Teoria Atômica_módulo 1

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Pontifícia Universidade Católica do Paraná 
Disciplina: Química Geral 
Curso: Engenharia Mecânica 
1º Período 
Professora: Angela Cristina Raimondi 
EVOLUÇÃO DO CONCEITO DE 
ÁTOMO E PROPRIEDADES DOS 
ÁTOMOS 
 
QUÍMICA GERAL I 
 
 
Profa. Angela Cristina Raimondi 
Importância do conhecimento sobre a 
estrutura da matéria: Nanotecnologia 
 
 
 
 
nanotech.ica.ele.puc-rio.br 
EVOLUÇÃO DO CONCEITO DE 
ÁTOMO E PROPRIEDADES 
ATÔMICAS 
 
PENSAMENTO FILOSÓFICO 
 
 
Leucipo Demócrito 
ATOMISTAS (400 a.C.) 
 Matéria descontínua 
(partículas indivisíveis e indestrutíveis) 
Aristóteles 
Matéria contínua 
(vista como um todo) 
Postulado dos 4 elementos 
 (350 a.C.) 
DALTON 
(século XIX - 1808) 
ÁTOMO: 
 
• esfera maciça; 
• indivisível; 
• átomos de um mesmo elemento químico são iguais, inclusive suas massas. 
THOMSON 
 (século XIX - 1897) 
DESCOBERTA DO ELÉTRON ! 
 
 
ÁTOMO: 
 
• divisível (descontínuo, não-uniforme); 
• esfera maciça, com cargas positivas e negativas (eletricamente neutro). 
Ampola de Crookes (1875) 
 raios catódicos 
RUTHERFORD 
(século XX - 1911) 
DESCOBERTA DO PRÓTON ! 
 
 
Modelo: 
• O Átomo é constituído de um pequeno núcleo rodeado por um grande 
volume no qual os elétrons estão distribuídos. 
 
• O núcleo carrega toda a carga positiva e concentra a maior parte da 
massa do átomo. 
Em 1920 Rutherford postulou que, embora os 
prótons contivessem toda a carga do núcleo, eles 
sozinhos não podem compor sua massa. 
 
1932: o físico inglês J. Chadwick descobriu uma 
partícula que tinha aproximadamente a mesma 
massa de um próton, mas não era carregada 
eletricamente: o nêutron. 
1932: CHADWICK  DESCOBERTA DO NÊUTRON 
 
 Um átomo individual é geralmente identificado 
especificando-se dois números inteiros: o número 
atômico Z e o número de massa A; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
XAZ
O número 
atômico Z é o 
número de 
prótons no 
núcleo 
O número de 
massa A é o 
número total 
de núcleons 
(prótons 
mais 
nêutrons) no 
núcleo 
Número Atômico, Número de Massa e 
Isótopos 
 
 
Número Atômico, Número de Massa e 
Isótopos 
 
 Todos os isótopos de um elemento têm 
exatamente o mesmo número atômico; 
 
 Um isótopo é nomeado escrevendo-se seu 
número de massa após o nome do elemento, como 
neônio-20, neônio-21 e neônio-22. Seu símbolo é 
obtido escrevendo-se o número de massa como 
sobrescrito à esquerda do símbolo químico do 
elemento: 
 
 
 
 
Massa Atômica de UM ELEMENTO QUÍMICO 
 MÉDIA PONDERADA das massas dos isótopos 
de um elemento químico, levando em conta suas 
porcentagens de abundância na natureza. 
Melemento = (Misótopo1.%isótopo1) + (Misótopo2.%isótopo2) + … 
 
 100% 
Problema com o modelo de 
RUTHERFORD 
Pensando o átomo como um 
sistema planetário, no qual 
elétrons (negativos) ficariam 
orbitando em torno do núcleo 
(positivo), a atração 
eletrostática tendera a atrair 
cargas opostas e deveria 
provocar o movimento de 
elétron(s) em relação ao 
núcleo, até colidirem. 
Modelo de RUTHERFORD/BÖHR 
(1912) 
POSTULADOS DE BÖHR: 
 
• órbitas eletrônicas circulares com energia constante (níveis de energia); 
• um elétron numa camada não perde nem ganha energia espontaneamente (estado 
 estacionário); 
• quando um elétron absorve um quantum de energia, ele ‘salta’ para uma órbita 
 mais energética (salto quântico) e quando retorna à camada de origem, libera a 
 energia absorvida, sob a forma de onda eletromagnética (um fóton de luz). 
Modelo de RUTHERFORD/BÖHR 
(1912) 
POSTULADOS DE BÖHR: 
 
• órbitas eletrônicas circulares com energia constante (níveis de energia); 
• um elétron numa camada não perde nem ganha energia espontaneamente (estado 
 estacionário); 
• quando um elétron absorve um quantum de energia, ele ‘salta’ para uma órbita 
 mais energética (salto quântico) e quando retorna à camada de origem, libera a 
 energia absorvida, sob a forma de onda eletromagnética (um fóton de luz). 
 E em 1900, Max Plank, propôs que a troca de energia 
entre matéria e a radiação ocorre em quanta, ou seja, um 
elétron só pode ter certas quantidades específicas de energia 
 A energia de elétron em um átomo é quantizada. Plank 
mostrou que cada pacote de energia é proporcional à 
frequência da radiação: 
 
 
 
 
 
