Estrutura Atômica - Slide, aula

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Modelo Químico da Matéria 
Composição Química da Matéria 
Matéria 
Massa 
Energia 
Constituintes 
1) Moleculares 
2) Amoleculares 
1) Moléculas 
2) Átomos e Íons – Retículo Infinito 
Elementos Químicos 
Energia 
Massa 
Energia 
Cinética – movimento partículas formadoras 
Potencial – interações elétricas das partículas 
Modelo Químico da Matéria - ENERGIA 
ENERGIA 
Cinética – movimento partículas formadoras 
Potencial – interações elétricas das partículas 
CINÉTICA – movimento partículas formadoras - VELOCIDADE 
POTENCIAL – interações elétricas das partículas – ATRAÇÕES E REPULSÕES 
ENERGIA TOTAL = CINÉTICA + POTENCIAL 
EC = 1/2 m.v
2
V = 
q+. q-
d
Modelo Químico da Matéria - CLASSIFICAÇÃO 
Matéria 
Substância – um dado constituinte 
Mistura – mais de um dado constituinte 
SUBSTÂNCIA 
Simples 
Composta 
MISTURA 
Sistemas Homogêneos 
Sistemas Heterogêneos 
Modelo Químico da Matéria - PROPRIEDADES 
FENÔMENO – processo 
 
PROPRIEDADE – informação obtida a partir do fenômeno 
Processos / Propriedades 
Físicos 
Químicos 
MODELOS / PROPRIEDADES 
Estrutura Atômica 
Estrutura Atômica 
1. De Dalton a Thomson 
2. Partículas subatômicas 
3. Ideias de Rutherford 
4. Prótons, elétrons e nêutrons 
5. Modelo de Rutherford – Bohr 
6. Espectros Eletrônicos: ideias básicas 
7. Número Atômico e Número de Massa 
8. Distribuição dos elétrons nas camadas 
9. Modelo Quântico 
Objetivos 
 Entender a importância do estudo da estrutura do átomo. 
 
 Reconhecer que o desenvolvimento dos modelos atômicos é resultado 
da evolução científica. 
 
 Caracterizar as três partículas fundamentais do átomo e identificar a 
sua localização. 
 
 Relacionar número atômico com número de prótons e reconhecer sua 
importância na identificação dos elementos químicos. 
 
 Entender o modelo de Rutherford/Bohr. 
 
 Usar o modelo de Rutherford/Bohr na explicação das linhas 
espectrais do hidrogênio. 
 
Modelo Atômico de Dalton (1803) 
Lei de Lavoisier 
Antoine Laurent Lavoisier 
Modelo Atômico de Dalton (1803) 
a) Toda matéria é composta de partículas 
fundamentais – os átomos. 
b) Os átomos são permanentes e indivisíveis, 
eles não podem ser criados nem destruídos. 
c) Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os 
átomos de um dado elemento são idênticos em todos os 
aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes 
propriedades. 
Modelo Atômico de Dalton (1803) 
d) As transformações químicas consistem em 
uma combinação, separação ou rearranjo de 
átomos. 
e) Compostos químicos são formados de átomos de dois ou 
mais elementos em uma razão fixa. 
Modelo Atômico de J.J. Thomson(1887) 
Precedentes 
Sir. William Crookes 
Tubo de Crookes 
Número atômico e Numero de massa 
Z número atômico número de protóns 
A número de massa Z N  
N número de neutrôns
Átomos de elementos diferentes 
Estrutura Atômica Thomson - 1899 
Partículas Subatômicas: 
Como os átomos diferem entre si? 
ELÉTRONS: carga = −1,602 x 10−19 C 
 massa = 9,109 x 10−28 g 
PRÓTONS: carga = +1,602 x 10−19 C 
 massa = 1,673 x 10−24 g 
Modelo Atômico de Rutherford (1911) 
O experimento de Rutherford, Geiger e Marsden 
Modelo Atômico de Rutherford (1911) 
O experimento de Rutherford 
Padrão das deflexões 
Como elétrons, prótons e nêutrons estão arrumados no átomo? 
Rutherford - 1910 Estrutura Atômica 
1. Um MINÚSCULO NÚCLEO, carregado positivamente, no qual 
estava concentrada quase toda a massa do átomo; 
 
