QUI016 BASE DAS TEORIAS ATÔMICAS

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a 
Ge
ra
l 
Modelos Atômicos: Bohr, 1913 
Evolução do modelo pela Teoria Quântica 
Niels Bohr 
1885- 1962 
Nobel: 1922 
1 
Problema 2: Explicar o espectro do átomo de Hidrogênio 
 
Era formado por linhas e não bandas. 
 
 Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e 
admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos 
de energia. 
 Esses estados foram denominados órbitas. 
 Teoria atômica 
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2- Fornecendo energia 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. 
3- Essa energia é absorvida e emitida na forma de um fóton: 
2 
 
1- Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do 
núcleo, sem emitirem nem absorverem energia. 
Modelos Atômicos: Bohr, 1913 
Teoria sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria 
Quântica da Radiação. 
Postulados de Bohr 
νhE =
 Teoria atômica 
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Ge
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1- Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor 
do núcleo, sem emitir nem absorver energia. 
Consequências do Modelo atômico de Bohr 
Números Quânticos 
H Li Na 
n= 1 n=2 n=3 
 
3 
onde n é o número quântico principal (n = 1, 2, 3, ....) 
 Teoria atômica 
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l 
Modelos Atômicos: Bohr, 1913 
Explicações do fenômenos 
 Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos 
excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas. 
 Após muita matemática, Bohr mostrou que: 
 
 
 
n é o número quântico principal ( ) 




×−= − 2
18 11018,2
n
 JE
 A primeira órbita tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se 
que ela tem energia negativa. 
 A órbita mais distante do núcleo tem n próximo ao infinito e corresponde à 
energia zero. 
 
4 
 Teoria atômica 
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 As cores de gases excitados surgem devido ao movimento 
dos elétrons entre os estados de energia no átomo. 
 
Modelos Atômicos: Bohr, 1913 
Explicações do fenômenos 
5 
2- “Fornecendo energia 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.” 
 Teoria atômica 
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( )








−×−=
λ
=ν=∆ − 22
18 11J 1018.2
if nn
hchE 
 
 
Quando ni > nf, a energia é emitida. 
Quando nf > ni, a energia é absorvida. 
Modelos Atômicos: Bohr, 1913 
Explicações do fenômenos 
 
 
 
Para emissões e absorções de energia: 
6 
 Teoria atômica 
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Problema: O espectro de linhas dos outros átomos era descrito de forma 
rudimentar. 
Resumo do Modelo de Rutherford-Bohr, 1913 
Méritos: - Explicar apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. 
 - Definir os níveis de energia quantizada para os elétrons. 
7 
 Teoria atômica 
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Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma 
equação matemática, que "qualquer partícula em 
movimento estaria associado a um fenômeno 
ondulatório". 
Experimentos Posteriores: De Broglie, 1925 
Dualidade onda-partícula da matéria 
8 
Louis Broglie 
(1892 – 1987) 
Nobel 1929 
Núcleo 
 Teoria atômica 
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Princípio da dualidade da matéria de Louis de Broglie: o 
elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se 
como matéria e energia sendo uma partícula-onda. 
Confirmação experimental: Difração de elétrons (1925) 
 
Experimentos Posteriores: De Broglie, 1925 
Dualidade onda-partícula da matéria 
Utilizando as equações de Einstein E= mv2 
 e de Planck E= hv 
De Broglie mostrou 
mv
h
=λ
9 
 Teoria atômica 
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Experimentos Posteriores: Pauli, 1925 
O Princípio da Exclusão 
Dúvida: Se todos os átomos tem a mesma composição no nível 
subatômico, porque os elementos se apresentam tão diferentes? 
Ideia de Pauli: 
Cada nível quântico pode acomodar um número fixo de elétrons. 
Se este nível está “cheio” um novo nível (órbita) deveria ser criado. 
 
Não houve comprovação experimental contemporânea do 
princípio, mas experimentos e teorias posteriores mostrariam que 
ele estava correto. 
10 
 Teoria atômica 
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Equação que contém os termos onda e partícula. 
 
 
 
Função de onda: ψ 
Descreve a trajetória do elétron ou de qualquer partícula que 
tenha comportamento ondulatório. 
 