 
 A constante h é a constante de Plank, e é igual a 6,626 x 
10-34 J.s 
 
hE 
frequência 
O campo elétrico de uma radiação 
eletromagnética oscila no espaço e no tempo. 
hE 
λ. = c 
c = 3,00 x 108 m.s-1 
O ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO 
MODELO QUÂNTICO 
Sommerfeld (1916) 
subníveis de energia 
Schrödinger (1927) 
equação de onda 
números quânticos - orbitais 
Pauli (1925) 
Princípio da exclusão 
De Broglie (1925) 
Dualidade onda-partícula 
Hund (1928) 
Máxima multiplicidade de spin 
Dirac (1928) 
SPIN 
Heisenberg (1927) 
princípio da incerteza 
ORBITAIS atômicos: soluções da Equação de 
Schrödinger para a função de onda que 
descreve o elétron. 
Função de onda do estado fundamental do átomo de hidrogênio: 
ORBITAIS atômicos: soluções da Equação de 
Schrödinger para a função de onda que 
descreve o elétron. 
Orbital: região do espaço com maior 
probabilidade de se encontrar o elétron. 
Fonte: http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?&ds=1&acao=quimica/ms2&i=23&id=438 
FÍSICA DE PARTÍCULAS: 
Fonte: http://cienciamestre.wordpress.com/category/materiaenergia-escura/ 
Com base nas sugestões de leitura 
abaixo, pense a respeito da seguinte 
questão: O bóson de Higgs existe 
realmente ? 
http://www.gizmodo.com.br/o-que-e-o-boson-de-higgs/ 
 
http://ideiacientifica.blogspot.com.br/2012/12/explicando-boson-
de-higgs.html 
Diagrama de Linus Pauling (1950): ordem 
de energia dos níveis e subníveis de 
energia. 
camadas 
(níveis) 
 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
no. máximo 
de elétrons 
2 -------- 
8 -------- 
18 ------- 
32 ------- 
32 ------- 
18 ------- 
 8 -------- 
Subníveis: s p d f 
s2 
s2 2p6 
s2 3p6 3d10 
s2 4p6 4d10 
s2 5p6 5d10 
4f14 
5f14 
s2 6p6 6d10 
s2 7p6 
2 6 10 14 
Diagrama de Linus Pauling: ordem 
crescente de energia dos níveis e 
subníveis. 
Distribuição eletrônica: subnível mais 
energético, camada de valência, 
elétrons de valência. 
Exemplo 1  17Cl : 
camadas 
(níveis) 
 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
s2 
s2 2p6 
s2 3p6 3d10 
s2 4p6 4d10 
s2 5p6 5d10 
4f14 
5f14 
s2 6p6 6d10 
s2 7p6 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
Exemplo 1  17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
Subnível mais energético: o último da configuração  
Camada de valência: o último nível preenchido com elétrons  
Elétrons de valência: o número total de elétrons no último nível 
 preenchido  
3p 
3 
7 
Configuração eletrônica para o íon 17Cl 
-  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Distribuição eletrônica: subnível mais 
energético, camada de valência, elétrons 
de valência. 
Exemplo 2  26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Observação: A partir do elemento com número atômico 21 (21Sc), 
há uma inversão entre os orbitais 3d ocupados e os orbitais 4s na 
configuração eletrônica dos átomos. 
Portanto, 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Leitura recomendada: ATKINS,P; JONES, LCap. 1, pág. 35. 
 
Distribuição eletrônica: subnívelmais 
energético, camada de valência, 
elétrons de valência. 
Conf. eletrônica para o íon 26Fe 
+2  X 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Distribuição eletrônica, subnível mais energético, 
camada de valência, elétrons de valência 
Exemplo 2  26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Subnível mais energético: o último da configuração  
Camada de valência: o último nível preenchido com elétrons  
Elétrons de valência: o número total de elétrons no último nível 
 preenchido  
4s 
4 
2 
 4s2 3d6 
Conf. eletrônica para o íon 26Fe 
+2  X 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Configuração eletrônica: notação de gás 
nobre. 
Localização do elétron no átomo: 
nível, subnível, orbital, rotação 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
1. Número quântico principal (n): número do nível (1, 2, 3, ...) 
2. Número quântico do momento angular orbital ou azimutal ( l ): 
 energia do elétron no subnível 
Subníveis: s p d f 
0 1 2 3 ( l ): 
3. Número quântico magnético (ml): energia do elétron no orbital 
ml varia de + l a – l e cada orbital acomoda até 2 elétrons 
s 
l = 0 
ml  0 
l = 1 
0 
p 
-1 +1 
l = 2 
0 -1 +1 
d 
-2 +2 
l = 3 
0 -1 +1 -2 +2 
f 
-3 +3 
Localização do elétron no átomo: 
nível, subnível, orbital, rotação 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
• Número quântico magnético de spin (ms): rotação do elétron 
 dentro do orbital 
http://cienciasdejoseleg.blogspot.com.br/2012/01/el-principio-de-exclusion-de-pauli-y-el.html 
Exercícios de sala: 
1. Faça a distribuição eletrônica para o elemento 14Si e 
atribua os quatro números quânticos ao elétron mais 
energético deste átomo. 
Considere ms = + ½ para o primeiro elétron colocado 
em um orbital. 
 
2. Escreva a notação da subcamada (3d, por exemplo) e 
o número de orbitais que têm os seguintes números 
quânticos: (a) n = 5, l = 2; (b) n = 1, l = 0; (c) n = 6, l = 
3; (d) n = 2, l = 1. 
 
3. ) Quantos elétrons podem ter os seguintes números 
quânticos em um átomo? (a) n = 2, l = 1; (b) n = 4, l = 2, 
ml = - 2; (c) n = 2; (d) n = 3, l = 2, ml = +1. 
 
 
 
Exercícios extras (opcionais): 
Livro: ATKINS,P; JONES, L. (bibliografia básica do 
plano de ensino): 
Cap. 1:  Teste 10b (pág. 31); 
  Teste 11b (pág. 35); 
  Teste 12b (pág. 37);