Aula1_Estrutura_atômica

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Estrutura da Matéria
Prof. Dr. Celso Molina
Estrutura Atômica
Aula 1
Estrutura da Matéria - 2010
Evolução da Teoria Atômica
• Dalton (1804) – átomo indivisível
• Thomson (1897) – 1ª evidência experimental da estrutura 
interna dos átomos -descoberta da existência de cargas elétricas 
(1ºmodelo eletrônico do átomo)
• Rutherford (1908)- descoberta do núcleo do átomo
• Bohr (1913)
• Modelo quântico (atual)
Estrutura da Matéria - 2010
• Toda a matéria é formada por entidades indivisíveis e extremamente 
pequenas: os átomos
• Cada elemento químico é constituído de átomos.
• Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos.
• Nas reações químicas, os átomos não são alterados.
• Os compostos são formados quando átomos, iguais ou não, se combinam.
• Lei de Dalton das proporções múltiplas: 
Quando dois elementos formam diferentes compostos, a proporção da 
massa dos elementos em um composto está relacionada à proporção da massa 
do outro através de um número inteiro pequeno.
Postulados de Dalton
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• A Descoberta do Elétron: Tubos de Raios Catódicos (Thomson - 1897) 
Descoberta da Estrutura Atômica – O elétron
Raios catódicos – raios emitidos quando uma grande diferença de potencial é aplicada entre 
dois eletrodos em um tubo de vidro sob vácuo.
Desenvolvimento do modelo atômico
Desenvolvimento da Eletricidade
Descoberta da Radioatividade
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• Partículas negativas se deslocam do eletrodo negativo para o eletrodo
positivo.
• A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de um campo 
magnético externo. 
– Ao interagir com o um campo magnético perpendicular a um campo 
elétrico aplicado, os raios catódicos podem sofrer diferentes desvios.
– a quantidade do desvio depende da proporção carga-massa do elétron.
Descoberta da Estrutura Atômica – O elétron
Em 1897, Thomson determinou que a proporção 
carga-massa de um elétron é 1,76 x 108 C/g.
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• Gotas de óleo são borrifadas sobre 
uma chapa carregada positivamente 
contendo um pequeno orifício. 
• À medida que as gotas de óleo 
passam através do orifício, elas são 
carregadas negativamente.
• A gravidade força as gotas para 
baixo. O campo elétrico aplicado 
força as gotas para cima.
• Quando uma gota está
perfeitamente equilibrada, seu peso 
é igual à força de atração 
eletrostática entre a gota e a chapa 
positiva.
Descoberta da Estrutura Atômica – O elétron
• A Determinação da Carga do Elétron: Experimento de Millikan
Utilizando este experimento, Millikan determinou 
que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 C e 
conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108
C/g, calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.
massa do elétron atualmente é 9,10939 x 10-28 g
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Modelo Atômico de Thomson
Pudim de passas
•Conseguiu mostrar a existência de cargas elétricas (positivas e 
negativas) em um átomo.
• Explicou a existência de metais e não-metais, a emissão de luz pelos 
átomos excitados e a presença de materiais radioativos (não 
completamente)
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• Um alto desvio no sentido da chapa positiva ocorre quando a radiação é
negativamente carregada e tem massa pequena- radiação β (elétrons).
• Nenhum desvio ocorre quando a radiação é neutra - radiação γ
• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente ocorre 
quando a radiação é carregada positivamente e apresenta massa grande -
radiação α.
Descoberta da Estrutura Atômica – O núcleo
• Radioatividade: Experimentos de H. Becherel e M. Curie 
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Como a maioria das partículas α passa pela chapa sem sofrer desvio, a maior 
parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa com pequena massa 
(elétrons).
Os grandes desvios das partículas α indicam que o centro, ou núcleo do 
átomo, deve ser constituído de uma carga positiva densa.
Descoberta da Estrutura Atômica – O núcleo
• A descoberta do núcleo atômico: Experimento de Rutherford 
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Modelo Atômico de Rutherford
Sistema Planetário
• Os átomos não têm carga elétrica, portanto quantidade de elétrons deve ser igual a 
de prótons.
• A maioria dos átomos apresentam massa maior do que o previsto pelo conjunto de 
prótons e elétrons!!
• Propôs a existência dos nêutrons (partículas pesadas e sem carga)
Elétron
Massa = 9,109382 x 10-28 g 
Carga = - 1,602176 x 10-19 C
Próton
Massa = 1,672622 x 10-24 g 
Carga = 1,602176 x 10-19 C
Nêutron
Massa = 1,674927 x 10-24 g 
Carga = 0 
Tamanho do Tamanho do ÁÁtomo tomo 
em em 
RelaRelaçção ao Não ao Núúcleocleo
100.000 x maior100.000 x maior
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Modelo Atômico – Linha do Tempo
Demócrito:
(grego) 
partpartíículacula
indivisindivisíívelvel
Dalton:
experimentos
bola de bilharbola de bilhar Thomson: 
1º. Exp. 
Estrutura Interna
pudim de passaspudim de passas
Rutherford: 
Experimentos 
comprovou 
exist. do núcleo;
previu exist. 
de nêutrons
modelo nuclearmodelo nuclear
a.C 1803 1897 a.C 1803 1897 1908 19321908 1932
Comprovou‐se
a existência 
do nêutron
(James (James ChadwickChadwick))
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Propriedades Atômicas
Número Atômico (Z): quantidades de prótons no átomo.
Z = p = e
Número de Massa (A): a soma das partículas (prótons e nêutrons) 
que constituem o átomo.
A = Z + n
Lembrar que:
massa p ~ massa n = 1840 x massa e-
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Propriedades Atômicas
ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.
