Aula 01 Aula Estrutura atômica

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Professor : Iran Talis Viana Santos
UNIFACS – UNIVERSIDADE SALVADOR
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA E ARQUITETURA
Estrutura Atômica
Demócritus 
(460 – 370 A.C)
 Os átomos encontram-se em 
constante movimento.
 Universo constituído por um número infinito
de átomos, indivisíveis e eternos;
Primeira ideia de átomo 
 Todas as coisas que exite é formada por
átomos e vácuo
A = TOMO=
Leucipo de Abdera 
(500-450 a.C.)
?
Teoria atômica - Filósofos Gregos
Tudo na natureza resultam da combinação de quatro elementos:
terra, ar, fogo e água.
Defendeu o modelo de matéria contínua, ou seja, a matéria como "um
inteiro”, não constituída por partículas indivisíveis.
Aristóteles (384-322 ac.)
Esses 4 elementos básicos eram aliados às quatro qualidades:
quente, frio, seco e húmido:
 Em um sistema fechado a quantidade de matéria não é alterada
 Massa dos reagentes = massa dos produtos
 Deu origem à química moderna
Lei de Lavoisier 
(Lei da conservação das massas)
4g + 32g  36g
C (graf) + O2 (g)  CO2 (g)
+
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l)
+
“Na natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma”
Lei de Proust
(Lei das proporções constantes)
Joseph Proust (1754-1826)
C (graf) + O2 (g)  CO2 (g)
+
12g + 32g  44g
+
2 C (graf) + 2 O2 (g)  2 CO2 (g)
2 x 12g + 2 x 32g  2 x 44g
“A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição 
de uma substância é sempre constante e independente 
do processo químico pelo qual a substância é obtida ”
Modelo Atômico Dalton (1808) 
(Bola de bilhar) 
6
 Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em
todos os aspectos.
 Átomos de diferentes elementos possuem propriedades
distintas.
 Os átomos são corpúsculos materiais indivisíveis e
indestrutíveis.
 As transformações químicas consistem em uma combinação,
separação ou rearranjo de átomos. Não resulta na criação ou
destruição.
 Os compostos são formados pela reunião de átomos de
diferentes elementos, segundo proporções numéricas simples.
Modelo Experimental de Dalton (1807)
Representação dos compostos: Molécula da Água
ELEMENTOS
QUANTIDADE 
DE ÁTOMOS
HIDRIGÉNIO = H
OXIGÉNIO = O
2 Átomos de H
1 Átomo de O
=
=
=
Átomo de 
Oxigénio
Átomo de 
Hidrogénio
Fórmula
 A descoberta dos raios catódicos e os trabalhos posteriores de
Crookes despertaram um grande número de físicos no final do
século XIX.
Entre eles o alemão Wilheim Konrad Röentgen.
Os Raios Catódicos
William Crookes
(1832-1919)
Tubo de Crookes
A descoberta da primeira partícula 
subatômica: o elétron 
 A descarga emitida tinha carga elétrica
negativa
 Provou que os elétrons eram corpúsculos,
dotados de carga elétrica e de massa, que
fazem parte de toda a matéria.
Edmond Becquerel 
(1820-1891)
Marie Curie 
(1867-1934)
• Estudou os Raios produzidos 
pelo urânio 
Diferente dos raios X 
produzidos espontaneamente. 
• Raios era uma propriedade
atômica presente em algumas
substâncias.
Radioatividade 
Descoberta da Radioatividade 
 Rutherford descobriu que elementos radioativos emitem
partículas , e .
Descoberta dos raios: , β e ϒ
 Raios
 Raios
(+)
(-)
Placas com alta carga elétrica
Placa fotográficaCaixa de Chumbo
Material Radioativo
 Raios
ChumboAlumínioPapel
Modelo Atômico de Thomson (1904)
 O átomo é uma esfera uniforme na qual estão
disseminados os elétrons, como se fossem
passas em um pudim
(Pudim de passas)
Como um todo, o átomo seria eletricamente
neutro.
Elétron 
Esfera positiva 
A experiência de Millikan 1908
Thomson  Carga/massa = -1,76x10
-8C/g
Millikan  carga de elétron = -1,6022x10
-19C
Millikan  massa do elétron (9,10x10
-28g).
carga
carga/massa 
Massa de um elétron = 
Robert Millikan (1868-1953)
A descoberta do núcleo 
A experiência de Rutherford
Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Modelo Planetário
O átomo consiste de um núcleo (de cerca 10-15 a 10-14 metros).
O Núcleo contém toda a carga positiva e quase toda a massa do
átomo.
Á volta do núcleo, numa área de cerca de 10-10 metro, orbitam os
electrões
Os electrões rodam em órbitas sem cair no núcleo
O núcleo é cerca de 10.000 vezes mais pequeno do que todo o
átomo. Cerca de 99,9% da massa do átomo encontra-se no núcleo.Ernest Rutherford
(1871-1937)
Falhas no Modelo de Rutherford (1910)
uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga
positiva estacionária, adquire movimento em espiral em direcção à
carga positiva acabando por colidir com ela…
Qualquer carga elétrica em movimento acelerado emite radiação
electromagnética…
Dois equívocos:
O modelo de Rutherford 
não existiria
A Radiação Eletromagnética
É a emissão e transmissão de energia na forma de ondas eletromagnéticas.
c = .
c: velocidade = (m/s) 
: comprimento de onda  (m, cm ou nm)
: freqüência  (hertz (Hz) ou ciclos/s = s-1)
Amplitude
Comprimento de onda ()
A energia total é proporcional à amplitude e frequência das ondas.
quanto maior for a amplitude da onda, mais energia tem.
Quanto mais frequentemente a ondas incidirem maior energia 
total.
3x108m/s
C = .
1. Qual é a frequência de uma onda que se propaga em um
líquido, com velocidade de módulo 10 cm/s, sabendo-se que
o seu comprimento de onda é 2 cm?
2. Ondas sonoras propagam-se no ar com velocidade de
módulo igual a 3.3 102 m/s. Um som audível tem frequência
de 5 kHz. Qual o comprimento de onda desta onda?
Exercícios
Espectro Eletromagnético
Cores do Espectro Visível
Cor Comprimento de onda Freqüência
Vermelho ~ 625-740 nm ~ 480-405 THz
Laranja ~ 590-625 nm ~ 510-480 THz
Amarelo ~ 565-590 nm ~ 530-510 THz
Verde ~ 500-565 nm ~ 600-530 THz
Ciano ~ 485-500 nm ~ 620-600 THz
Azul ~ 440-485 nm ~ 680-620 THz
Violeta ~ 380-440 nm ~ 790-680 THz
Cores do Espectro Visível
A percepção de cor resulta da absorção seletiva de certos
comprimentos de onda. Os demais comprimentos são transmitidos ou
refletidos e percebemos como cor do objeto.
Cores do Espectro Visível
Max Planck (1858-1947)
Teoria Quântica de Planck (1900)
Propôs que a luz só pode assumir alguns 
valores específicos de energia
No início do século XX...
... foi demonstrado que a energia é 
“quantizada”, sendo enviada em “pacotes” 
de ondas carregadas pelos fótons. 
A energia de um fóton é 
calculada pela expressão:
E = h x 
Em que “h” é a constante de 
Planck = 6,63 x 10 -34 J x s.
Teoria Quântica de Planck (1900)
Sabemos que: c =  x 
E = h x 
Então: Efóton = h x c

