Estrutura atomica

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AA TT OO MM ÍÍ SS TT II CC AA 
 
Ementa: Estrutura e características do átomo; Números quânticos; Diagrama 
de Linus Pauling, sua distribuição eletrônica em átomos neutros e em íons 
 
MICROESTRUTURA DA MATÉRIA - ATOMÍSTICA 
 
A matéria é constituída por átomos; 
 Elemento é uma substância composta de uma única espécie de átomo; 
Os gases nobres são encontrados isolados na natureza (monoatômicos); 
Os átomos metálicos são encontrados dentro de um retículo cristalino nas ligações 
metálicas; 
Geralmente os demais átomos interagem entre si formando partículas compostas, tais 
como conjuntos iônicos e moléculas. 
 
A estrutura atômica da matéria 
A importância de estabelecer modelos - Um dos principais alicerces do conhecimento 
científico é a ideia de que a matéria é formada por átomos. O comportamento físico e 
químico da matéria depende da maneira como os átomos interagem entre si e formam as 
ligações. Portanto, o conhecimento da estrutura eletrônica de um átomo (como os 
elétrons estão arranjados em torno do núcleo) é a chave para entender o comportamento 
e as transformações químicas da matéria. 
 
Por que precisamos estudar este assunto? Para responder questionamentos tais como: 
 
 Por que os elementos não se decompõem formando novos elementos? 
 Por que as substâncias se decompõem formando novas substâncias? 
 Por que o número de elementos é pequeno comparado ao número de 
substâncias? 
 
 Surgimento de Dalton 
 Thompson 
TEORIAS Rutherford 
 Bohr 
 Princípio da incerteza de Heisenberg 
 
 
Teoria atômica de Thomson (1887) 
- modelo atômico de Dalton representava o átomo como uma esfera de 
bilhar e não explicava fenômenos elétricos (raios catódicos = e-); 
- Thomson propôs o modelo do “pudim de passas”: uma esfera positiva com 
elétrons na superfície; 
- Eugene Goldstein supôs o próton, destruindo a teoria de Thomson. 
 
 
 
 
 
 
Teoria atômica de Rutherford (1911) 
Entre 1909-1911 Lord Rutherford, Geiger e Marsden estudaram a trajetória de 
partículas  bombardeando folhas finas de diferentes materiais, como papel, mica e 
ouro. Observaram que a maior parte das partículas  atravessaram a lâmina de ouro sem 
sofrer desvios, indicando grandes espaços vazios. Um número considerável de 
partículas  sofreu desvios consideráveis e algumas foram lançadas de volta pela 
lâmina, demonstrando que as partículas haviam se chocado com um núcleo compacto e 
carregado positivamente. Rutherford sugeriu o modelo planetário, mas ele e muitos 
outros reconheceram que havia uma imperfeição neste modelo simples. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Conclusões 
- o átomo não é maciço e apresenta grandes espaços vazios; 
- existe uma região central – chamada de núcleo – com cargas positivas; 
- em torno do núcleo positivo existe uma região chamada de eletrosfera – 
constituída de elétrons; 
- o elétrons é 1836 vezes menor do que o próton. 
 
 
Teoria atômica de Bohr (1913) 
Não explicava os espectros atômicos. 
 
- os elétrons circundam 
orbitalmente; 
- cada nível tem um valor 
determinado de energia (não é 
possível permanecer entre os 
níveis); 
- excitação do elétron: passa de 
um nível de menor energia para 
outro de maior energia e retorna 
emitindo energia luminosa. 
 
 
 
MODELO RUTHERFORD-BOHR 
 
O átomo de Bohr mostrando os elétrons em órbitas circulares ao redor do núcleo. 
Ocorre transmissão de energia do átomo quando um elétron pula de um orbital mais 
afastado do núcleo, para um mais próximo. 
 
Estrutura eletrônica dos átomos 
 
A dualidade onda-partícula da matéria 
 
A radiação eletromagnética durante um longo tempo foi interpretada como uma onda, 
porém apresenta caráter duplo. 
Estudos de radiação de corpo negro levaram à hipótese de Planck da quantização da 
radiação eletromagnética. O efeito fotoelétrico providencia a evidência da natureza de 
partícula da radiação eletromagnética: a difração é responsável pela evidência da 
natureza ondulatória. 
 
A matéria também tem propriedade de onda - elétrons têm características de onda e de 
partícula: suas propriedades de onda devem ser consideradas quando se descreve a 
estrutura dos átomos. 
 
O modelo orbital 
Princípio de incerteza de Heisenberg (1927) 
 
Devido ao dualismo do comportamento do elétron, é impossível parar o elétron para 
determinar com precisão a sua posição e a sua velocidade, o que derruba o conceito de 
órbita definida. Isto porque, sendo o elétron uma partícula extremamente pequena, 
qualquer tentativa experimental no sentido de localizar sua posição interferirá em seu 
movimento. Portanto, o que podemos determinar é a probabilidade de encontrar o 
elétron em uma certa região do espaço. O princípio de incerteza estabelecido por 
Heisenberg foi: 
 
  x . p  h 
 4 
 x = incerteza na determinação da posição do elétron 
p = incerteza na determinação do momento do elétron 
 
 
Em vista dessas novas ideias a respeito da matéria, não faz mais sentido falar em órbitas 
descritas pelos elétrons no redor do núcleo. Foi, então desenvolvido o conceito de 
orbital. 
 
