros(1,2,3,....). 
 
O modelo de Bohr 
O princípio da incerteza de Heisenberg 
 
 Heisenberg, em 1925, postulou que é impossível determinar 
simultaneamente a posição e a velocidade do elétron. Em outras 
palavras, pode-se dizer que não é possível descrever a trajetória 
dos elétrons. 
 
 
 
 
A equação de Schrodinger e o conceito de 
orbitais 
 
 A mecânica quântica estabelece que só é possível estudar o 
comportamento de sistemas microscópicos em termos 
de“probabilidades”. Assim, a região de maior probabilidade 
de se encontrar um elétron, é o orbital atômico, passando 
esses sistemas a serem descritos por uma função de onda, 
representada pela letra grega Ψ (Psi). 
 
 
 
 
 
 
Comportamento Ondulatório da matéria 
 Calculando as soluções possíveis para essa equação e plotando 
em um gráfico, serão obtidas as posições com probabilidade 
de conter o elétron. Essa região é então chamada de orbital. 
 
 
 
 
 
Orbital é então definido como a região geométrica em que 
existe uma grande probabilidade de se encontrar um elétron. 
 
 
Conceito atômico atual 
Conceito atômico atual 
Pode-se imaginar um átomo como uma partícula com duas regiões 
diferentes: o núcleo, no qual encontramos prótons e neutros, e a 
eletrosfera, na qual estão os elétrons conforme figura a seguir. 
Em azul claro está representada a 
eletrosfera, na ficam os elétrons 
(círculos azuis). Os prótons (círculos 
vermelhos) e os nêutrons (círculos 
pretos) encontram-se no núcleo. 
Conceito atômico atual 
 Costuma-se representar um elemento químico (X) 
em termos de duas grandezas: o número atômico (Z) e a 
massa atômica (A), juntamente com o símbolo do 
elemento, conforme esquema a seguir. 
XAZ
O número atômico representa o número de prótons 
que o átomo possui; 
A massa atômica representa a massa total do átomo, 
ou seja, basicamente a soma do número de prótons e de 
nêutrons, expressa em u.m.a.. 
A diferença entre a massa atômica e o número atômico 
é igual ao número de nêutrons no núcleo. 
Conceito atômico atual 
 Por convenção, a massa atômica aparece sempre 
escrito como índice superior no lado esquerdo do 
símbolo atômico e o número atômico como sub índice 
também no lado esquerdo. Como por exemplo: 
 
 
 
 O significa que o átomo de carbono tem 
numero atômico a 6 (6 prótons) e massa atômica igual a 
12 (6 prótons + 6 nêutrons). 
 
CeHeLi 126
4
2
7
3 ,
C126
Conceito atômico atual 
Isótopos 
 
Todos os isótopos de um átomo têm em comum o número atômico 
(Z) e consequentemente o mesmo número de elétrons, produzindo 
assim uma carga total nula. Eles diferem uns dos outros apenas 
pela massa atômica. 
O O O 
Conceito atômico atual 
Isóbaros 
 
São átomos com a mesma massa atômica (A), mas com 
diferentes números de prótons (elementos diferentes). 
Conceito atômico atual 
Isótonos 
 
São átomos que possuem a mesma diferença entre a 
massa atômica(A) e o número atômico (Z). Eles possuem, 
portanto, o mesmo número de nêutrons (n). 
Os números Quânticos 
 Número quântico principal(n): indica o nível de energia do elétron no 
átomo. Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, n varia de 1 a 
7. 
 Ele representa os níveis de energia permitidos para o átomo e determina o 
tamanho do orbital. Quanto maior o n, maiores serão a energia e o tamanho 
do orbital. 
 
Os números Quânticos 
 Número quântico secundário ou azimutal (l): Indica a forma do 
orbital. Para um dado (n), l pode assumir valores inteiros de 0 até 
(n-1). 
 Por exemplo, para n=4, l assume os valores de 0,1,2, e 3. 
 Esse número quântico corresponde a uma subcamada de energia e 
aparece designado pelas letras s (l=0), p(l=1), d(l=2), f(l=3), ... 
 