“A energia de um fóton é inversamente proporcional ao 
seu comprimento de onda (“c” e “h” são constantes).
Haveria alguma relação entre a energia 
de um elétron e o comprimento de onda 
da luz emitida por um átomo?
Max Planck Albert Einstein
Teoria Quântica de Planck  emissão de elétrons de uma
superfície metálica com a incidência da radiação
eletromagnetica
A radiação eletromagnética propaga-se na forma de ”pacotes”
Einstein (1905): O Efeito Fotoelétrico
Feixe de luz 
Superfície metálica
Elétrons ejetados
Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos,
submetidos a uma chama, produziam cores diferentes.
Radiação Eletromagnética no Teste de Chama
1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas
circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem
emitirem nem absorverem energia.
O Modelo atômico de Bohr (1913)
Absorção
Emissão
2º postulado: Quando um elétron recebe energia suficiente passa a
ocuparuma órbita mais externa (com maior energia) ficando o
átomo num estado excitado.
Se um elétron passar de uma órbita 
para uma outra mais interior libera
energia sob a forma se fóton de frequência
proporcional ao nível de energia.
3º postulado: Os elétrons só podem ocupar níveis de energia bem
definidos, e os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas com
energias diferentes.
4º postulado As órbitas interiores apresentam energia mais baixa
e à medida que se encontram mais afastadas do núcleo o valor da
sua energia é maior.
Espectros de Emissão 
Niels Bohr (1885-1962)
Tubo de 
descarga de gás 
a analisar
O gás hidrogênio aprisionado numa ampola submetida a alta
diferença de potencial emitia luz vermelha. Ao passar por um
prisma, essa luz se subdividia em diferentes comprimentos de
onda e frequência, caracterizando um Espectro luminoso
descontínuo.
Espectros de Emissão
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 saltando
da terceira órbita para a segunda órbita
A linha verde-azulada no espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da quarta para a segunda órbita.
A linha azul no espectro atômico é
causada por elétrons saltando
da quinta para a segunda órbita
A linha violeta mais brilhante no espectro 
atômico é causada por elétrons saltando
da sexta para a segunda órbita.
Espectros de Emissão
Tubo de 
descarga de gás 
a analisar
2n
hcR
En 
Expressão Geral :