Os elétrons: o modelo da mecânica quântica 
 
1926 - Erwin Schrödinger adaptou uma equação de derivada parcial de segunda 
ordem, considerando o elétron como uma onda e partícula, chamada de equação de onda 
de Schrödinger. A trajetória precisa da partícula foi substituída por uma função de onda 
( psi - que diz qual a probabilidade da partícula ser encontrada em uma posição 
particular). Esta equação fornece muitas informações sobre o comportamento do 
elétron no átomo. O elétron é visto como uma nuvem difusa que possui alta densidade 
eletrônica, chamada de orbital atômico (orbital é a região ao redor do núcleo onde é 
mais provável se encontrar um elétron). Como o elétron possui três coordenadas (x, y e 
z), a função de onda também ser escrita como: 
 
 d
2
  + d2  + d2  + 4  m2 v2  = 0 
 dx
2 
 dy
2
 dz
2
 h
2
 
 
 posição do elétron movimento do elétron 
 (partícula) (onda) 
Esta equação informa o valor de 2, que é igual a probabilidade de se encontrar o 
elétron numa pequena região, ou seja, 2 nos informa sobre a probabilidade de se 
encontrar o elétron no orbital atômico (o orbital pode estar ocupado ou vazio): 
 
 2 = 1 (100% de probabilidade de encontrar o elétron) 
 
Como consequência da resolução da equação de Schrödinger, a cada orbital () está 
associado três números quânticos: n, l e ml. 
 NÚCLEO PRÓTON 
 NÊUTRON 
ÁTOMOS 
 
 ELETROSFERA ELÉTRON 
 
 
 
Elétrons (e
-
): - componente do átomo com carga negativa de 1,6 x 10
-19
C; 
 - apresentam-se em órbitas e estão localizados nos orbitais; 
 - podem ser e
-
 de valência, se na última camada; 
 - podem gerar cátions (perda de e
-
) ou ânions (ganho de e
-
). 
 
 Os e
-
 mais afastados (e
-
 de valência) do núcleo determinam: 
- propriedades químicas; 
- natureza das ligações interatômicas; 
- controlam tamanho do átomo, condutividade elétrica; 
- influencia nas características óticas. 
 
Onde as propriedades começam a ser definidas. 
 
Os elétrons: orbitais, números quânticos 
 
* Qualquer elétroné localizado por quatro números quânticos, assim como um cidadão 
(cidade, bairro, rua e número da casa); 
* Orbitais atômicos - local onde a probabilidade de encontrar o elétron é maior 
 
Números quânticos 
Na mecânica ondulatória, os números quânticos decorrem diretamente da resolução da 
equação de onda de Schrödinger. 
 
Números Quânticos 
Tabela - Classificação quântica dos elétrons 
Número 
Quântico 
Principal (n) 
Designação do 
Nível 
Subnível 
Número de 
estados 
Número de Elétrons 
Por subnível Por nível 
 
1 K s 1 2 2 
2 L 
s 
p 
1 
3 
2 
6 
8 
3 M 
s 
p 
d 
1 
3 
5 
2 
6 
10 
18 
4 N 
s 
p 
d 
f 
1 
3 
5 
7 
2 
6 
10 
14 
32 
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n) 
Representa os níveis principais de energia 
para o elétron, pode ser imaginado como 
uma camada no espaço onde a 
probabilidade de encontrar um elétron 
com valor particular de n é muito alta. 
Portanto, o número quântico principal indica a região ao redor do núcleo onde o orbital 
está localizado. Representa os níveis de energia de um elétron permitidos em um átomo 
(isto é, o tamanho do átomo). 
n = 1, 2, 3,... (na prática até 7 camadas também designadas 
 como K, L, M, N, O, P, Q..) 
 
 
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO ou de MOMENTO ANGULAR DO 
ORBITAL(l) 
Indica a forma geométrica do orbital que será sempre a mesma, independente do nível 
de energia onde estiver situado. Pode assumir valores de 0,1,2... até n-1. Na prática são 
conhecidos 4 valores: 
l = 0, 1, 2 e 3 
l = 0 orbital s 
l = 1 orbital p 
l = 2 orbital d 
l = 3 orbital f 
 
Os orbitais ficam em subcamadas de uma dada camada e possuem forma 
tridimensionsal. 
Características direcionais s, p, d do hidrogênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml) 
 
Indica a orientação do orbital no espaço. 
Em 1896, Zeeman observou que cada raia 
12
NTEGENERICAME
 lml
no espectro atômico, quando submetido a um forte campo magnético, é substituído por 
um grupo de raias (efeito Zeeman). Isto ocorre por que os imãs atômicos tendem a se 
orientar na direção do campo aplicado, ou seja, ocorre uma orientação do plano da 
órbita em relação ao sistema de eixos cartesianos. As orientações permitidas no espaço, 
para uma nuvem eletrônica são descritos pelos valores de ml (indica o número de 
orbitais em cada nível). 
 
l ml (-1, 0, +1) 
0 (s) 0 não direcional 
1 (p) -l, 0, +1 são possíveis três orientações - px, py e pz 
2 (d) -2, -1, 0 +1, +2 são possíveis cinco orientações - dx
2
-y
2
, dz
2
, dxy, 
dxz,dyz 
 
NÚMERO QUÂNTICO DO SPIN DO ELÉTRON (ms) 
Especificam as duas condições 
permitidas para um elétron girar em 
torno de seu próprio eixo. As direções 
são no sentido horário e anti-horário. 
 
Não é uma solução da equação de onda. Em geral, as raias dos metais alcalinos são 
duplas. 
Exemplo para o sódio - apresenta cor amarela e possui duas raias, um em 5889,95 A e 
outra em 5895,92 A (separadas por somente 6
 
A - podem ser atribuídas à rotação do 
elétron em torno do seu próprio eixo). Para cada valor de ml estão associados dois 
valores: +½ ao sentido de rotação horário e -½ ao sentido de rotação anti-horário. 
 
1/2- e 1/2
PERMITIDOS VALORES
