slides Modelos atomicos: Origem, história, evolução e química

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Modelo Atômico
Origem, história, evolução e química
Pré-Socráticos e o atomismo
Tales de Mileto – 624 – 546 a.C. – natureza composta de uma
substância só, água. Monismo. Respostas naturalistas e
racionais.
Demócrito – 420 a.C. - O primeiro a tentar distinguir as coisas
como são de como nos parecem ser. Distingue substância dos
sentidos. Partículas minúsculas, indivisíveis e imutáveis.
“o mundo que nos rodeia consiste, de fato, apenas de átomos
em movimento, enquanto nós experimentamos isso de várias
formas”. - Russel,B., A história do pensamento ocidental
Demócrito
Matéria não pode ser subdividida infinitamente, deve haver um
limite mínimo.
Menor unidade de matéria é o átomo: “não pode ser dividido”
Busto de Demócrito
Esfera sólida: 
átomo de 
Demócrito
Para Demócrito, átomos são esferas pequenas e sólidas feitas do
mesmo material mas com formatos e tamanhos diferentes.
Átomos são infinitos em número, sempre em movimento e
capazes de interagir entre eles.
Aristóteles e Platão – respeitados, mas errados quanto a natureza da matéria!
Linha do tempo da teoria atômica
Os 4 elementos (e o éter)
1. Elementos são compostos por partículas extremamente pequenas chamadas
átomos. Os átomos de diferentes elementos tem massas diferentes.
2. Todos os átomos de um determinado elemento são idênticos, mesmo tamanho,
massa e propriedades e são diferentes de todos os outros elementos.
3. Compostos são formados de átomos de mais de um elemento, estando sempre
em razões integrais ou frações simples.
4. Uma reação química involve somente a separação, combinação ou rearranjo de
átomos e não sua criação ou destruição.
John Dalton, o mais 
famoso daltônico
John Dalton e o atomismo
Em 1850 começa uma série de investigações que demonstram que átomos
possuem estrutura interna:
-Elétrons
-Prótons
-Neutrons
Cargas negativas - O elétron
Tubo de raios catódicos
J.J. Thomson, o 
pai da 
espectrometria 
de massa
Partículas carregadas eram as 
mesmas, independentemente 
do material do catodo.
Campo magnético 
desvia a trajetória da 
partícula
Estrutura interna dos átomos
Thomson concluiu que as cargas negativas vieram de
dentro dos átomos.
Assim, partículas subatômicas devem existir. O átomo
era divisível.
Ele chamou as cargas negativas de corpúsculos, hoje
conhecidos como elétrons.
Como o gás era sabidamente neutro, o átomo também
deve conter cargas positivas.
Ele nunca conseguiu achá-las.
O elétron
Marie Curie
α = carga positiva (+2) – 2 prótons e dois neutrons
β = carga negativa (-1) – 1 elétron decorrente de um fenômeno nuclear
 = neutro – fótons nucleares
Emissão espontânea de partículas = radiação
Atração pelo 
polo negativo
Radioatividade permitiu a descoberta de cargas positivas
No início do século 1900 o que se sabia:
Átomos contém elétrons e são eletricamente neutros.
Thomson e o modelo de pudim com passas
Ernest Rutherford (1910)
Cargas positivas do átomo estão concentradas no núcleo, que é um centro denso
– prótons
Experimentos posteriores revelam que possuem mesma carga com sinal oposto e
massa 1840 vezes maior que a do elétron. Núcleo concentra a massa.
O nêutron surge devido a relação de massas entre H e He, que era conhecida e
não fazia sentido no contexto proposto. James Chadwick prova a existência.
Nucleo denso e pequeno
Núcleo que contém toda a massa do tamanho de uma bola e órbitas eletrônicas do 
tamanho do Maracanã
Estimativa do volume nuclear frente ao volume atômico
Tabela periódica (mais da
metade dos elementos
entre 1800 e 1900)
Dmitri 
Mendeleiev, 
criou a primeira 
versão da tabela 
períodica em 
1869 com 63 
elementos
Primeira versão da tabela periódica
Modelo atômico de Rutherford
Elétrons como partículas
definidas em órbitas
circulares em torno do
núcleo
Qual o próximo salto na compreensão da estrutura atômica?
O modelo nuclear de Rutherford
Início do século 1900 estava claro que a física clássica não conseguia explicar as
propriedades da matéria em escala atômica.
Tempo de existência do átomo 
10-12 segundos!
O experimento que mudou o conceito da estrutura atômica 
foi a interpretação efeito fotoelétrico. Para estudar o efeito 
fotoelétrico é necessário compreender um pouco sobre a 
natureza da luz, a radiação eletromagnética.
Algo previne o decaimento atômico. Mas o que?