2. Uma REGIÃO EXTRA NUCLEAR, onde estavam os elétrons. 
Instabilidade do modelo 
Modelo Atômico de Bohr 
Desenvolvimento do modelo para a estrutura 
dos átomos 
Interação da luz com a matéria 
propriedades da 
luz 
Importante! 
Luz – é um tipo de radiação 
eletromagnética 
Modelo da Mecânica Quântica 
Precedentes 
 Em 1864 Maxwell estabeleceu que qualquer 
radiação visível ou invisível era a propagação de um 
campo elétrico e de um campo magnético vibratórios, 
constantemente perpendiculares entre si. 
Maxwell 
O espectro eletromagnético 
Características da luz 
Explicadas como 
propriedades das ondas 
λ (comprimento de onda) 
 
 (frequência) ᶹ 
A (Amplitude) 
 
c 
Características das ondas 
Amplitude (A) - brilho 
Frequência () e comprimento de onda () - 
cor 
Modelo ondulatório 
Explica muitas 
propriedades da luz 
Não consegue explicar 
vários fenômenos 
Emissão de luz por objetos 
quentes 
Emissão de elétrons a partir 
de uma superfície metálica 
onde a luz incide 
Emissão de luz por átomos 
de gás excitados 
Efeito Fotoelétrico 
Emissão de elétrons a partir de uma superfície metálica 
onde a luz incide 
Efeito Fotoelétrico 
Explicação - 
Resultados não são os esperados 
utilizando o modelo ondulatório 
fotonE h 
Facilita o entendimento que os 
diferentes tipos de radiação 
eletromagnética causam à matéria 
Energia da luz depende da frequência 
A luz é uma onda ou 
ela compõe-se de 
partículas ? 
Planck e Einstein 
Compreensão de como 
os elétrons são 
distribuídos nos 
átomos 
Modelo Atômico de Bohr (1913) 
Max Planck e Albert Einstein 
fotonE h 
34h 6 63 x 10 Js-, 
foton
hc
E



Por que os elétrons não são atraídos para o núcleo? 
Bohr - 1913 Estrutura Atômica 
POSTULADOS 
1. O elétron no átomo de hidrogênio move-se ao redor do 
núcleo, numa órbita circular. Só são permitidas órbitas com 
determinados raios, que correspondem a certas energias 
definidas. O elétron, numa órbita permitida, está num 
estado ou nível de energia permitido. Nesse estado, ele não 
perde energia e, portanto, não cai no núcleo; 
 
2. O elétron só pode mudar de um nível de energia permitido 
para outro, também permitido, se ele absorve radiação (sai 
de um nível para outro de maior energia) ou emite a 
radiação absorvida, retornando a um nível de energia mais 
baixo. 
Estrutura Atômica Bohr - 1913 
En = −e
4.me/80
2.h2.n2 
n = 1, 2, 3, …  
n = 1  E mais baixo  ESTADO FUNDAMENTAL 
n > 1  E mais altos  ESTADOS EXCITADOS 
Transições Eletrônicas  Linhas espectrais 
n = 1  n = 2 
n = 1  n = 3 
n = 1  n = 4 .... 
33 
Espectro: registro da decomposição da radiação em seus diferentes 
comprimentos de onda. 
Estrutura Atômica Bohr - 1913 
O espectro atômico 
O espectro atômico 
O espectro do hidrogênio 
Evidência de que os elétrons nos átomos têm energia 
quantizada 









