2 TEORIAS ATOMICAS

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TEORIAS ATÔMICAS 
Átomo Menor partícula possível de um elemento (Grécia antiga) 
John Dalton (1807) 
1. Os elementos são constituídos por partículas extremamente 
pequenas chamadas átomos; 
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; 
3. Um composto é constituído por átomos de mais de um 
elemento; 
4. Numa reação química, os átomos não são criados nem 
destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas 
substâncias. 
1 
3ª hipótese Lei das proporções definidas (Proust) 
Amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção 
em massa dos seus elementos constituintes 
(1776-1844) 
Elemento químico Substância composta por um único tipo de átomo 
4ª hipótese Lei das proporções múltiplas 
Se 2 elementos podem se combinar para formar mais de um composto, as massas de 
um elemento que se combinam com dada massa do outro elemento estão na razão 
de números pequenos e inteiros 
Exemplo = CO e CO2 
Átomo Unidade básica de um elemento que pode participar de uma 
combinação química 
JJ Thomson(1897) 
Descoberta do elétron (tubo de raios catódicos) 
Quando se liga as 2 placas metálicas a uma fonte de alta 
tensão, no tubo com vácuo, a placa carregada 
negativamente, denominada catodo, emite uma radiação 
invisível. Os raios catódicos são atraídos para a placa com 
carga positiva, conhecida com anodo, passam por um orifício 
e continuam o percurso até a outra extremidade do tubo. 
Quando os raios atingem a superfície coberta com um 
revestimento especial, produzem uma fluorescência forte 
(1856-1940) 
3 
Mediu ao valor de e/me, a razão entre a magnitude da 
carga do elétron e e sua massa me 
JJ Thomson(1897) 
Millikan (1908-1917) 
Determinação da carga do elétron 
me = 9,1 x 10
-31 C 
“pudim de passas” 
Os elétrons estão embutidos numa esfera com 
carga positiva distribuída uniformemente 
Cada átomo deve conter um número suficiente de 
cargas positivas para cancelar a carga negativa 
Massa do elétron - 1,6022 x 10-19 C 
4 
Rutherford (1910) 
1895 Descoberta dos raios X (Röntgen) 
radioatividade Marie Curie 
Emissão espontânea de partículas e/ou radiação 
(Partículas α, β e ) 
(1871-1937) 
Junto com Geiger e Marsden 
A carga positiva está concentrada 
no núcleo do átomo 
Partícula positiva = PRÓTON 
Partícula negativa = ELÉTRON 
(dispersos no espaço ao redor do 
núcleo – 100 mil vezes maior!!!) 
(1867-1934) 
2 prêmios Nobel 
5 
Dúvida: porque o Hélio é 4 vezes mais pesado do que o Hidrogênio, se ele possui 
apenas 1 próton a mais? 
Chadwick (1891-1974) 
Em 1932, descobriu a 3ª partícula subatômica. Como ela era 
eletricamente neutra com uma massa ligeiramente superior à 
massa do próton, deu-lhe o nome de NÊUTRON 
Carga 
Partícula Massa (g) Coulomb Unidades de carga 
Elétron 9,10939 x 10-28 - 1,6022 x 10-19 - 1 
Próton 1,67262 x 10-24 + 1,6022 x 10-19 + 1 
Nêutron 1,67493 x 10-24 0 0 
Número atômico (Z) = é o número de prótons no núcleo de cada átomo de um elemento 
químico 
Número de massa (A) = é o número total de prótons e nêutrons presentes no núcleo de 
um átomo de um elemento químico 
A = Z + n 
6 
Isótopos = átomos que têm o mesmo Z, mas com A diferentes 
X 
A 
Z 
N0 de massa 
N0 atômico 
1 H 
1 1 H 
3 1 H 
2 
Isótopos do hidrogênio 
1900 Planck descobriu que os átomos e moléculas emitem energia apenas 
em determinadas quantidades discretas (quanta) 
E = h  
h = constante de Planck (6,626 x 10-34 J.s) 
 = frequência de uma onda 
Teoria quântica 
Onda = perturbação vibracional com transmissão de 
energia 
Frequência () = é o número de ondas que passam por 