A natureza do elétron, ondas e partículas
C = 300.000 Km/s – Velocidade da Luz
l = comprimento de onda (m)
n = freqüência (Hz). 1 Hz = 1s-1
O que são ondas eletromagnéticas?
l
l
Alta frequência
Baixa frequência
Ondas de alta e baixa frequência
Perigo! Radiação ionizante
Energia e frequência
Aumento da freqüência causa aumento na energia
Aumento do comprimento de onde causa redução na energia
Equação de Planck
Quanto  a frequência,  a Energia
Quanto  o comprimento de onda,  a Energia
onde
Isto foi postulado após a “descoberta” do efeito fotoelétrico
Correlação entre energia e frequência de ondas
1905 - Foi a explicação do efeito fotoelétrico que deu a Einstein seu prêmio Nobel
X
Ondas eletromagnéticas apresentam também comportamento de partículas! Fótons!
Onda e partícula – o efeito fotoelétrico
A explicação do efeito fotoelétrico sedimentou a Física Quântica:
- Pode-se usar radiações eletromagnéticas pra estudar a estrutura 
interna de átomos
- Somente transferências de energia acima de um limite mínimo 
gerarão a ejeção de um elétron. São fenômenos quantizados. 
- O que acontece com a energia fornecida ao átomo que não é 
capaz de ejetar elétrons? A quantização dos orbitais inspirou o 
modelo de Bohr.
- Radiações eletromagnéticas apresentam comportamento de 
partículas (dualidade onda/partícula)
Onda e partícula – o efeito fotoelétrico
O espectro contínuo de luz
Decomposição da luz branca por um prisma em todos os comprimentos de onda. 
Não há descontinuidades.
É assim que um objeto composto de muitos átomos diferentes responde ao 
aquecimento.
O modelo de Bohr
Equação de Rydberg
Espectro atômico em linhas
(E2)elétron – (E1)elétron = Efóton
l
Efóton = h n = h c
Proposições do modelo:
1. Elétrons orbitam em torno do núcleo atômico
2. Os elétrons podem orbitar estavelmente em órbitas estacionárias em um conjunto de 
distâncias discretas em torno do núcleo, as quais possuem o mesmo nível energético.
3. Elétrons podem ganhar e perder energia somente pela transição entre órbitas, 
absorvendo ou emitindo radiação eletromagnética com uma frequência v 
determinada pela diferença de energia estabelecida de acordo com a relação de 
Planck.
Transições eletrônicas e o modelo de Bohr
Espectro 
Atômico em 
Linhas do 
Hidrogênio e 
outros 
Elementos 
Químicos
Transições eletrônicas e o modelo de Bohr
Cada elemento possui um espectro característico
1924 – Louis de Broglie coloca a idéia da dualidade partícula/onda 
para os elétrons.
l = h
m . v
Onde:
l = comprimento de onda h = constante de planck
m = massa do elétron v = velocidade do elétron
- A equação de De Broglie sugere que qualquer partícula em movimento possui
comprimento de onda associado
- Para que o comprimento de onda seja mensurável, o produto de m e v deve ser
pequeno.
momento
Qualquer corpo em movimento se comporta como uma partícula e uma onda,
entretanto, para objetos macroscópicos o comprimento de onda é muito grande e
não conseguimos detectar tais fenômenos.
O próximo passo: a dualidade onda-partícula
1925 – Werner Heisenberg enuncia o Princípio da Incerteza que diz: 
“Se escolhemos conhecer a energia de um elétron em um átomo com apenas uma 
pequena incerteza, então devemos aceitar correspondente enorme incerterza na 
sua posição.”
Dx Dp ≥ h4 p
Onde:
Dx = variação na posição Dp = variação no momento (p = m . v)
m = massa do elétron v = velocidade do elétron
h = constante de planck
Se tiver a informação da posição, não sabe a trajetória. Se souber a trajetória, não sabe a 
posição
Abandono do conceito de posição e trajetórias específicas para elétrons!
Abandono da ideia de trajetória
1925 – Erwing Schrödinger apresenta uma equação que lança mão de uma
equação matemática (função de onda - Y) para descrever o elétron e calcular sua
energia.
H Y = E Y
Onde:
H = operador Hamiltoniano Y = função de onda que descreve o elétron
E = Energia do elétron (E = Ecinética + Epotencial)
O elétron pode adotar alguns estados descritos pelos números quânticos :
Número 
Quântico
Símbolo Característica 
Especificada
Informação
Fornecida
Valores Possíveis
Principal n Camada Distância Média 
do Núcleo
1, 2, 3…
Azimutal l Subcamada Forma do Orbital 0, 1, 2…(n-1)
Magnético ml Orientação do 
Orbital
Orientação do 
Orbital
-l, (-l+1),…0,…,(l-1),l
Spin ms Spin Spin +1/2; -1/2
Modelo quântico do átomo
A função de onda (Y) não tem sentido físico.
1926 – Max Born postulou que a densidade de probabilidade p(x,t) de se encontrar 
a partícula na posição x, no instante t, poderia ser obtida a partir da função de 
onda pela relação:
p(x,t) = |Y(x,t)|2
O resultado deste postulado leva à descrição da região do espaço ao redor do 
núcleo onde há maior probabilidade de se encontrar o elétron com uma dada 
energia, também chamada orbital atômico.
