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Quimica

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ESTRUTURA ATÔMICA 
Prof. Luiz Fernando Brum Malta 
 
Química Geral 
 
Instituto de Química/UFRJ 
Modelo atômico de Dalton (1803)‏ 
 
 Toda matéria é composta de partículas 
fundamentais, os átomos; 
 
 
-Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não 
podem ser criados nem destruídos. 
- Os elementos são caracterizados por seus átomos > 
>Todos os átomos de um dado elemento são idênticos 
em todos os aspectos >Átomos de diferentes 
elementos tem diferentes propriedades; 
 
 
 
 
 
 
 
 Compostos químicos são formados de átomos de 
dois ou mais elementos em uma razão fixa. 
 
Tubo de raios catódicos (1850)‏ 
 
A baixas pressões de 
gás, verifica-se que um 
raio deixa o catodo e 
viaja para o anodo 
Incandescência 
observada nos pontos 
A, B e C e no gás 
residual do tubo 
Tubo de raios catódicos ‏ 
J.J.Thompson (1887)‏ 
 Partículas em raio catódico são carregadas 
negativamente; 
 
 São independentes do material do catodo e sempre 
tem as mesmas propriedades; 
 
 Logo estão presentes em toda a matéria; 
 
 Cálculo da razão carga/massa do elétron: 
 
-1,76 x 108C/g 
Experimento de Millikan (1908)‏ 
 Irradiação do ar ao redor das gotículas de óleo; 
 Captura dos elétrons pelas gotículas de óleo; 
 Aplica-se uma diferença de potencial de forma a 
“frear” o movimento do óleo; 
 Determinação da carga nas gotículas-> Múltiplos de 
1,6 x 10-19 C; 
 Logo cada elétron carregava 1,6 x 10-19 C; 
 Pela sua razão carga/massa, calcula-se que a massa 
do elétron é 9,1 x 10-31 kg. 
Observações e Conclusões 
Tubo de Raio Canal (1886) 
‏ 
 Raio canal -> Composto por partículas carregadas 
positivamente; 
 Tais partículas não são todas iguais, pois possuem 
diferentes cargas -> Múltiplos de 1,6 x 10-19 C; 
 CONCLUSÃO: Em tubos de raio catódico e de raio 
canal, os elétrons deixam o catodo em direção ao 
anodo e colidem com as moléculas de gás no tubo, o 
que as deixa com carga positiva; 
 Logo moléculas e átomos consistem de partículas 
positivas e elétrons com carga negativa. 
Observações e Conclusões 
Modelo atômico de Thomson 
(1898) 
Experimento de Rutherford, 
Geiger e Marsden(1911)‏ 
 Desvios pequenos -> O átomo de Thomson explica; 
 
 Distribuição difusa de massa -> Partícula alfa não é 
influenciada por baixas concentrações de cargas 
positivas/negativas; 
 
 Desvios grandes -> Partículas alfa que passam 
próximas ao núcleo são fortemente repelidas pela 
carga nuclear. 
Modelo atômico de Rutherford 
(1911)‏ 
 Um núcleo minúsculo compreendendo toda a carga 
positiva e toda a massa do átomo; 
 
 Região extranuclear, onde estão distribuídos os elétrons. 
 1914 – Rutherford 
 
 Descreve partícula nuclear com massa maior mas 
com carga igual em módulo ao do elétron -> Próton 
 
 1932 – J. Chadwick 
 
 Partícula com a mesma massa que o próton mas 
sem carga -> Nêutron 
 
Dilema do átomo estável 
O elétron está parado: 
A atração elétron-núcleo faria o elétron colidir com 
o núcleo; 
 
O elétron está em movimento nas órbitas de 
Rutherford: 
Movimento acelerado leva a mudança de órbita do 
elétron devido a emissão de luz; 
Trajetória em espiral também leva a colisão do 
elétron com o núcleo. 
Propriedades das ondas 
 
 
 
 
 
 
Comprimento de onda (Wavelength, ) é a distância entre pontos 
idênticos de ondas sucessivas; 
 
