Aula 1-Estrutura atômica atual

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Química Geral - Prof. Maria Alice M. Marques
Prof. M. Sc. Maria Alice Moreno Marques
UNIVERSIDADE VILA VELHA
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MODELO ATÔMICO CLÁSSICO
Núcleo
prótons (p)
Nêutrons (n)
Eletrosfera Elétrons (e-)
Modelo atômico 
clássico
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CARACTERÍSTICAS DAS PARTÍCULAS FUNDAMENTAIS
Partícula Massa 
relativa (u)
Carga 
relativa (uca)
Próton 1 +1
Nêutron 1 0
Elétron 1/1836 - 1
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CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Número Atômico (Z)
É o número de prótons do núcleo de 
um átomo. É o número que identifica o 
átomos.
Número de Massa (A)
É a soma do número de prótons (Z) e 
do número de nêutrons (N) existentes 
no núcleo de um átomo.
ZE
ARepresentação:
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ELEMENTO QUÍMICO
É o conjunto de átomos que apresentam o 
mesmo número atômico (Z).
São espécies químicas carregadas positiva ou 
negativamente, provenientes da perda ou 
ganho de elétrons por um átomo neutro.
Elemento 
Químico
Íons
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ÍONS
Ânion é um íon 
negativo, formado pelo 
ganho de elétrons por 
um átomo.
Cátion é um íon 
positivo, formado pela 
perda de elétrons por 
um átomo.
17Cl
35
17 prótons
18 nêutrons
17 elétrons
Cl-
17 prótons
18 nêutrons
18 elétrons
19K
40
19 prótons
21 nêutrons
19 elétrons
K+
19 prótons
21 nêutrons
18 elétrons
Perde 1 e-
Ganha 1 e-
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ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS
Isótopos: são átomos que apresentam o 
mesmo número atômico (Z) e diferentes 
números de massa (A)
Isóbaros: são átomos que apresentam 
diferentes números atômicos (Z) e mesmo 
número de massa (A)
Isótonos: são átomos que apresentam 
diferentes números atômicos (Z) diferentes 
número de massa (A) e mesmo número de 
nêutrons (n)
Exemplos
1H
1 
1H
2 
1H
3
19k
40 
20Ca
40
12Mg
26 
14Si
28
N=A-Z
N=26-12=14
N=A-Z
N=28-14=14
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Albert Einstein Max Planck
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Filamento de lâmpada 
incandescente
Metal aquecido
Ao aquecer um metal ele emite radiação eletromagnética com 
comprimento de onda que depende da temperatura.
RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
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RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
Caractererísticas:
• Amplitude: A
• Frequênica: 
•Comprimento de onda: 
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Onde:
E = energia de 1 fóton
h = contante de Planck = 6,626218 x 10 -34 Js
C = velocidade da luz = 2,997925 x 108 m s-1
LUZ PARTÍCULA ?
ENERGIA DE UM QUANTUM DE LUZ
ONDA ?
ABSORVIDA E EMITIDA PELA 
MATÉRIA EM PACOTES (FÓTONS)


Ch
hE


ENERGIA QUÍMICA – EQUAÇÃO DE PLANCK
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ESPECTROS DE LINHAS ATÔMICAS
Espectro 
contínuo
Espectro de 
linhas
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ESPECTROS DE LINHAS ATÔMICAS
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Niels H. David Bohr 
(1885-1962)
1922
MODELO DE BOHR (1913)
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1. Os elétrons nos átomos descrevem sempre órbitas 
circulares ao redor do núcelo, chamadas de camadas ou 
níveis de energia.
2. Cada um desses níveis possui um valor determinado de 
energia (estados estacionários)
3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham 
determinada quantidade de energia.
POSTULADOS DE BOHR (1913)
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4. Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais 
externo, desde que absorvam uma quantidade bem definida 
de energia (quantum de energia)
POSTULADOS DE BOHR (1913)
5. Ao voltar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum 
de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra 
radiação eletromagnética (fóton)
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O ESPECTRO DISCRETO - EMISÃO
n = 3
n = 2
n = 1
Devido aos diferentes níveis de energia, há possibilidades de
diferentes transições. Assim, o elétron pode saltar de n = 3 direto
para n = 1, ou ir de n = 3 para n = 2 e depois de n = 2 para n = 1.
Cada transição implica numa
emissão com freqüência diferente.
Isso explica o surgimento das linhas
no espectro discreto dos elementos.
Note que cada transição corresponde
a uma cor no espectro abaixo.
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MULTIPLICIDADE DE RAIAS ESPECTRAIS
Para explicar esta multiplicidade das raias espectrais verificadas
experimentalmente, em 1915 o físico alemão Arnold Sommerfeld
propôs o seguinte modelo: “Cada nível de energia n está dividido
em n subníveis, correspondentes a uma órbita circular e a n-1
órbitas elípticas”
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A energia que o elétron desprendia em forma de luz, era devido 
ao fato de que as camadas eletrônicas possuíam algumas 
subdivisões, que ele chamou de subníveis de energia, aos 
quais estavam associados várias órbitas diferentes, sendo uma 
dessas órbitas circular e as demais elípticas.
Criou o conceito de número quântico 
secundário que define o 
FORMATO DA ÓRBITA
MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD (1916)
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MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD (1916)
l = 0 , orbital s com formato esférico
l = 1, orbital p com formato de 2 lóbulos 
l = 2, orbital d com formato de 4 lóbulos
l = 3, orbital f com formato de 8 lóbulos
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L. DE BROGLIE 
Dualidade partícula - onda
Planck Einstein