determinado ponto a cada segundo 
Comprimento de onda () = distância entre pontos 
idênticos em ondas sucessivas 
Como  = c/ 
E = h c/  C = 3,0 x 10
8 m/s 
Radiação eletromagnética 
É a emissão e transmissão de energia 
na forma de ondas eletromagnéticas 
fóton 
7 
Espectro eletromagnético 
1905 Efeito fotoelétrico (Einstein) 
(1879-1955) 
Elétrons são expelidos da superfície 
de certos metais expostos a uma 
luz de determinada frequência 
mínima, denominada frequência 
limite. 
O número de elétrons expelidos é 
proporcional à intensidade da 
radiação, mas as energias dos 
elétrons não. 
Prêmio Nobel em 1921 
8 
1924 De Broglie anunciou o dualismo partícula-onda da matéria 
Todas as matérias devem ser entendidas como tendo propriedades de uma onda 
 = h/mv 
m = massa da partícula 
V = velocidade 
O comprimento de onda está associado a uma partícula em 
movimento, sua massa e sua velocidade 
1913 Bohr apresenta uma explicação teórica para o espectro do hidrogênio 
Níveis de energia (fundamental e excitado) 
Órbitas circulares para o átomo de H 
Um elétron originalmente numa 
órbita de energia mais elevada 
passa p/ uma órbita de energia 
mais baixa. Como resultado, um 
fóton com energia h é emitido 
Dúvida: Por que o elétron limita-se a orbitar, em torno do núcleo, a determinadas 
distância fixas? 
Niels Bohr 
(1885-1962) 
9 
Dúvida: Como pode ser especificada a posição de uma onda? 
Princípio da incerteza de Heisenberg 
É impossível determinar ao mesmo tempo, e 
com certeza, o momento linear (produto da 
massa pela velocidade) e a posição de uma 
partícula 
Orbital atômico Função de onda de um elétron em um átomo 
Mecânica quântica 
Números quânticos Derivam da solução matemática da equação de 
Schrödinger para o átomo de H 
Número quântico principal (n) Está relacionado com a distância média entre o 
elétron em determinado orbital e o núcleo 
Valores = 1, 2, 3, 4, ... 
Número quântico de Momento Angular (ℓ) Refere-se ao “formato” dos orbitais 
Valores = 0, 1, 2, ... n-1 
ℓ 0 1 2 3 4 5 
Nome do orbital s p d f g h 
Número de orbitais 1 3 5 7 9 11 
10 
Número quântico Magnético (mℓ) Descreve a orientação do orbital no espaço 
Valores =  mℓ 
Número quântico de spin eletrônico (ms) 
Descreve o movimento de rotação do 
elétron em torno do próprio eixo 
Valores =  1/2 
Configuração Eletrônica 
Distribuição dos elétrons nos diversos orbitais atômicos 
Os quatro números quânticos para 
um elétron em um orbital 3p 
3, 1, -1, - ½ 
3, 1, 0, - ½ 
3,1, 1, - ½ 
3, 1, -1, + ½ 
3, 1, 0, + ½ 
3,1, 1, + ½ 
- 1 0 + 1 
0 - 1 + 1 
0 + 1 - 1 Princípio de Aufbau 
Linus Pauling 
(1901-1994) 
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Configuração Eletrônica 
Princípio de Exclusão de Pauli Dois elétrons em m átomo não podem ter os quatro 
números quânticos iguais 
12Mg 1s
2, 2s2, 2p6, 3s2 3s2 
N0 quântico 
principal 
N0 quântico 
de momento 
angular 
N0 de elétrons no 
orbital ou 
subcamada 
Regras: 
1. Adicione elétrons, um após o outro, aos orbitais. Porém, não coloque mais de dois 
elétrons em cada orbital; 
2. Se mais de um orbital em uma subcamada estiver disponível, adicione elétrons 
com spins paralelos aos diferentes orbitais daquela subcamada até completá-la, 
antes de emparelhar dois elétrons em um dos orbitais. 
Regra de Hund 
↑↑ ↓↓ ↑↓ 
O arranjo mais estável dos elétrons em subcamadas é aquele que contém o maior 
número de spins paralelos 
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Configuração Eletrônica 
35Br 1s
2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 4p5 
    
    
Distribuições possíveis 
    
    
    
    
   