2n
1
1
1
R
1
2
Lyman: n>1 (ultravioleta)
Balmer:







22 n
1
2
1
R
1

n>2 (visível)
Paschen:







22 n
1
3
1
R
1

n>3 (infra vermelho)
Brackett:







22 n
1
4
1
R
1

n>4 (infra vermelho)







22 n
1
5
1
R
1

Pfund: n>5 (infra vermelho)
•Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas
do átomo de hidrogênio.
•Os elétrons não são completamente descritos como
partículas pequenas.
Limitações do modelo de Bohr
Algo não bate certo!...
Alguma coisa estava errada…
no mesmo nível de energia… existiam subníveis!
Lista de exercícios
1. 0 “Um dos primeiros modelos para o átomo foi proposto por J.J. Thomson em
1910, segundo o qual os elétrons carregados negativamente estariam localizados
no interior de uma distribuição esférica contínua de carga positiva, com um raio da
ordem de grandeza do raio de um átomo, 10-10 m. Este modelo é conhecido
também como “pudim de ameixas”. O modelo de Thomson não fornecia uma
concordância quantitativa com os espectros observados experimentalmente. A
demonstração da inadequação do modelo de Thomson foi obtida em 1911 por
Ernest Rutherford, a partir da análise de experiências sobre o espalhamento de
partículas a por átomos. Rutherford mostrou que em vez de estar espalhada por
todo o átomo, a carga positiva estava concentrada em uma região muito pequena,
ou núcleo, no centro do átomo. Este foi um dos progressos mais importantes da
física atômica e foi a base da física nuclear. A verificação experimental detalhada
das previsões do modelo nuclear de Rutherford para o átomo deixou pouco espaço
para dúvidas em relação à validade desse modelo. Contudo, surgiram sérias
questões a respeito da estabilidade de um átomo desse tipo.” (Química Nova na
Escola, maio/2001)
O texto acima mostra que a ciência se completa através das várias contribuições
de novas teorias e tecnológicas, onde muitas vezes conclusões são revistas em
função de novas descobertas. Em relação aos conceitos vistos e revistos na
evolução dos modelos atômicos é correto afirmar que:
I O comportamento corpuscular do elétron de Thomson foi importante contribuição
para o modelo de Bohr.
II A relação massa do elétron determinada por Thomson possibilitou a Millikan a
descoberta da sua carga através do experimento da gota de óleo.
III O modelo atômico de Dalton além de ter sido importante marco na evolução
dos modelos atômicos, os conceitos relacionados a proporção fixa dos átomos
para cada substância ainda é aceito e usado na química atual.
IV. Todos os conceitos atômicos elaborados por Rutherford foram satisfatoriamente
explicados por Bohr e fundamentam a teoria atômica atual.
Das afirmações acima, está (ão) CORRETA (S) apenas.
A) I ; B) I e II ; C) II ; D) II e III ; E) IV
2- Calcule a menor quantidade de energia radiante que um corpo pode emitir: 
(a) de luz azul cujo comprimento de onda é 470 nm; 
(b) de luz vermelha cujo comprimento de onda é 700 nm. 
3. Calcule a energia do elétron do átomo de hidrogênio (a) na órbita de menor 
energia; (b) na segunda órbita de Bohr. 
4. O elétron do átomo de hidrogênio sofre uma transição de n = 1 para n = ∞. 
(a) Calcule a energia absorvida nessa transição. (b) Qual a energia necessária 
para que ocorra a transição eletrônica em um mol de átomos de hidrogênio?
Dados: 
E = h x f 
h= 6,63 x 10 -34 J x s.
C =ʎ x f C = 3 x 10
6 m/s