 Exemplo: 
 
 n= 2 e l=1 
 n=4 e l=0 
 
Os números Quânticos 
 Número quântico magnético (ml): este número quântico fornece a 
orientação do orbital no espaço, não influenciado no seu tamanho ou forma. Esse 
número quântico assume valores de –l ate l, incluindo o zero. Haverá sempre 2l+ 
1 valores possíveis para este número quântico. 
 
Orbitais atômicos 
 l = 0 : corresponde ao subnível s, onde existe somente uma orientação 
(ml = 0), Subnível s: possui forma esférica e portanto apenas uma 
orientação. 
 
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. 
 
• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. 
 
• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um 
elétron é zero. 
 
• Em um nó, 2 = 0 
 
• Para um orbital s, o número de nós é n-1. 
 
Orbitais atômicos 
Orbitais atômicos 
 l = 1 : corresponde ao subnível p, onde existem três orientações permitidas, que 
surgem em decorrência dos três valores de ml (+1, 0, -1). Os três orbitais p são 
denominados px, py e pz e são orientados de acordo com os três eixos cartesianos 
(x, y e z). 
 Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
Orbitais atômicos 
 l = 2 : corresponde ao subnível d onde existem cinco orientações permitidas, ou 
seja, cinco valores de ml (-2, -1, 0, +1, +2). 
Orbitais atômicos 
 l = 3 : corresponde ao subnível f onde existem 7 orientações permitidas, ou seja, 
sete valores de ml (-3,-2, -1, 0, +1, +2,+3). 
Orbitais atômicos 
 l = 4 : corresponde ao subnível g onde existem nove orientações permitidas, ou 
seja, novevalores de ml (-4, -3,-2, -1, 0, +1, +2, +3, +4). 
Orbitais atômicos 
 l = 5 : corresponde ao subnível h onde existem onze orientações permitidas, ou 
seja, onze valores de ml (-5,-4, -3,-2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5). 
Orbitais atômicos 
 O número quântico de spin indica (mS): Indica o movimento de rotação dos 
elétrons. Os “spins” +1/2 ou – 1/2 representam o sentido de rotação, horário ou 
anti-horário 
 
 
Os números Quânticos 
+1/2 -1/2 
Camada 
eletrônica (n) 
Subcamadas 
disponíveis 
Orbitais 
disponíveis 
(2l+1) 
Número 
Possível de 
Elétrons Dentro 
da Subcamada 
[2(2l+1)] 
Número 
possível de 
elétrons para a 
enésima 
camada (2n2) 
1 s 1 2 2 
2 s 
p 
1 
3 
2 
6 
8 
3 s 
p 
d 
1 
3 
5 
2 
6 
10 
18 
4 s 
p 
d 
f 
1 
3 
5 
7 
2 
6 
10 
14 
32 
5 s 
p 
d 
f 
g* 
1 
3 
5 
7 
9 
2 
6 
10 
14 
18 
50 
6 s 
p 
d 
f* 
g* 
h* 
1 
3 
5 
7 
9 
11 
2 
6 
10 
14 
18 
22 
72 
 Diagrama de Pauling: descreve como ocorre a distribuição eletrônica dos 
níveis e subníveis em ordem crescente de energia, sendo que, um subnível deve 
ser completamente preenchido para depois iniciar o seguinte 
 Para conhecer a ordem crescente de energia dos orbitais, basta seguir a direção 
das setas. 
 
Distribuição eletrônica 
 Para determinar a configuração dos elétrons nos orbitais atômicos, deve-se então 
distribuí-los nestes orbitais, na ordem em que estão apresentados. Para tal, deve-
se seguir as seguintes regras: 
 
 Sempre preencher um subnível antes de colocar elétrons no próximo subnível; 
 
 Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente 
apenas um elétron, somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido 
seu primeiro elétron começas o preenchimento de cada orbital semi-cheio com o 
segundo elétron (regra de Hund); 
 
 Quando existem dois elétrons em um orbital, deve-se indicar com setas (a 
primeira apontando para cima e a segunda para baixo) que ambos possuem spin 
contrários (princípio de exclusão de Pauli). 
Distribuição eletrônica 
Distribuição eletrônica 
Z=7 
Z=8 
Z=10 
Z=9