CQ027_aula4

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CQ027 – Fundamentos 
de Química Estrutural 
Turma: Geologia 
Prof. Jackson Gois 
Aula 6 – Estrutura do átomo 
Átomo 
• Ponto de partida: filosófico, pressuposto, conceitual. 
 
• Séculos XVII e XVIII: grande quantidade de experimentos 
trouxe grande quantidade de informações sobre as 
transformações químicas, mas não sobre a estrutura da 
matéria. 
• Ex. 1: ácido sulfúrico dissolve zinco e ferro, mas não prata e 
ouro. Motivo? 
• Ex. 2: porque as massas se conservam numa transformação 
química? Por que diferentes tipos de matéria têm composição 
aparentemente iguais? 
Dalton (1776-1844) 
• Em 1803 (ou 1807) Dalton realizou vários experimentos, onde 
observava a proporção de elementos (substâncias simples) em 
um composto. 
• No caso da água ele sempre encontrava a proporção de 8g de 
oxigênio para 1g de hidrogênio. Em outro composto, ele 
encontrou a proporção de 16g de oxigênio para 1g de 
hidrogênio. 
• Baseado nesse tipo de dados, ele propôs uma hipótese 
atômica. 
• Ele ressuscitou a concepção grega de átomo: 
 
Dalton 
• Toda a matéria é composta por átomos. 
 
• Átomos são permanentes e indivisíveis. 
 
• Átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em todas as 
suas propriedades. 
 
• Átomos de diferentes elementos têm massas diferentes. 
 
• Compostos químicos são formados por átomos de dois ou mais 
elementos em uma proporção fixa. 
 
• As transformações químicas são uma combinação, separação ou 
rearranjo de átomos. 
Dalton 
• Para Dalton o átomo era uma esfera perfeita e maciça, do tipo 
bola de bilhar. 
• O que deu certo: suas ideias ajudaram a explicar a 
conservação das massas nas transformações químicas, e a 
composição fixa dos compostos. 
• O que não deu tão certo: 
• Definição moderna de elemento: substância formada por um 
mesmo tipo atômico (exemplo: elemento químico 110, 
artificial, fabricado com apenas 2 átomos e por uma pequena 
fração de segundo). 
• Átomos são formados por partículas subatômicas (prótons 
etc.). Nem todos os átomos de um mesmo elemento são 
idênticos (isótopos). Distinção entre átomo e molécula. 
Matéria e eletricidade 
• Evidências: 
• 1 – Primeiros experimentos de decomposição da água por 
eletrólise em 1800 (Nicholson e Carlisle): há relação entre a 
matéria e a eletricidade. 
• 2 – Experimentos de Davy e Faraday (1832) que são 
conhecidas como leis de Faraday (quantidade de produto 
formado em uma eletrólise depende da quantidade de 
eletricidade e da identidade dos compostos). 
• 3 – Ampola de Crookes (1950). Requer alta voltagem (20.000 
volts) e baixa pressão. Evidência de partículas que deixam o 
cátodo (-) na direção do ânodo (+). A evidência de que se trata 
de uma partícula, e não de um raio, é que essas espécies 
viajam em linha reta. 
Thomson (1856-1940) 
• Mostrou que as partículas dos raios catódicos são carregadas 
negativamente, colocando uma placa metálica carregada 
positivamente ao lado de uma ampola de Crookes. Hoje se 
utiliza campos magnéticos para fazer esse desvio. 
 
• Mostrou que as partículas eram sempre as mesmas, 
independente do metal usado no cátodo. A conclusão é que 
essas partículas constituíam todos os átomos. As partículas 
foram chamadas de elétrons. 
 
• Conseguiu medir a relação entre a carga e a massa do elétron. 
Millikan (1868-1953) 
• Projetou um equipamento engenhoso onde podia medir a 
massa de pequenas gotas de óleo, observando a velocidade 
com que elas caíam em uma câmara contendo partículas de 
gás ionizado que se uniam às gotas de óleo. 
• Ele aplicava um campo elétrico que atraía as gotas para cima. 
Sabendo o valor do campo elétrico necessário para 
contrabalancear a força da gravidade, ele determinou o valor 
da carga das partículas. 
• Mas as gotículas de óleo podiam suportar mais de um elétron, 
então ele tomou a carga do elétron como sendo o menor 
incremento de carga entre as gotículas (1,6x10-19 C). 
• A massa do elétron foi calculada usando a relação 
carga/massa de Thomson, chegando ao valor de 9,1x10-31 Kg. 
O átomo de Thomson 
• Sabendo: 
• O volume e o raio de um átomo (aprox. 10-8 cm); 
• Os átomos são eletricamente neutros, portanto devem ter 
também carga positiva; 
• A massa do elétron é muito pequena em relação ao átomo. 
 
• De posse desse dados Thomson sugeriu que um átomo 
poderia ser uma esfera carregada positivamente, onde os 
elétrons estão incrustados. Com isso, seria fácil remover 
alguns elétrons. Mais tarde, Thomson postulou que os 
elétrons estavam organizados em anéis. 
 
Rutherford (1871-1937) 
• Será que a carga positiva do átomo estava realmente em uma 
bolha gelatinosa espalhada por todo o átomo? 
• Rutherford sabia que elementos radioativos emitiam feixes de 
partículas com carga positiva (partículas alfa). Ele pediu a dois 
estudantes (Hans Geiger e Ernst Marsden) que “atirassem” 
partículas alfa (radônio) contra uma folha de platina 
extremamente fina. 
• Se a proposta de Thomson estivesse certa, TODAS as 
partículas deveriam passar ou ser levemente desviadas. 
• Observaram que QUASE TODAS as partículas passavam, onde 
1 em 20.000 retornavam ou sofriam um desvio maior que 90o. 
• Resultado: existe uma densa carga positiva central circulada 
por um volume de espaço quase vazio. As partículas positivas 
foram chamadas de prótons. 
Bohr (1885-1962) 
• Problema no modelo de Rutherford: 
 
• Massa positiva no centro do átomo e elétrons ao redor resulta 
em instabilidade e possível colapso atômico! Tanto parado 
quando em movimento circular haviam sérios problemas 
nesse modelo. As leis do eletromagnetismo apontam que uma 
carga negativa em movimento circular resulta em emissão de 
luz e dissipação de energia. 
• Aplicou a teoria quântica de energia desenvolvida por Max 
Planck em 1900. 
 
Bohr 
• 1 – No átomo, somente é permitido ao elétron estar em 
certos estados estacionários, sendo que cada um deles possui 
uma energia fixa e definitiva. 
• 2 – Quando um átomo estiver em um desses estados, ele não 
pode emitir luz. No entanto, quando o átomo passar de um 
estado de alta energia para um estado de menor energia há 
emissão de um quantum de radiação, cuja energia é igual a 
diferença de energia entre os dois estados. 
• 3 – Se o átomo estiver em qualquer um dos estados 
estacionários, o elétron se movimenta descrevendo uma 
órbita circular em volta do núcleo.