Estrutura Atômica

Prévia do material em texto

Estrutura Atômica
Disciplina: Química Básica
Docente: Lara Cola Carlete
UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
CENTRO DE CIÊNCIAS AGRÁRIAS – CCA-UFES
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E FÍSICA
Átomo
 O que acontece se dividirmos a matéria em pedaços cada 
vez menores?
 Chegará um momento em que essa divisão é impossível
Menor partícula indivisível: átomo
Átomo de Dalton (~1808) 
 Cada elemento é composto de átomos.
 Todos os átomos de um mesmo elemento são iguais.
 Os compostos são formados quando átomos de mais de um
elemento se combinam.
 Em uma reação química, átomos são rearranjados para
produzirem novas substâncias.
Modelo da bola de bilhar
Maciça 
Indivisível 
Indestrutível
 Helmoholtz (1811): Tanto a eletricidade positiva quanto
a negativa estão dividida em proporções elementares
definidas.
 Avogadro (1811), distinguiu o átomo com sendo a
menor partícula que pode participar de uma reação
química e a menor partícula que pode existir
permanentemente.
 Faraday (1832) → Leis da eletrólise.
 J. J. Thomson (1897) → Descoberta do elétron
Átomo de Thomson
 Após a descoberta do elétron, estava
claro que o átomo possuía uma
estrutura.
 Pela separação da radiação, conclui-
se que o átomo consiste de entidades
neutras e carregadas negativa e
positivamente.
 Thomson supôs que todas essas
espécies carregadas eram
encontradas em uma esfera.
Átomo de Thomson
 Em 1904, Thomson sugere o modelo do pudim de passas para o
átomo.
 A limitação do modelo de Thomson foi evidenciada por
Rutherford.
O átomo seria formado por uma 
“pasta” positiva “recheada” pelos 
elétrons de carga negativa, o que 
garantia a
neutralidade elétrica do modelo 
atômico. O modelo de Thomson
admite que o átomo
é divisível.
Átomo de Rutherford 
 Em 1911, Rutherford fez uma experiência muito importante, que
veio alterar e melhorar profundamente a compreensão do modelo
atômico.
 Espalhamento de partículas α por uma fina folha de metal.
 Descoberta do núcleo atômico de carga positiva.
 Átomo seria formado por um núcleo denso de carga positiva
(prótons), estabilizada por partículas sem carga (nêutrons),
com elétrons espalhados em volta.
Átomo de Rutherford 
Modelo Nuclear ou 
Planetário
Modelo Rutherford X Novo Modelo
 Será que o modelo atômico de Rutherford é completo?
Como explicar por que os elétrons não caem em direção ao núcleo?
 Todos os elétrons no átomo tem a mesma energia?
Qual é a órbita dos elétrons (onde eles estão localizados no espaço)?
 Em 1900, Planck já havia admitido a hipótese de que a energia não
seria emitida de modo contínuo, mas em “pacotes”. A cada “pacote
de energia” foi dado o nome de quantum.
 Em 1913 Niels Bohr aprimorou, o modelo atômico de Rutherford,
utilizando a teoria de Max Planck.
 os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de
órbitas bem definidas, que são denominadas órbitas estacionárias;
 movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem
absorve energia;
 ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou
absorve uma quantidade bem definida de energia, chamada
quantum de energia;
Átomo de Borh
 Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita
estacionária). Os elétrons que estão situados em órbitas mais
afastadas do núcleo apresentarão maior quantidade de energia.
 Essas órbitas foram denominadas níveis de energia. Hoje são
conhecidos sete níveis de energia ou camadas, denominadas K, L,
M, N, O, P e Q.
Modelo de Borh
 Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta
para uma órbita mais energética. Quando ele retorna à sua
órbita original, libera a mesma quantidade de energia, na forma
de onda eletromagnética (luz).
Modelo de Borh
Ensaio de Chamas 
 Novas observações, experiências e cálculos levaram os
cientistas a novas conclusões.
 Verificou-se que o elétron se comporta ora como partícula,
ora como onda.
Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: 
o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, 
comporta-se como matéria e energia, sendo portanto, 
uma partícula-onda.
Modelo Atômico Atual
Louis de Broglie, Nobel 
de Física de 1929.
 Desse modo, verificou-se também que o elétron é tão
pequeno que não seria possível determinar sua posição e
velocidade.
Modelo Atômico Atual
Heisenberg, Nobel de 
Física de 1932.
Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível 
determinar com precisão a posição e a velocidade 
de um elétron num mesmo instante.
Modelo Atômico de Schrödinger
 Devido à dificuldade de se prever a posição exata de um
elétron na eletrosfera, o cientista Erwin Schrödinger (1926) foi
levado a calcular a região onde haveria maior
probabilidade de se encontrar o elétron.
 Essa região do espaço foi denominada orbital.
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde é 
máxima a probalidade de encontrar um determinado elétron.
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e
partícula. 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.
Identificação dos Átomos
 As pessoas são identificadas pelo RG (número da carteira
de identidade), ou pelo número do CPF (da Receita
Federal).
O número de prótons, de nêutrons e de elétrons constitui
dado importante para identificar um átomo.
 Número atômico (Z) é o número de prótons existentes no
núcleo de um átomo.
 Num átomo neutro, cuja carga elétrica é zero, o número de
prótons é igual ao número de elétrons.