Ch
hE



Ch
Cm

 2
2CmE 




m
h
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Um passo importante para a explicação dos sucessos da teoria de 
Bohr, e que abriria as portas para a uma teoria consistente, foi 
dado pelo físico francês Louis De Broglie. Em sua tese de 
doutoramento, em 1924, De Broglie fez uma proposição de 
simetria baseada em uma teoria de Einstein de 1905 de que a luz 
pode, em algumas condições, se comportar como partícula. Não 
poderiam as partículas apresentar um comportamento de ondas? 
Aplicando esta suposição ao modelo de Bohr ele supôs que o 
elétron teria uma onda associada ao longo de sua órbita em torno 
do próton. Mas apenas algumas órbitas seriam possíveis para que 
a onda não interferisse destrutivamente consigo mesma. Essas 
órbitas especiais eram exatamente as propostas por Bohr! 
LOUIS DE BROGLIE 
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Este resultado abriu caminho para uma nova interpretação do 
elétron e da matéria em geral. As partículas teriam um novo 
comportamento chamado de partícula-onda. Se o elétron colidir 
com um detector, um ponto bem definido será registrado, como 
espera-se de uma partícula. Mas o elétron mostra claramente, em 
alguns experimentos, que tem um comportamento ondular 
associado a ele.
LOUIS DE BROGLIE 
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LOUIS DE BROGLIE 
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PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG (1926)
• Não é possível calcular a velocidade e a posição do elétron ao 
mesmo tempo
• A interferência de uma medida na outra torna o erro tão grande 
que inviabiliza a segunda medida
O conceito de órbita não pode ser mantido numa descrição 
quântica do átomo;
Se pode calcular apenas a probabilidade de encontrar um ou 
outro elétron numa dadaregião do espaço nas vizinhanças de 
um núcleo atômico
Tais distribuições de probabilidade constituem o que se chama 
de ORBITAIS ATÔMICOS!!
Consequências
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Segundo o MODELO DE ORBITAIS, o elétron é uma partícula-onda que 
se desloca (ou vibra) no espaço, mas estará com maior probabilidade, 
dentro de uma região (orbital) vizinha ao núcleo. Devido à sua 
velocidade, o elétron fica como que “esparramado″ dentro do orbital, 
assemelhando-se, então, a uma nuvem eletrônica.
As formas geométricas dos 
orbitais atômicos são complicadas 
e só podem ser calculadas por 
meio de equações matemáticas 
complexas. Por esse motivo, é 
preferível identificar os elétrons 
por meio dos seus NÍVEIS DE 
ENERGIA.
MODELO DE ORBITAIS
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• O tratamento que se dá ao elétron é totalmente o de uma onda e 
as equações de onda têm solução através de números 
denominados números quânticos. 
• Número quântico principal, n, que pode tomar valores 1, 2, 3... que 
dá a idéia da distância ao núcleo, ou seja, da dimensão. 
• Número quântico secundário, l, que pode ter dois valores inteiros 
desde 0 até ao valor de n-1 e dá a idéia da simetria do orbital; 
quanto mais elevado for o número l, tanto mais complicada é a 
simetria do orbital. 
• O número quântico magnético, m, que dá a razão da orientação do 
orbital e pode tomar valores inteiros entre – l e +l, passando por 
zero.
• Em 1929, Dirac introduziu um outro número chamado spin, s, que 
indica a rotação de um elétron sobre si mesmo e pode adotar os 
valores de +1/2 ou -1/2.
NÚMEROS QUÂNTICOS
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FORMAS DOS ORBITAIS
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