2
2
2
1
111
nn
RH
Equação de Rydberg 
O espectro atômico do hidrogênio 
Existência de níveis de energia específicos nos átomos 
Modelo Atômico de Bohr (1913) 
Baseado na idéia da “quantização” e da existência dos fótons, 
Bohr introduziu o seu modelo para o átomo de hidrogênio, 
baseado em postulados: 
 
a) Um elétron se move em uma órbita circular em torno do 
núcleo sob influência da atração coulombiana do núcleo, 
(mecânica clássica). 
 f atração = q+.q-/r2 
 
b) O elétron só pode se mover em órbitas fixas “quantizadas”. 
Só são permitidas órbitas com determinados raios. 
, . . . .3,2,1n
Modelo Atômico de Bohr (1913) 
c) O elétron fica em órbitas “estacionárias” e não emite 
radiação eletromagnética. 
 
d) Radiação é emitida se um elétron, que se move 
inicialmente numa órbita de energia Ei , muda para uma 
órbita de energia Ef . A freqüência da radiação emitida é dada 
por: 
Em outras palavras, o átomo emite um fóton.i fE E
h

 
Equação Bohr 
2n
b
E 
Modelo atômico de Bohr (1913) 
22
422
hn
me
E


2
422
h
me
b


Cálculo da energia do elétron em qualquer 
órbita 
Emissão fótons 
Modelo atômico de Bohr (1913) 
Mudança nível de energia 







 







 

2
1
2
2
12
n
b
n
b
EEE









2
2
2
1
11
nn
bE
foton
hc
E












2
2
2
1
111
nnhc
b










2
2
2
1
111
nn
RH
Equação de Rydberg 
O espectro atômico do hidrogênio 
Experimentos de espectroscopia de 
átomos de H apresentavam raias 
espectrais discretas : 
 Série de Balmer 
656 486 434 410 (Å) 







22
1
2
11
n
RH
Constante de Rydberg 
 RH =109,677 cm
-1 
n=3, 4, 5, ... 
Séries espectrais do hidrogênio 
H 2 2
H 2 2
H 2 2
H 2 2
H 2 2
1 1 1
R n 3 4 Balmer
2 n
1 1 1
R n 2 3 Lyman
1 n
1 1 1
R n 4 5 Paschen
3 n
1 1 1
R n 5 6 Brackett
4 n
1 1 1
R n 6 7 Pfund
5 n
, , ...
, , ...
, , ...
, , ...
, , ...
 
    
  
 
    
  
 
    
  
 
    
  
 
    
  
O espectro atômico do hidrogênio 
O modelo de Bohr explicou as raias espectrais, conhecidas 
para o átomo de hidrogênio, e mostrou que deveriam existir 
outras, fora do espectro visível. 

Modelo atômico de Bohr (1913) 
Modelo da Mecânica Quântica 
CAMADAS ELETRÔNICAS 
n 1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q
, , , , , , , ...
, , , , , , , ...

