Aula+02 Estrutura+Atômica+e+Tabela+Periódica

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE DE CRUZ ALTA 
UNICRUZ 
Centro de Ciências da Saúde e Agrárias
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Prof. Me. Patrícia Bersch 
E-mail: pbersch@unicruz.edu.br
Prótons (+) núcleo 
Nêutrons 
Elétrons (-)
Como chegamos neste 
ponto?
O ÁTOMO
A Origem do ÁTOMO 
 A palavra átomo foi utilizada pela primeira vez na 
Grécia antiga, por volta de 400 a.C. 
 Demócrito acreditava que todo tipo de matéria fosse 
formada por pequenas partículas, as quais denominou de 
átomos.
Modelo Atômico de 
Dalton (1803)
• Toda matéria é composta por pequenas partículas, 
denominados átomos; 
• Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser 
criados nem destruídos;
• As transformações químicas consistem em uma 
combinação, separação ou rearranjo de átomos; 
• Compostos químicos são formados de átomos de dois ou 
mais elementos em uma razão fixa.
“Bola de Bilhar”
DESCOBERTA DE PRÓTONS 
Em 1876, Eugen Goldstein, observou 
o que hoje é chamado de próton – 
partículas com carga positiva 
Tubo de Raios 
Catódicos - 1891
• Os raios catódicos são constituídos por pequenas partículas 
de carga negativa – os elétrons; 
• Os átomos não são indivisíveis, pois partículas eletricamente 
carregadas podem ser arrancadas deles através da ação de 
forças elétricas, radiação ultravioleta ou calor.
Modelo Atômico de 
Thomson
• A descoberta do elétron 
(1891). 
• Experiências com raios 
catódicos.
“Pudim de Passas”
Modelo Atômico de 
Thomson
DESCOBERTA DE 
NÊUTRONS 
Em 1932, James Chadwick 
confirmou a existência do 
nêutron – partícula sem carga, 
mas com massa.
Partículas 
Subatômicas
Modelo Atômico de 
Rutherford
Modelo atômico baseado em 
experimentos com radioatividade.
Em 1911:



1. Na eletrosfera dos átomos de 
ouro existem espaços e algumas 
partículas atravessavam a 
lâmina passando por tais 
espaços.

2. As partículas alfa se 
desviavam porque colidiam com 
o núcleo dos átomos de ouro.

3. O núcleo é positivo, por isso 
repele as partículas alfa de 
carga positiva.

4. O núcleo é pequeno em 
relação ao átomo. 
Modelo Atômico de Rutherford
Um átomo é composto por um pequeno núcleo 
carregado positivamente e rodeado por uma grande 
eletrosfera, que é uma região envolta do núcleo que 
contém elétrons. 
“Modelo Planetário”
PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMOS 
Número Atômico (Z): é o número que indica a quantidade de 
prótons existentes no núcleo de um átomo. 
Z = número de prótons 
 Como os átomos são sistemas eletricamente neutros, o 
número de prótons é igual ao número de elétrons. 
Ex: Cloro (Cl) Z = 17 → prótons = 17; elétrons = 17. 
Número de Massa (A): a soma do número de prótons (p) com o 
número de nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo. 
A = p + n 
Ex.: Z = 20 → p = 20 
Ca 
 A = 40
Representação do Átomo
Representação dos Íons
SEMELHANÇAS ATÔMICAS 
IsótoPos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z), por 
pertencerem ao mesmo elemento químico, mas diferentes números de 
massa (A). 
IsóbAros: átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas 
que possuem o mesmo número de massa (A). 
IsótoNos: átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas 
diferentes números atômicos (Z) e de massa (A). 
IsoelEtrônicos: átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de 
elétrons.
Modelo Atômico de Bohr
 Em 1913, Bohr refinou a idéia de Rutherford: 
* Elétrons encontram-se em órbitas, como os planetas orbitando o sol, 
onde cada orbita pode conter um número fixo de elétrons. 
 
 *Energia Quantizada.
EVOLUÇ
ÃO DO 
MODEL
O ATÔM
ICO
• Um elétron poderia ocupar certas órbitas ou níveis de energia. 
• Cada nível de energia quantizada corresponde a uma órbita 
eletrônica circular, específica e estável. 
• Órbitas com raios grande correspondem a níveis de energia 
altos; 
• Há um tamanho mínimo permitido para cada órbita de um 
elétron; 
• Os átomos não entram em colapso porque um átomo não pode 
ter menos energia do que apresenta no seu estado fundamental. 
EVOLUÇ
ÃO DO 
MODEL
O ATÔM
ICO
MODELO DE BOHR
1° Postulado: Os elétrons descrevem órbitas 
circulares estacionárias ao redor do núcleo, 
sem emitirem nem absorverem energia.
MODELO DE BOHR
2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um 
átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis 
mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas 
originais, devolvem a energia recebida em forma de luz. 
Segundo postulado de Bohr. 
Um átomo irradia energia quando um elétron salta de 
uma órbita de maior energia para uma de menor 
energia.
Órbitas de Bohr para o 
átomo de hidrogênio
A linha vermelha no espectro atômico é 
causada por elétrons voltando 