Amplitude é a distância vertical entre a linha do meio da onda ao pico. 
Frequência () é o número de ondas que passa em um ponto 
particular em 1 segundo (Hz = 1 ciclo/s). 
A velocidade (u) da onda =  x  
Maxwell (1873) propôs que a luz visível consiste de 
ondas eletromagnéticas 
Radiação eletromagnética 
é a emissão e transmissão 
de energia sob a forma de 
ondas eletromagnéticas 
Velocidade da luz (c) no vácuo=3,00 x 108 m/s 
Toda radiação eletromagnética 
 x   c 
Componente do campo elétrico 
Componente do campo 
magnético 
Espectro eletromagnético 
Espectro de linhas 
Espectro de linhas 
 Final do século XIX → Equação de Rydberg 
 
(1/)=ZR(1/n1
2-1/n2
2); n2>n1 
 
R-> Constante de Rydberg = 0,010974 nm-1 
Z-> Número atômico 
 
 
Espectro de linhas 
Série de Lyman (Ultravioleta) 
n1=1 e n2=2,3,4,5.... 
 
Série de Balmer (Visível) 
n1=2 e n2=3,4,5,6.... 
 
Série de Paschen (Infravermelho) 
n1=3 e n2=4,5,6,7.... 
 
Espectro de linhas 
Emissão de luz por objetos 
quentes 
 Sólidos aquecidos -> emitem radiação 
 Exemplo: luz branca de lâmpadas de tungstênio 
 
 Distribuição de comprimento de onda de uma 
radiação depende da temperatura; 
 
Emissão de luz por objetos 
quentes 
 Sólidos aquecidos -> emitem radiação 
 Exemplo: luz branca de lâmpadas de tungstênio 
 
 Distribuição de comprimento de onda de uma 
radiação depende da temperatura; 
 
 Planck → Supôs que a luz é absorvida e emitida sob a 
forma de pulsos discretos de luz → Quantum 
 
 E=h 
Efeito fotoelétrico 
 Há independência do valor do potencial frenador V0 
em relação a intensidade da luz incidente; 
 
Um fóton transfere energia (h) para um único elétron; 
 
Ek=½(mv
2)max = eV0 = h- 
 
 -> Energia necessária para remover o elétron da superfície do 
eletrodo 
O modelo atômico de Bohr 
 Um elétron em um átomo pode ter somente 
certas quantidades específicas de energia 
 
Estado fundamental → Todos os elétrons estão nos 
níveis de energia mais baixos que lhes são 
disponíveis; 
 
Estado excitado → O átomo absorve energia de uma 
chama/descarga elétrica e alguns elétrons são 
elevados a níveis de maior energia; 
Princípio da Incerteza de 
Heisenberg 
“É impossível conhecer simultaneamente e 
com certeza a posição e o momento de uma 
pequena partícula, tal como o elétron.” 
Determinação da posição do elétron 
 
Olho humano: Resolve objetos na faixa de 0,1 a 0,2 
mm; 
Objetos menores devem ser visualizados com um 
microscópio; 
Resolução de um microscópio (R) -> Relacionada 
ao tamanho do menor objeto que pode ser 
visualizado; 
 
R ~ 0,6 
 Se o comprimento de onda for diminuído, aumenta-se 
o momento do fóton; 
 
 Assim, o fóton transfere mais momento para 
 o elétron aumentando a incerteza do 
 momento do elétron; 
 
 Se o comprimento de onda for aumentado, diminui-se 
o momento do fóton e a incerteza do momento do 
elétron; 
 
 Entretanto aumenta-se a incerteza da 
 posição do elétron. 
Princípio da Incerteza de 
Heisenberg 
ps> h/4 
Ondas estacionárias 
Mecânica Quântica 
1926 – Erwin Schrödinger 
 
 
Equação de Schrödinger HE 
 
 
Coordenadas cartesianas e 
polares 
A resolução desta equação para o átomo de 
hidrogênio fornece um conjunto de funções de 
onda 
 