2n
1
1
1
R
1
2E = hcR/n
2
R=1,09 x 107 m-1
5(l=0)s
5(l=1)p
5(l=2)d
5(l=3)f
5(l=4)g
s = Sharp
p = principal
d = diffuse
f = fine
…..
2p
n=2
k=2 1s n=1
k=1 2s
n=2
k=1
Orbitas:
1 circular e as demais elípticas 
Sommerfeld
Sommerfeld utilizou um número, chamado 
de “número quântico secundário ou 
azimutal” (l) para representá-las.
Subníveis de energia
Modelo Bohr/Sommerfeld
Aos subníveis foram dados nomes:
Nome Valor de “l” Capacidade
2 (2 l + 1)
“s” (sharp) 0
“p” (principal) 1 6
“d” (diffuse) 2 10
“f” (fundamental) 3 14
“g” 4 18
“h” 5 22
“i” 6 26
Os Novos Modelos Atômicos 
A dualidade onda-partícula
O conceito de que todas as formas de radiação
eletromagnética apresenta as propriedades
dual das ondas e partículas
O momento linear (p), mv, é uma propriedade de
partícula, enquanto  é uma propriedade ondulatória.
mv
h
 λ
Ondas Partículas
De Broile
Os Novos Modelos Atômicos 
Princípio da Incerteza (Heisenberg)
4π
h
Δx.Δv 
e velocidadda ãodeterminaç na incerteza Δv
posição da ãodeterminaç na incerteza Δx 