n Número Quântico Principal
ELEMENTO NO ATÔMICO CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 
Hidrogênio 1 K1 
Hélio 2 K2 = [He] 
Lítio 3 K2, L1 ou [He] L1 
Berílio 4 K2, L2 ou [He] L2 
Boro 5 K2, L3 ou [He] L3 
Carbono 6 K2, L4 ou [He] L4 
Nitrogênio 7 K2, L5 ou [He] L5 
Oxigênio 8 K2, L6 ou [He] L6 
Flúor 9 K2, L7 ou [He] L7 
Neônio 10 K2, L8 = [Ne] 
Sódio 11 K2, L8, M1 ou [Ne] M1 
Magnésio 12 K2, L8, M2 ou [Ne] M2 
Alumínio 13 K2, L8, M3 ou [Ne] M3 
Silício 14 K2, L8, M4 ou [Ne] M4 
Fósforo 15 K2, L8, M5 ou [Ne] M5 
Enxofre 16 K2, L8, M6 ou [Ne] M6 
Cloro 17 K2, L8, M7 ou [Ne] M7 
Argônio 18 K2, L8, M8 = [Ar] 
ELEMENTO NO ATÔMICO CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 
Potássio 19 K2, L8, M8, N1 ou [Ar] N1 
Cálcio 20 K2, L8, M8, N2 ou [Ar] N2 
Escândio 21 K2, L8, M9, N2 ou [Ar] M1, N2 
Titânio 22 K2, L8, M10, N2 ou [Ar] M2, N2 
Vanádio 23 K2, L8, M11, N2 ou [Ar] M3, N2 
Crômio 24 K2, L8, M12, N2 ou [Ar] M4, N2 
Manganês 25 K2, L8, M13, N2 ou [Ar] M5, N2 
Ferro 26 K2, L8, M14, N2 ou [Ar] M6, N2 
Cobalto 27 K2, L8, M15, N2 ou [Ar] M7, N2 
Níquel 28 K2, L8, M16, N2 ou [Ar] M8, N2 
Cobre 29 K2, L8, M17, N2 ou [Ar] M9, N2 
Zinco 30 K2, L8, M18, N2 ou *[Ar] M10, N2 
Gálio 31 K2, L8, M18, N3 ou *[Ar] M10, N3 
Germânio 32 K2, L8, M18, N4 ou *[Ar] M10, N4 
Arsênio 33 K2, L8, M18, N5 ou *[Ar] M10, N5 
Selênio 34 K2, L8, M18, N6 ou *[Ar] M10, N6 
Bromo 35 K2, L8, M18, N7 ou *[Ar] M10, N7 
Criptônio 36 K2, L8, M18, N8 ou *[Ar] M10, N8 = [Kr] 
O que determina 
as energias dos elétrons? 
Atrações e Repulsões 
elétricas! 
1. Quantidade de prótons e de elétrons 
2. Distância entre eles 
Como estão os elétrons nos átomos? 
Movimentando-se em torno do núcleo! 
Como descrever o movimento de partículas? 
EQUAÇÕES MATEMÁTICAS! 
ENERGIA 
POSIÇÃO 
Modelo atômico de Bohr (1913) 
 O modelo só apresenta bons resultados quando 
aplicado ao estudo de átomos com um único elétron, 
como o hidrogênio e versões ionizadas do hélio ou do 
lítio, por exemplo. Quando se lida com átomos com 
múltiplos elétrons, o fracasso é grande. 
Limitações do Modelo 
2H He Li, , ... 
 O modelo prevê apenas a existência de linhas 
espectrais individuais. No entanto, uma análise fina mostra 
que há algumas linhas que, apesar de parecerem únicas, são, 
na realidade, um agrupamento muito próximo, que recebe o 
nome de multiplet. Não há nada que explique isto no modelo 
de Bohr. 
Modelo atômico de Bohr (1913) 
Limitações do Modelo 
Estrutura Atômica 
Modelo da Mecânica Quântica 
1905- Efeito fotoelétrico 
1913- Modelo atômico de Bohr 
Radiação eletromagnética (onda ou partícula) 
Modelo da Mecânica Quântica 
1924 
 
Em 1924, Louis Broglie mostrou, através de uma equação 
matemática, que "qualquer corpo em movimento estaria 
associado a um fenômeno ondulatório". Desta maneira o 
elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda, 
obedecendo assim, às leis dos fenômenos ondulatórios, 
como acontece com a luz e o som. 
Modelo da Mecânica Quântica 
Dualidade onda-partícula. 
Louis de Broglie - 1924 
2E mc i( ) fótonE h ii( ) 
c
2
De i e ii temos
h h
m
mcc
( ) ( ), :

   
Relação de “de Broglie”. 
Modelo da Mecânica Quântica 
Dualidade onda-partícula. 
Orbita Permitida Orbita não permitida 
As órbitas possíveis são aquelas para as quais as 
circunferências são iguais a múltiplos do comprimento de onda 
de de Broglie 
Modelo da Mecânica Quântica 
Louis Victor de Broglie 
Dualidade onda-partícula. 
Modelo da Mecânica Quântica 
Davisson e Germer 
Dualidade onda-partícula. 
G. P. Thomson 
Modelo da Mecânica Quântica 
Davisson e Germer 
Dualidade onda-partícula. 
Modelo da Mecânica Quântica 
Dualidade onda-partícula. 
Modelo da Mecânica Quântica 
Comprimentos de ondas de várias partículas 
h
mv
 
Modelo da Mecânica Quântica 
Werner Heisenberg 
a b
h
x p
4( ) ( )
.  