Quando se diz que o átomo de 
sódio (Na) tem número atômico 
11, isso quer dizer que, no núcleo 
desse átomo, existem 11 prótons 
e, conseqüentemente, existem 
11 elétrons na eletrosfera.
Identificação dos Átomos
Z = nº de prótons
 Número de massa (A) é a soma do número de prótons
(Z) e de nêutrons (N) existentes num átomo.
Identificação dos Átomos
A = P + NA = Z + N ou
Elemento químico
 Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo
número atômico (Z).
 Logo, o número atômico é muito importante, pois identifica o
elemento químico.
 o número atômico 17 identifica os átomos de cloro;
 o número atômico 26 identifica os átomos de ferro;
Notação geral de um átomo
Íons
 Os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder
elétrons, formando novos sistemas, eletricamente carregados,
denominados íons.
 Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois
tipos de íons:
íons positivos = cátions íons negativos = ânions
Íon: a espécie química que apresenta o número de
prótons diferente do número de elétrons.
Semelhanças Atômicas
 Examinando o número atômico (Z), o número de nêutrons
(N) e o número de massa (A) de diferentes átomos,
podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro
número igual.
 Isótopos;
 Isóbaros;
 Isótonos;
 Isoeletrônicos;
Isótopos
 São átomos com mesmo número de prótons (Z) por pertencerem ao 
mesmo elemento químico, mas diferente número de massa (A).
 OBS.: Os isótopos têm propriedades químicas iguais e propriedades físicas
diferentes (que dependem da massa do átomo).
Isóbaros
 São átomos de diferentes números de prótons, mas que
possuem o mesmo número de massa (A).
 Os isóbaros pertencem, portanto, a elementos químicos
diferentes
 Os isóbaros têm propriedades físicas e químicas diferentes.
Isótonos
 São átomos de diferentes números de prótons (elementos 
diferentes), diferentes números de massa, porém com mesmo 
número de nêutrons (N ).
 Os isótonos têmpropriedades físicas e químicas diferentes.
Isoeletrônicos
 São átomos e/ou íons que apresentam a mesma quantidade 
de elétrons.
Recapitulando
 O átomo consiste:
 Núcleo denso – carregado positivamente
 É composto de partículas subatômicas chamadas de prótons
e nêutrons
 Eletrosfera – carregada negativamente
 É composto por elétrons
Como os elétrons estão
distribuídos em um átomo ? 
Estrutura atômica: orbitais
 De acordo com o modelo da mecânica quântica, o
comportamento de determinado elétron pode ser descrito por
uma expressão matemática chamada de equação de onda.
 A solução de uma equação de onda é denominada função
de onda, ou orbital, e é descrito pela letra grega psi ψ.
 O quadrado da função de onda ψ² descreve o volume de
espaço mais provável em torno de um núcleo que um elétron
pode ocupar.
Qual é o seu aspecto?
 Existem quatro tipos diferentes de orbitais designados s,
p, d e f cada um com uma forma diferente.
Orbital s
Orbital p
Orbital d
Orbital f
Os estados energéticos dos elétrons
 Os elétrons são identificados pelo seu conteúdo de
energético por quatro números quânticos:
 Principal
 Secundário ou azimutal
 Magnético
 spin.
Número Quântico Principal (n)
 Indica a qual nível de energia pertence o elétron, sendo
assim, quando o valor de n aumenta, a energia do elétron
também aumenta, e ele se distancia do núcleo.
 Corresponde às sete camadas K, L, M, N, O, P e Q do modelo
de Rutherford-Bohr e varia de 1 a 7.
Número Quântico Secundário ou Azimutal (l)
 Associa-se ao subnível de energia do elétron. Esse
número assume os valores 0, 1, 2 e 3. É descrito pelas
letras s, p, d e f, respectivamente.
Número Quântico Magnético (ML ou m)
 Faz referência ao orbital em que o elétron é encontrado.
 Cada orbital comporta no máximo 2 elétrons e é
representado simbolicamente por um quadradinho (subníveis
- s, p, d, f).
Número Quântico de Spin (Ms ou s)
 Associa-se à rotação do elétron. Esse número quântico é usado
para diferenciar os elétrons de um mesmo orbital. Como há
somente dois sentidos possíveis, o spin adota exclusivamente os
valores -1/2 e +1/2, o que indica 50% de probabilidade de um
elétron estar girando em cada sentido.
Número Quântico de Spin (Ms ou s)
Exemplo
-
A Distribuição Eletrônica
 A distribuição dos elétrons em um
átomo neutro pode ser feita pelo
diagrama dos níveis energéticos. No
entanto, o cientista Linus Pauling
imaginou um diagrama que simplifica
essa tarefa e que passou a ser
conhecido como DIAGRAMA DE
PAULING:
Distribuição dos 26 elétrons de um átomo de ferro (Z = 26).
 Essa distribuição deve ser feita de acordo com dois conceitos:
 Princípio da exclusão de Pauli
 Num orbital existem no máximo 2 elétrons com spins opostos.
 Regra de Hund
 Os orbitais de um mesmo subnível são preenchidos de modo que
se obtenha o maior número possível de elétrons isolados
(desemparelhados).
A Distribuição Eletrônica
Distribuição Eletrônica nos Íons
 O íon Fe2+ é formado a partir do átomo de ferro, pela
“perda” de 2 elétron da sua camada de valência.