da terceira órbita para a segunda órbita
A energia é liberada na forma de ondas eletromagnéticas. O 
comprimento de onda guarda relação com a energia. 
A linha verde-azulada no espectro 
atômico é causada por elétrons voltando 

da quarta para a segunda órbita.
A linha azul no espectro atômico é 
causada por elétrons voltando 

da quinta para a segunda órbita
A linha violeta mais brilhante no espectro 
atômico é causada por elétrons voltando 

da sexta para a segunda órbita.
O modelo atômico de Bohr explica a luz emitida por:
Níveis de 
energia
Camada 
ou 
nível
Nº de 
elétrons
K 1 2
L 2 8
M 3 18
N 4 32
O 5 32
P 6 18
Q 7 8
Níveis de energia
 Em 1916, Sommerfield percebeu que os níveis de energia estariam 
divididos em regiões ainda menores, por ele determinadas de subníveis de 
energia. 
s, p, d e f 
 Estudos específicos para determinar a energia dos subníveis mostraram 
que: 
• existe uma ordem crescente de energia nos subníveis; 
• os elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia; 
• os elétrons se distribuem pela eletrosfera ocupando o subnível de menor energia 
disponível.
Subníveis de energia
Cada um desses subníveis pode acomodar um número máximo de elétrons:
 A criação de uma 
representação gráfica 
para os subníveis 
facilitou a visualização da 
sua ordem crescente de 
energia. Essa 
representação é 
conhecida como 
diagrama de Linus 
Pauling, 
 O preenchimento 
da eletrosfera pelos 
elétrons em subníveis 
obedece à ordem 
crescente de energia 
definida pelo diagrama 
de Pauling.:
Distribuição eletrônica por subnível 
 Como num átomo o número de prótons (Z) é igual ao número 
de elétrons, conhecendo o número atômico, poderemos fazer a 
distribuição dos elétrons nos subníveis. 
Ex.:
Camada de 
valência: subnível 
mais distante do 
núcleo.
MODELO QUÂNTICO
O princípio da Incerteza: Heisenberg. 
 Em 1926, Heisenberg, usando conceitos quânticos, constatou 
que é impossível determinar, simultaneamente, com absoluta 
precisão, a velocidade e a posição de um elétrons em um átomo. 
Portanto, é adequado considerar que existam regiões em torno do 
núcleo, denominadas orbitais, nas quais é máxima a probabilidade 
de se encontrar o elétron. 
 Assim, os orbitas são considerados nuvens que 
correspondem às regiões em que o elétrons pode ser encontrado. 
 O movimento do elétron ao redor do núcleo foi descrito pelo 
físico austríaco Erwin Schrödinger, em 1927, através da equação 
matemática: 
 Códigos matemáticos associados a quantidade de 
energia do elétron. 
 A caracterização de cada elétron no átomo é feita 
por quatro números quânticos. 
“Num mesmo átomo, não existem dois elétrons com os 
mesmos números quânticos.” 
- Número quântico principal (n): 
Indica o nível de energia do elétron. 
n = 1, 2, 3....7.
QÚMEROS QUÂNTICOS– PRINCÍPIO DA INCERTEZA
-Número quântico secundário (l): 
Está associado ao subnível de energia do elétron. 
Subnível s p d f
Valores de l 0 1 2 3
-Número quântico magnético (ml) 
 Está associado à região de máxima probabilidade de se 
encontrar o elétron, denominada orbital. 
 Cada orbital comporta no máximo 2 elétrons e é 
representado por □ . Os orbitais estão relacionados com o 
subníveis; por esse motivo, os valores de m variam de –l a +l.
Tipo de 
subnível
Valores 
de l
Valores de ml Quantidade 
de orbitais
Representaçã
o gráfica dos 
orbitais
s 0 0 1 □
p 1 -1, 0, +1 3 □□□
d 2 -2, -1, 0, +1, +2 5 □□□□□
f 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7 □□□□□□□
 Cada tipo de orbital apresenta um formato característico e uma 
orientação espacial determinada. 
Orbitais s: Os orbitais do tipo s apresentam uma forma esférica, sendo 
que o volume dessa esfera varia em função do seu nível de energia. 
Orbitais p: Os orbitais do tipo p apresentam a forma de um duplo lobo e 
três orientações espaciais possíveis. 
Orbitais d: Os primeiros quatro dos cinco orbitais apresentam quatro 
lobos e dois nós angulares que são os planos. O último orbital se difere 
por apresentar um par de lobos com uma região rosqueada ao meio, 
entre os dois lobos.
Orbitais f:
- Número quântico Spin (ms): 
 Está relacionado à rotação do elétron. Esse número 
quântico é utilizado para distinguir os elétrons de um mesmo 
orbital. A um deles atribui-se arbitrariamente o valor de +1/2 e 
ao outro, o valor de -1/2.
Distribuição eletrônica em orbitais: 
 Esta distribuição pode ser feita de acordo com dois 
conceitos: 
- Princípio da exclusão de Pauli: 
Num orbital, existem no máximo 2 
elétrons com spin opostos. 
-Regra de Hund: 
Os orbitais de uma mesmo subnível são preenchidos de 
modo que se obtenha o maior número possível de elétrons 
isolados (desemparelhados). 
 7N 
SPINS paralelos: 
 repulsão 
SPINS antipararelos: 
Atração 
 