 É impossível conhecer simultaneamente e 
com certeza a posição e o momento de uma 
pequena partícula, tal como um elétron. 
a Incerteza da Posição
b Incerteza do momento
( )
( )
Fundamentos da teoria quântica moderna: 
Princípio da incerteza de Heisenberg 
Hipótese de De Broglie e Princípio 
da incerteza de Heisenberg 
Base teoria da estrutura atômica 
Natureza ondulatório 
 do elétron 
Energia definida 
Localização em 
termos de 
probabilidades 
Ondas Estacionárias 
1926  Schrödinger  Elétrons têm propriedades 
ondulatórias e movem-se num espaço tridimensional 
em torno do núcleo. 
Propriedades Ondulatórias: 1. Ondas estacionárias 
 2. Energia quantizada 
 3. Nós 
modelo puramente matemático 
PROBABILÍSTICO 
EQUAÇÃO DE ONDA  equação matemática que descreve o movimento do elétron em 
torno do núcleo: 
 MOVIMENTO ORBITAL 
Tridimensional e Quantizado 
 
Três números quânticos 
Modelo da Mecânica Quântica 
Modelo da Mecânica Quântica 
Erwin Schrödinger 
74 
Equação de Onda para o Átomo de Hidrogênio 
Equação de Schrödinger para o átomo de hidrogênio, 
em coordenadas cartesianas (x, y, z): 
 
2/x2 + 2/y2 + 2/z2 + 82m/h2 (E – V)  = 0 
Em coordenadas polares (r, , ): 
 
X = r.sen.cos; y = r.sen.sen; z = r.cos 
75 
Equação de Onda para o Átomo de Hidrogênio 
76 
1/r2 /r (r2 /r) + 
 
+ 1/r2 sen / (sen /) + 
 
 + 1/r2 sen2 2/2 + 
 
+ 82m/h2 (E – V)  = 0 
Equação de Onda para o Átomo de Hidrogênio 
77 
1. Finita 
 
2. Unívoca 
 
3. Contínua 
Equação de Onda para o Átomo de Hidrogênio 
Requisitos matemáticos que devem ser 
satisfeitos para calcular  
Números 
Quânticos 
78 
Equação de Onda para o Átomo de Hidrogênio 
1/r2 /r (r2 /r) + 
 
+ 1/r2 sen / (sen /) + 
 
 + 1/r2 sen2 2/2 ++ 82m/h2 (E – V)  = 0 
mℓ 
ℓ 
n 
79 
Equação de Onda para o Átomo de Hidrogênio 
(r, , ) = R(r) . () . () 
R 1s(r) = 2 e
r ; Y(, ) = ½ 
R 2s(r) = ½ (r – 2) e
r/2 ; Y(, ) = ½ 
80 
Equação de Onda para o Átomo de Hidrogênio 
Função de onda () que descreve o 
movimento do elétron em torno do 
núcleo (movimento orbital), varia 
com as coordenadas polares r, , e 
 e é limitada matematicamente 
pelos números quânticos n, ℓ e mℓ. 
ORBITAL 
81 
Como uma equação matemática descreve o 
comportamento de um objeto em movimento? 
Cálculo da velocidade  ENERGIA 
Cálculo da posição  ONDE SE ENCONTRA 
 
ENERGIA é calculada a partir da resolução da 
equação de onda  E 
POSIÇÃO é dada em termos de probabilidade  2 
 