Densidade de probabilidade: ψ2 
Define a probabilidade de se encontrar o elétron em uma 
determinada região do espaço. 
11 
Descrevendo os elétrons como ondas 
Schrödinger, 1920 
Ψ
Ψ
2
Ψ 2
2
V
xm
E +
∂
∂
−=

Erwin 
Schrödinger 
(1887 – 1961) 
Nobel 1933 
 Teoria atômica 
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 O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala 
de massa de partículas atômicas, não podemos 
determinar exatamente a posição, a direção do 
movimento e a velocidade simultaneamente. 
 
 
Experimentos Posteriores: Heisenberg, 1927 
O Princípio da Incerteza 
π4
hmvx ≥∆∆ ·
12 
 Para os elétrons: não podemos determinar seu 
momento e sua posição simultaneamente. 
 Se Δx é a incerteza da posição e Δmv é a incerteza 
do momento, então: 
Werner K. 
Heisenberg 
(1901 – 1976) 
Nobel 1932 
h=6,626 X 10-34 J s 
Teoria atômica 
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Schrödinger, 1926 
 Propõe uma forma mais física de entender o problema. 
 
 
Usando sua equação, a energia cinética clássica e a relação de De 
Broglie: 
 
 
 
 
A energia era proporcional a múltiplos do comprimento de onda. 
 
13 
Ψ
Ψ
2
Ψ 2
2
V
xm
E +
∂
∂
−=

2
2
2
2
 e 
2
1
λ
λ
m
hE
mv
hmvE
k
k
=
==
Teoria atômica 
Teoria atômica 
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14 
2
22
2
2
8
,....
2
mL
hnE
n
L
m
hE
n
k
=
=
===
=
2L
λ :Assim
.... 3, 2, 1,n com λ
2
1n 
2
3 λ, λ,
2
1 λ
λ
Energia 
En, Determina novavemente a 
quantização da energia 
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Evolução das teorias 
15 
 
 
Thomson (1904) 
 
 
Dalton (1803) 
Rutherford (1911) 
Bohr 
 (1911) 
Schorödinger (1911) 
Teoria atômica 
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16 
07 de Março de 2012, CERN 
Padrão de difração de elétrons para N2 
Duração: 5 10 −15s 
Louis DiMauro, da Universidade de Ohio. N2 
Teoria atômica 
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17 
Vídeos complementares 
Teoria atômica 
https://www.youtube.com/watch?v=MTuyEn-ngIQ 
http://topdocumentaryfilms.com/atom-tim/ 
Natureza ondulatória do elétron (matéria) 
Documentários da BBC, aúdio em inglês legendas em 
espanhol 
Química Geral QUI016 
Orbitais e 
Átomos Polieletrônicos 
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Números quânticos 
 
19 
Nome Símbolo Valores Determina Indica 
Principal n 1,2,3…. Camada tamanho 
Momento angular 
 orbital l 0,1,…n −1 Subcamada forma 
Magnético ml l, l −1, …, −1 Orbitais da subcamada Orientação 
spin s Estado de spin Direção do spin 2
1- ,
2
1
 Átomos polieletrônicos 
 Orbitais 
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ra
l 
Orbitais e números quânticos 
Número quânticoprincipal, n. 
20 
L 
L 
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Ge
ra
l 
21 
 Orbitais 
Orbitais e números quânticos 
Orbitais atômicos 
 
 Ψ: Funções de onda: Orbitais atômicos 
 
 
 
 ψ(r,θ,φ) = R(r) Y(θ,φ) 
 
 
 
 Para o estado fundamental do Hidrogênio: 
 
 
 
 
Ψ
Ψ
2
Ψ 2
2
V
xm
E +
∂
∂
−=

Parte Radial Parte Angular 
ψ(r,θ,φ) 
2123
0
0
2
12
// π
x
a
ea
r−
=
2
0
0
4
em
a
e
πε
= Raio de Bohr, a0 =0,539 x 10 -10 m 
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Ge
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22 
 Orbitais 
Orbitais e números quânticos 
Número quântico de momento angular do orbital (azimutal), l. 
 
Esse número quântico depende do valor de n. 
l =0, 1, 2, 3, ..., n -1 e define as subcamadas 
s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3. 
orbitais s, p, d e f. 
 
Número quântico magnético, ml. 
 
Esse número quântico depende de l. 
ml = -l , 0, +l. 
Fornece a orientação do orbital no espaço. 
 