 
Descrevem as formas e energias das ondas de 
elétrons 
 
 
Orbitais (r,  ) = R(r) 
Funções radiais para o átomo de hidrogênio 
 
 
Orbital 1s -> R(r) = 2(Z/a
0
)3/2e-Z*r/a0 
 
 
Orbital 2s -> R(r) = (2/(2*21/2))(Z/a
0
)3/2(2-(Z*r/a
0
))e-Z*r/2a0 
 
 
Orbital 2p -> R(r) = (2/(2*61/2))(Z/a
0
)3/2(Z*r/a
0
)e-Z*r/2a0 
 
 
sendo Z o número atômico e a
0
 o raio da primeira orbita de Bohr 
 
 
 Função densidade de probabilidade 
( 
 
Probabilidade de se encontrar o elétron em 
determinada região ao redor do núcleo 
 
 
Orbital 1s 
  fn(n, l, ml,ms) 
n é o número quântico principal 
n = 1, 2, 3, 4, …. 
Distância de elétron ao núcleo 
Níveis de energia 
Energia do elétron En=-R/n
2 
Funções angulares para o átomo de hidrogênio 
 
 Orbital s -> =(1/(4))1/2 
 
Orbital p
z
 -> =(3/(4))1/2cos 
 
Orbital d
z
2 -> =(5/(16))1/2(3*cos2 
 = fn(n, l, ml, ms) 
l é número quântico de momento angular 
Para determinado valor de n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1 
n = 1, l = 0 
n = 2, l = 0 ou 1 
n = 3, l = 0, 1, ou 2 
l = 0 s orbital 
l = 1 p orbital 
l = 2 d orbital 
l = 3 f orbital 
Forma do volume de espaço que o elétron 
ocupa 
Momento angular orbital L=(l(l+1))1/2h/2 
Orbital s 
l=0 
Orbital p 
l=1 
Orbital d 
l=2 
 = fn(n, l, ml, ms) 
ml é o número quântico magnético 
Para determinado valor de l 
ml = -l, …., 0, …. +l 
se l = 1 (p orbital), ml = -1, 0, ou 1 
se l = 2 (d orbital), ml = -2, -1, 0, 1, ou 2 
Orientação do orbital no espaço 
Componente do momento angular em direção específica 
 ML=mlh/2
 
ml = -1 ml = 0 ml = 1 
ml = -2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = 2 
Experimento Stern-Gerlach 
 = fn(n, l, ml, ms) 
ms é o número quântico de spin 
ms = +½ ou -½ 
ms =+½ ms = -½ 
Evidenciado pelo 
desdobramento das linhas dos 
espectros de emissão dos 
átomos de hidrogênio sob 
influência de um campo 
magnético externo 
Momento angular de spin s=(ms(ms+1))
1/2h/2 
Paramagnetico 
 
Elétrons desemparelhados 
Diamagnetico 
 
Todos os elétrons emparelhados 
Distribuição eletrônica 
 Regra de Hund: 
 A configuração eletrônica mais estável para orbitais de uma 
mesma subcamada é aquela em que existe o maior número 
possível de elétrons com spins paralelos (não emparelhados). 
 Princípio da exclusão de Pauli: 
 Dois elétrons não podem ter os mesmos quatro números 
quânticos em qualquer átomo 
 Princípio de Aufbau (Preenchimento): 
 Preenchimento elétron a elétron se dá iniciando-se pelos níveis 
e subníveis de menor energia (isto é mais próximos do núcleo). 
 
 
Energia dos orbitais no átomo multi-eletrônico 
 
Distribuição eletrônica 
 
 
Princípio de Aufbau 
Ca(Z=20) [Ar] 4s2 
Sc(Z=21) [Ar] 4s23d1 
Ti(Z=22) [Ar] 4s23d2 
V(Z=23) [Ar] 4s23d3 
Cr(Z=24) [Ar] 4s13d5 
Mn(Z=25) [Ar] 4s23d5 
Fe(Z=26) [Ar] 4s23d6 
Co(Z=27) [Ar] 4s23d7 
Ni(Z=28) [Ar] 4s23d8 
Cu(Z=29) [Ar] 4s13d10 
Zn(Z=30) [Ar] 4s23d10 
 
Cátions metálicos 
Ca2+ [Ar] 
Zn2+ [Ar] 3d10 
Fe2+ [Ar] 3d6 
Fe3+ [Ar) 3d5

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