Equação de Onda: calcula a energia 
Espectroscopia: determina a energia 
Equação de Onda para o Átomo de Hidrogênio 
82 
Orbitais Atômicos 
Símbolos: nℓ 
Funções de onda: n, ℓ, mℓ 
Desenhando orbitais 
A equação de Schrödinger – Uma outra notação 
Modelo da Mecânica Quântica 
Modelo da Mecânica Quântica 
AS EQUAÇÕES DE ONDA 
 Na resolução da equação de Schrödinger 
 encontra-se uma série de funções matemáticas, chamadas 
funções de ondas, as quais descrevem o movimento 
ondulatório do elétron em torno do núcleo. 
 Função de onda orbital 
Modelo da Mecânica Quântica 
Mecânica Quântica 
A localização do elétron não pode 
ser especificada com precisão 
O quadrado da função de onda, 2, em um ponto 
determinado do espaço, representa a 
probabilidade do elétron ser encontrado nessa 
posição. 
2 é denominado de densidade de probabilidade 
1. Finita 
 
2. Unívoca 
 
3. Contínua 
Requisitos matemáticos que devem ser 
satisfeitos para calcular  
Números 
Quânticos 
Modelo da Mecânica Quântica 
Modelo da Mecânica Quântica 
Número quântico principal, n. 
Quais informações? 
Número quântico azimutal, l, pode ter valores inteiros de 
0 a n-1, para cada valor de n. 
define a forma do orbital 
Modelo da Mecânica Quântica 
Associar “formas” às funções de onda 
Orbitais p 
 
Representação dos orbitais 
Modelo da Mecânica Quântica 
Número quântico magnético, ml, pode ter valores inteiros 
entre l e -l 
descreve a orientação do orbital no espaço 
Número quântico do spin, ms 
Quantiza a orientação do momento angular 
decorrente do movimento do elétron em torno 
ele mesmo. 
Modelo da Mecânica Quântica 
Átomo de hidrogênio 
Modelo da Mecânica Quântica 
Átomos polieletrônicos 
Modelo da Mecânica Quântica 
Átomos polieletrônicos 
Número quântico do 
subnível 
s, p, d, f.... 
Número quântico 
principal 
1, 2, 3, 4.... 
Número de elétrons 
no subnível 
n l x 
Modelo da Mecânica Quântica 
1H 1s
1 
2He ?
 
3 regras: 
1) Dois elétrons não podem ter os mesmos valores 
dos quatro números quânticos (n, ℓ, mℓ e ms)”
 
Principio de exclusão de Pauli 
Modelo da Mecânica Quântica 
2He 1s
2 
2 ) o princípio da energia mais baixa: 
 
“Elétrons ocupam orbitais disponíveis de 
energia mais baixa; eles só estarão em 
orbitais de energia mais alta quando os 
de energia mais baixa estiverem 
completos”. 
Li 1s22s1 (Z = 3) 
Be 1s22s2 (Z = 4) 
B 1s22s22p1 (z = 5) 
Elétron 2s menos energético 
2p ? 
Blindagem e penetração 
Blindagem e penetração 
1s 
2s 
2p 
3s 
3p 
3d 
C 1s22s22p2 
Ne 1s22s22p6 
3) princípio de Hund: 
Orbitais de mesma energia(chamados“degenerados”) 
são ocupados com um único elétron, todos 
com o mesmo spin, antes de colocar 
 o segundo elétron com o número 
quântico de spin oposto. 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 
 
 
Os três princípios: 
 
- exclusão de Pauli, 
 
-energia crescente 
 
-Hund 
 
estudados, juntos com essa seqüência, justificam 
as configurações eletrônicas de muitos dos 
elementos. 
Modelo da Mecânica Quântica 
Diagrama de Pauling 
Linus Carl Pauling 
 
1- Discuta as diferenças entre um espectro contínuo e um de linhas. 
2- Por que o princípio da incerteza determinou o fim do modelo atômico de Bohr? 
3- Por que quanto maior o valor do número quântico principal, maior é o 
tamanho do orbital e mais energético ele é? 
4- Descreva o que significa a representação 3d4 
5- Explique porque os elétrons 2s são menos energéticos do que os elétrons 2p.