É possível determinar a posição 
e a velocidade de um elétron 
num mesmo instante.
+
-
Os Novos Modelos Atômicos 
+
-
+
-
Importante:
Não podemos informar que o életrons esteja em um
orbital, apenas grande probabilidade.
O Modelo Atômico Atual 
Schrödinger utilizou o conceito introduzido por De Broglie, isto é
elétron pode ser descrito por uma onda e o desenvolveu a
função de onda, Ψ (psi);
Ψ = função de onda (solução da equação de onda);
Ψ2 = probabilidade de se encontrar um elétron num ponto do
espaço (x, y,z) = Ψ2 dV = densidade de probabilidade
 A região do espaço em que a probabilidade maior de se
encontrar o elétron é denominada orbital;
d2Y
dy2
d2Y
dx2
d2Y
dz2
+ +
8p2me
h2
(E-V(x,y,z)Y(x,y,z) = 0+
Como y varia no espaço
Massa do elétron
Energia quantizada total, do sistema 
atómico
Energia potencial em x,y,z
Função Onda
Onde Ψ, é chamada função de onda, em função das coordenadas cartesianas x, y, z;
E é a energia total do elétron e V a energia potencial.
A partir das equações de Schrödinger não é possível
determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo,
mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a
região mais provável de encontrá-lo.
Usa-se três números quânticos, n, l e ml,para
descrever um orbital.
O Modelo Atômico Atual 
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
Distribuição de 
densidade eletrônica 
de um orbital s 
A região mais provável de 
encontrar um elétron com 
energia correspondente a de 
um orbital s, tem formato 
esférico.
Representação dos orbitais
Orbital s
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
Representação dos orbitais
Orbital p
Representação dos três orbitais p
Representação dos cinco orbitais d
Representação dos orbitais
Orbital d
dxy
dyz
dxz
dz
2dz
2-y
2
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª DaianeRepresentação dos cinco orbitais f
Representação dos orbitais
Orbital f
Números Quânticos
Nome Associado a
Número 
máximo de 
e–
Valores 
permitidos
Número quântico 
principal (n)
Energia, raio médio 
(tamanho)
2.n2 1, 2, 3, ...
Número quântico 
azimutal ou orbital (ℓ)
Módulo do momento 
angular do orbital 
(forma)
2(2ℓ + 1) 0, 1, 2, ..., n-1
Número quântico 
magnético
(m ou mℓ)
Direção do momento 
angular do orbital
2
0, 1, 2, …, ℓ
(2ℓ+1 diferentes
valores)
Número quântico de 
spin magnético
(S ou ms)
Sentido de rotação do 
e– (estado do spin)
-- ½ 
Número Quântico Principal (n)
Indica o nível de energia, está associado a idéia inicial
de camada eletrônica, identificado pela letra n.
2
Subníveis s p d f
Nº máximo de
Elétrons
2 6 10 14
Número Quântico secundário (l)
Número Quântico Spin (ms)
elétron gira em torno de seu eixo produzindo um campo magnético. Essa
propriedade é conhecida como spin eletrônico. Os valores são quantizados e
podem assumir dois valores:
Número Quântico Magnético (ml)
❖ Indica a orientação espacial, região mais provável de
se encontrar um elétron (orbital), identificado pela letra m.
Os valores de m vão de … –1 a +1…, incluindo o zero.
0
-1 0 +1
-2 -1 0 +1 +2
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
s = 1 orbital
p = 3 orbitais
d = 5 orbitais
f = 7 orbitais
Representação gráfica de um subnível de energia
Representação gráfica de um subnível de energia
dxy
dyz
dxz
dz
2dz
2-y
2
Representação gráfica de um subnível de energia
Representação gráfica de um subnível de energia
Diagrama de Linus Pauling
Níveis
K 1
L 2
M 3
N 4
O 5
P 6
Q 7
e-
2
8
18
32
32
18
2
1s 
2s 2p 
3s 3p 3d 
4s 4p 4d 4f 
5s 5p 5d 5f 
6s 6p 6d 
7s 7p
2 6 10 14
Max. de e-
8s
Diagrama de Linus Pauling
Distribuição Eletrônica em Orbital
Essa distribuição deve ser feita de acordo com dois
conceitos:
7N
1s2 2s2 2p3
n = 2
l = 2
m = -1 0 +1
m = +1 
s = +1/2 
Números quânticos do elétron no subnível de maior energia do átomo de ferro: 
Exemplos:
Ex.: Ferro (26Fe) 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
K L M N
Subnível de maior energia
n = 3
l = 2
m = -2
s = -1/2
Camada de valência 
Exercícios
5B-
11Na-
19K-
26Fe-
1. Fazer a distribuição dos seguintes elementos químicos:
2. Qual é o conjunto dos quatro números quânticos que
caracteriza o elétron mais energético do 9F?