ISÓBAROS: mesmo número de massa.
ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
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Propriedades Atômicas
ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam elétrons 
ISOELETRÔNICOS: mesmo número de elétrons.
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• As massas de partículas fundamentais são expressas em unidades de 
massa atômica (uma).
• A massa atômica é a massa de um átomo em unidades de massa atômica
• O elemento padrão para definir a escala de massa atômica foi o Carbono 
com seis prótons e seis nêutrons (12,000 uma).
• Assim 1 uma = 1/12 da massa de um átomo de C
Número de Massa e Massa Atômica
1 uma = 1,66054 x 10-24 g
1 g = 6,02214 x 1023 uma
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Número de Massa e Massa Atômica
Exemplo:
Em média, 1 átomo de H contém 8,400% da massa do carbono-12. 
Como: massa de 1 átomo de carbono-12 = 12,000 uma
A massa atômica do hidrogênio é: 0,084 × 12,000 uma = 1,008 uma
As massas atômicas dos outros elementos são massas relativas à
massa do Carbono-12 e são determinadas experimentalmente.
A massa atômica real não é por definição
um número inteiro , exceto para: 
carbono-12 = 12,000 uma
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Por causa da existência natural de isótopos, a massa de uma coleção de 
átomos apresenta um valor médio e é este o valor que é representado 
na tabela periódica, por exemplo:
Abundância Isotópica
10B
11B
Exemplo:
O Boro na Natureza é encontrado 19,91 % na forma do isótopo 10B e 80,09 % na 
forma do isótopo 11B.
A massa atômica média do B é: 
(0,1991)(10,0129 uma) + (0,8009)(11,0093 uma) = 10,81 uma
10,81 uma x 1,66054 x 10-24 g/uma = 1,7950 x 10-23 g
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Determinação da Abundância Isotópica e Massa Atômica
Espectro de massa
Neônio – 3 isótopos naturais
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É verdade que a massa atômica equivale a soma das partículas que 
constituem o átomo ??
Massa Atômica x Soma das Partículas ConstituintesVamos analisar o caso do deutério (2H)
1 próton + 1 nêutron = (1,007276 uma) + (1,008665 uma)
Deutério = 2,01355 uma
Segundo dados de espectrometria de massas 2H = 2,015941 uma
Equivale a uma variação de massa de - 0,00239
Parte da massa é convertida em energia: ∆E=(∆m).c2
(Equação de Einstein)
Essa energia liberada é a fonte principal para a vida em nosso planeta. 
No Sol ocorre a fusão de núcleos de H para formação de He
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Será que o modelo atômico de Rutherford é completo?
Modelo Atômico Atual
Como explicar porque os elétrons não caem no núcleo?
Todos elétrons no átomo têm a mesma energia?
Qual é a órbita dos elétrons / Onde estão localizados no espaço?
Mecânica Quântica
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• Maxwell 
Desenvolveu um modelo matemático para descrever todas as formas 
de radiação em termos de campos elétricos e magnéticos oscilantes 
(que variam com o tempo) e que atravessam o vácuo a 3x108m/s (c-
velocidade da luz).
Surgimento da Mecânica Quântica - Histórico
λ.ν = c
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• Radiação do Corpo Negro
Max Planck resolveu o problema da catástrofe do ultravioleta
Surgimento da Mecânica Quântica - Histórico
À medida que aquecemos um objeto e 
ele se torna mais quente ele brilha com maior 
intensidade e a cor da luz que ele emite muda do 
vermelho para o branco (Incandescente).
As teorias da época previam que a 
intensidade da radiação deveria aumentar 
continuamente com a diminuição do 
comprimento de onda (λ).
E = h • νE = h E = h •• νν
h = h = ConstanteConstante de Planck = 6,6262 x 10de Planck = 6,6262 x 10‐‐3434 J.sJ.s
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A Hipótese de Planck
Baseado nas observações anteriores Planck (1900) fez uma das 
maiores descobertas do mundo atômico:
“Quando um corpo emite radiação há uma quantidade mínima de energia 
que pode ser emitida em qualquer instante”
Cria a idéia de PACOTES DE ENERGIA – QUANTA (Quantização)
A hipótese de Planck implica em que a radiação de freqüência ν
pode ser gerada somente se energia suficiente estiver disponível. 
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O efeito fotoelétrico só é observado 
quando uma luz de freqüência 
suficientemente alta atinge uma 
amostra metálica, arrancando 
elétrons superficiais, fazendo com 
que o metal adquira carga positiva 
O Efeito Fotoelétrico
Outra evidência dos “Pacotes de energia”
Observações experimentais:
-Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha freqüência acima de um determinado valor, 
característica do metal;
-Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a intensidade da radiação;
-A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a freqüência da radiação 
incidente.
Einstein propôs 
que a luz é
formada por 
fótons com 
comportamento 
de partículas
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Usar uma ferramenta que possa interagir com os elétrons e produzir 
informações que possam ser utilizadas na mecânica quântica.
Como aplicar o modelo quântico ?
Que ferramenta é essa ?
A radiação eletromagnética !
- Campo elétrico afeta as partículas carregadas
- Os átomos são estudados pela observação das propriedades das 
radiações eletromagnéticas que eles absorvem e/ou emitem devido às 
interações que ocorrem entre a luz e a matéria.
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Relacionou as idéias quânticas de Planck e Einstein e 
explicou os espectros dos átomos excitados e acrescentou 3 
postulados ao modelo atômico de Rutherford.
Modelo de Bohr - 1913
* O átomo é formado por 
um núcleo e níveis de 
energia quantizada, nos 
quais os elétrons estão 
distribuídos.
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Na próxima aula
O Átomo de Bohr e o Mundo Quântico