3. Faça o distribuição eletrônica dos elementos 
abaixo e indique os 4 números quânticos:
• 13Al3+ 
• 17Cl
Exercício:
TABELA PERIÓDICA
41
Tabela Periódica
Química Geral e Inorgânica - Farmácia
TABELA PERIÓDICA
 Os elementos são colocados em ordem crescente de 
número atômico, em linhas verticais e horizontais. 
Linhas horizontais 
Períodos = elementos não semelhantes. 
Linhas verticais 
Famílias ou grupos = elementos semelhantes;
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS SEGUNDO SUAS 
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
 A numeração de 1 a 18 foi feita com base na configuração 
eletrônica dos elementos de cada família. 
1. Elementos das famílias 1 e 2. – o no da família é igual ao no de 
elétrons da camada de valência. 
Ex: 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 12Mg – 1s2 2s2 2p6 3s2 
 2. Elementos das famílias 13 até 18 - o no da família é igual no de 
elétrons da camada de valência desses elemento com o no 10 – 
que indica um sub-nível d preenchido no nível a partir do 4º 
período. 
Ex. 5B – 1s2 2s2 2p1 → 2+1+10 = 13 – família 13.
Atual classificação da IUPAC
3. Elementos das famílias 3 a 12 – o no da família é igual à 
soma dos elétrons do subnível mais energético com os 
elétrons da camada de valência. 
Ex. 1 21Sc – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 
Subnível mais energético: 1 elétron 
Camada de valência: 2 elétrons (SEMPRE!!) 
2+1 = 3 – família 3
Exemplo: 
Fósforo (Z = 15) K = 2 ; L = 8 ; M = 5
PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA
ELEMENTOS QUÍMICOS
• METAIS: 
- São bons condutores de calor e eletricidade; 
- Maleáveis (podem ser enrolados ou laminados); 
- Dúcteis (estirados em finos arames); 
- Alta refletividade (brilho metálico); 
- Na tabela periódica, estão posicionados à esquerda; 
- o número de metais é maior do que o de não-metais 
- Metais alcalinos 
- Metais alcalino – terrosos 
- Metais de transição 
- Metais de transição interna.
• NÃO - METAIS: 
- São maus condutores térmicos e elétricos, 
- No estado sólido, são quebradiços, 
- Não apresentam alta refletividade (brilho metálico); 
- Na tabela periódica: 
 Estão posicionados à direita, parte superior. 
• SEMIMETAIS: 
- Possuem propriedades intermediárias às dos metais e não-
metais. 
Propriedades aperiódicas: 
 São aquelas que sempre crescem ou decrescem, à 
medida que aumenta o número atômico e que não se 
repetem em períodos determinados. 
Exemplo: 
Massa atômica, índice de refração, dureza, calor específico, 
etc.
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
• Propriedades periódicas: 
 São aquelas cujos valores crescem e 
decrescem sucessivamente, com o aumento do 
número atômico.
Raio Atômico (RA): está associado ao tamanho do átomo. 
Famílias: Aumenta com o Z pois aumenta o número de camadas. 
Períodos: Diminui com o Z, pois o que apresenta maior número de 
prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons. 
 Energia de Ionização (EI): 
 É a energia necessária para retirar-se um elétron de 
um átomo isolado no seu estado fundamental. Depende 
do tamanho do átomo. 
Quanto menor o átomo, MAIOR a EI.
 Afinidade eletrônica: 
 É a energia liberada quando um elétron é adicionado a 
um átomo neutro no seu estado fundamental. 
Quanto menor o átomo, maior a afinidade eletrônica.
 Eletronegatividade: 
 É a tendência que os átomos possuem de receber elétrons no seu 
nível mais externo, na formação de uma ligação com outros átomos. 
 
OBS.: A eletronegatividade não vale para os gases nobres, pelo fato de os 
átomos desses elementos não formarem ligações químicas. Dessa forma, 
o flúor é o elemento mais eletronegativo.
 Eletropositividade: 
 
 É a tendência que os átomos possuem de ceder elétrons 
de seu nível mais externo, na formação de uma ligação com 
outros átomos. 
 Temperatura de fusão e ebulição: 
 
 São, respectivamente, as temperaturas em que os 
materiais passam do estado sólido para o líquido e do estado 
líquido para o gasoso