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Ge
ra
l 
23 
 Orbitais 
0
21
3
0
1
Ψ are
a
/
/
−






=
π
02
0
21
3
0
2
2
1
4
1
Ψ are
a
r
a
/
/
−






−





−=
π
1s 
 
 
2s 
 
 
 
2p 
 
 
 
 
3s 
 
 
 
3p 
Orbitais e suas funções de ondas 











−= − 02
21
5
02
1
4
1
Ψ arre
a
/
/
π
cosθ (2pz) 
sen θ cosθ (2px) 
senθsenφ (2py) 
03
3
00
21
3
0 9
223
3
1
9
1
Ψ are
a
r
a
r
a
/
/
−






+−





=
π











−





−= − 03
0
21
5
0 3
2
2
1
27
2
Ψ arre
a
r
a
/
/
π
cosθ (3pz) 
sen θ cosθ (3px) 
senθsenφ (3py) 
Q
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m
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a 
Ge
ra
l 
24 
 Orbitais 















= −
3
3
32
32
6
1
81
1
Ψ 032
21
7
0
arer
a
/
/
π
senθcosθ cosφ (3dzx) 
senθcosθsenφ (3dzx) 
sen2θcos2φ (3dx2−y2 ) 
Orbitais e suas funções de ondas 
3d 
(3cos2θ −1 ) (3dz2) 
sen2θsen2φ (3dxy) 
Parte Radial 
Parte Angular 
ml 
Número quântico 
magnético 
n 
Número quântico 
principal 
l 
Número quântico 
Momento angular 
Orbitais 
Q
uí
m
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a 
Ge
ra
l 
Orbitais e suas energias 
 
25 
Camadas Subcamadas Orbitais 
Q
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m
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a 
Ge
ra
l 
Orbitais s 
Todos os orbitais s são esféricos. 
À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. 
À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. 
26 
 Orbitais 
Q
uí
m
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a 
Ge
ra
l 
27 
 Orbitais 
Orbitais p 
 
Q
uí
m
ic
a 
Ge
ra
l 
28 
 Orbitais 
Orbitais d 
Q
uí
m
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a 
Ge
ra
l 
29 
 Orbitais 
Orbitais f 
Q
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a 
Ge
ra
l 
30 
 Átomos polieletrônicos 
Evidência: Espectro apresentava cada “linha“ : par de linhas minimamente 
espaçado. 
Experimento de Stern e Gerlach 
Placa coletora 
Feixe de átomos 
Magneto 
Q
uí
m
ic
a 
Ge
ra
l 
Spin eletrônico 
31 
 Átomos polieletrônicos 
spin é quantizado: ms = + ½, - ½. 
Q
uí
m
ic
a 
Ge
ra
l 
32 
O princípio da exclusão de Pauli 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. 
Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. 
“Cada nível quântico pode acomodar um número fixo de elétrons. 
Se este nível está “cheio” um novo nível (órbita) deveria ser criado.” 
 Átomos polieletrônicos 
Q
uí
m
ic
a 
Ge
ra
l 
33 
 Átomos polieletrônicos 
Distribuição eletrônica 
Q
uí
m
ic
a 
Ge
ra
l 
34 
 Átomos polieletrônicos 
Tabela Periódica 
Q
uí
m
ic
a 
Ge
ra
l 
35 
 Átomos polieletrônicos 
Tabela Periódica 
Não ocupados 
por elétrons 
 
n=1 
n=2 
n=3 
n=4 
n=5 
n=6 
n=7 
n=8 
… 
 
2 
8 
18 
32 
32 
18 
2 
 
 
2 
8 
18 
32 
50 
 
 
 
	Slide Number 1
	Slide Number 2
	Slide Number 3
	Slide Number 4
	Slide Number 5
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	Slide Number 7
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	Slide Number 10
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	Slide Number 13
	Slide Number 14
	Slide Number 15
	Slide Number 16
	Slide Number 17
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	Slide Number 20
	Slide Number 21
	Slide Number 22
	Slide Number 23
	Slide Number 24
	Slide Number 25
	Slide Number 26
	Slide Number 27
	Slide Number 28
	Slide Number 29
	Slide Number 30
	Slide Number 31
	Slide Number 32
	Slide Number 33
	Slide Number 34
	Slide Number 35