Modelo quântico do átomo
Indivisível Elétrons Núcleo Órbita Nuvem
eletrônica
Gregos X
Dalton X
Thomson X
Rutherford X X
Bohr X X X
Atual (Quântico) X X X
Evolução da compreensão do átomo
Descrição de um 
orbital 1s, 2s e 3s
As regiões brancas apontadas 
com pontos vermelhos nas 
figuras dos orbitais 2s e 3s 
representam regiões do espaço 
onde não há probabilidade de 
se encontrar um elétron 
contido neste orbital.
Esta região é chamada de 
região nodal
A forma dos orbitais s
Região de densidade eletrônica distribuída nos dois lados do núcleo. Contém 
um nó no núcleo
São 3 orbitais p por nível a partir do nível 2
Preenchidos por no máximo 2 elétrons cada um. 6 elétrons no nível.
A forma dos orbitais p
São 5 orbitais d. Cada um deles apresenta o formato de um trevo de 4 folhas.
Ocorrem a partir do 3º nível.
A forma dos orbitais d
O spin eletrônico
O efeito de um campo magnético no espectro
de linhas de átomos de sódio e hidrogênio
indicaram que elétrons agem como pequenos
magnetos.
Esta observação foi comprovada e hoje sabe-
se que elétrons apresentam uma grandeza
chamada spin e que isso influencia o
preenchimento dos orbitais atômicos.
Elétrons possuem spin
Os Orbitais e seus Níveis Energéticos
Diagrama de Linus Pauling
En
e
rg
ia
 d
o
 O
rb
it
al
Regras que governam o preenchimento dos 
orbitais com elétrons
Princípio de Exclusão de Pauli
Um orbital pode ter no máximo dois elétrons, sendo
que esses elétrons têm que ter spin opostos.
Princípio de Aufbau
Os elétrons vão preenchendo os orbitais de menor energia
primeiro e os de maior energia posteriormente.
Regra de Hund
Quando há orbitais de mesma energia (degenerados), primeiro
se coloca um elétron em cada orbital degenerado e, só após o 
preenchimento de todos esses, se preenche cada um deles com o 
segundo elétron com spin oposto ao do primeiro elétron.
Os Orbitais e seus Níveis Energéticos
Diagrama de Linus Pauling
Exercício em sala de aula
Fazer a representação em quadrícula da distribuição eletrônica de:
Carbono Z = 6
Nitrogênio Z = 7
Íon Na+, sendo Na Z = 11
Cl-, sendo Cl Z = 17
Número atômico
Símbolo
Massa atômica
Massa atômica = Massa média (contando isótopos) do átomo em unidades de 
massa atômica (do inglês amu)
Número de prótons. Denominado por Z
Isótopos: átomos com o mesmo número de prótons mas que diferem em número
de neutrons
A periodicidade dos elementos
n
1
2
3
4
5
6
7
Número quântico principal (energia do orbital)
Período (linha), grupo (coluna).
Mesmo número de elétrons na camada de valência
Bloco s e p = grupo principal. Trabalharemos 
somente com estes
A periodicidade dos elementos
Carga nuclear efetiva
Compreensão das propriedades periódicas dos elementos requer familiarização
com a configuração eletrônica e da força de atração entre o núcleo e os elétrons
mais externos.
Força de atração aumenta com o aumento da carga nuclear e diminui à medida
que o elétron se afasta do núcleo
Entretanto, como elétrons se repelem mutuamente, aqueles que estão em
camadas mais externas são blindados ou protegidos do núcleo pelos elétrons
mais internos. Assim, a carga nuclear efetiva (Zef) sentida por um elétron é igual
a carga nuclear menos o número médio de elétrons em camadas mais internas.
Raio atômico: metade da distância entre núcleos de átomos 
vizinhos
Elétrons 
mais 
externos 
ocupam 
uma 
camada 
mais 
distante 
do núcleo
Novos elétrons estão na mesma camada e portanto mesma 
distância. Carga nuclear efetiva cresce e portanto diminui o 
raio.
Raio atômico
É a sua parte da distância entre íons vizinhos em um sólido 
iônico, já que fundamentalmente, cátions e ânions 
apresentam raios atômicos diferentes
Todos os cátions são menores que os átomos originais
Todos os ânions são maiores que os átomos originais
Raio iônico
Energia de ionização: energia 
necessária para retirar um 
elétron da camada de valência
Afinidade eletrônica: Energia 
liberada quando um elétron é 
adicionado à um átomo em 
fase gasosa
Maior quanto maior o número de 
elétrons na série
Quanto mais elétrons, maior energia, 
quanto mais compacto o núcleo, 
maior energia.
Energia de ionização e afinidade 
eletrônica também são função da 
carga nuclear efetiva
Diminui com o aumento do tamanho 
do núcleo atômico
Energia de ionização
Check de conceitos
1. Modelo atômico de Thomson
2. Modelo atômico de Rutherford
3. O modelo de Bohr e os espectro em linhas
4. Dualidade onda-partícula
5. O efeito fotoelétrico
6. O princípio da incerteza de Heisenberg
7. Modelo quântico do átomo
8. Os orbitais (princípios de Pauli, Aufbau e 
Hund) e os níveis energéticos.
9. Propriedades dos átomos
Atkins e Brown recomendados para esta parte