Estrutura Atômica Parte A_2014

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Assuntos: 
O Átomo – Evolução de um Conceito 
Definição 
Radiação e Espectro Eletromagnético 
Modelo Atômico Atual 
Histórico: 
-Átomo de Dalton 
-Átomo de Thomson 
-Átomo de Rutherford 
-Átomo de Bohr 
O Princípio da Incerteza de Heisenberg (1926) 
Números Quânticos 
2 
Pensamento Científico 
“Não há teoria eterna em ciência” - Albert Einstein 
Visão mecanicista (Mecânica) 
Limitações desta visão do mundo 
Isaac Newton concretizou o sonho de Descartes 
 Tornar a teoria científica em poder. 
“A natureza funciona como um relógio” 
“O mundo é apenas uma máquina” 
Descartes 
3 
O que é um átomo ? 
• Qual a origem da luz? 
 
• O que são raio X e microondas? 
 
• Porque existem tantas cores diferentes? 
 
• De que a matéria é composta? 
4 
Grego Leucipo afirmou que a matéria podia se 
dividida em partículas cada vez menores até um 
limite. 
Demócrito denominou essa partícula de ÁTOMO 
(do grego, “indivisível”). 
O átomo Filosófico (450 a.C.) 
5 
John Dalton, físico inglês foi o primeiro modelo atômico elaborado (modelo da 
bola de bilhar). 
O átomo é um partícula maciça e indivisível 
O átomo de Dalton (1803) 
6 
Partículas subatômicas 
 
Michel Faraday: 
- Relação entre matéria e eletricidade (eletrólise). 
 
- Trabalhos indicavam que a eletricidade era 
constituída por partículas materiais, hipótese 
confirmada pelos estudos sobre a capacidade 
dos gases de conduzir correntes elétricas. 
OBS. A diferença entre o modelo de Dalton e dos 
filósofos = dados de resultados experimentais. 
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Raios catódicos (1875) 
 
William Crookes idealizou um tubo com dois eletrodos e 
vácuo quase perfeito (0,0001 atm). 
 
Aplicando uma ddp entre os eletrodos, surgia uma 
fluorescência amarelo-esverdeada no lado oposto ao 
cátodo (eletrodo negativo), que se aquecia. 
 
 - objeto  uma sombra nítida 
 - campo elétrico  a fluorescência desviava-se, como 
uma carga negativa. 
 - ventoinha  girava (raios tinham massa). 
Stoney - 1874 : descoberta do elétron 
8 
Raios catódicos 
9 
Raios catódicos 
Robert Millikan, 
calculando a massa dos 
raios, viu que coincidia 
com a dos elétrons. 
(natureza do gás) 
 
Conclusão: os elétrons 
estão presentes em 
todos os átomos. 
10 
O físico alemão Eugen Goldstein Goldstein - 
1886 descoberta do próton 
Raios canais 
11 
Raios canais 
Conclusão: os prótons são partículas constituintes de todos os 
átomos. 
Wien observou que esses raios eram positivos e que sua 
massa e sua carga dependiam da natureza do gás que 
ocupava o interior do tubo. 
A menor massa, obtida com o H, coincidia com a massa 
do próton, sendo a carga também igual à do próton. 
12 
O átomo de Thomson (1897) 
Físico Joseph Thomson  Modelo do Pudim (vibração). 
13 
Conceito do átomo divisível - 
invalidando o modelo de Dalton. 
O átomo de Thomson (1897) 
Físico Joseph Thomson  Modelo do Pudim (vibração). 
14 
O átomo de Rutherford - Átomo nuclear (1903) 
Rutherford previu a existência de 
um núcleo de partícula sem carga 
elétrica e com massa igual a ao do 
próton e deu-lhe nome a nêutrons. 
(Sir James Chadwick) 
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O átomo de Rutherford - Átomo nuclear (1903) 
A descoberta da radioatividade ampliou os conhecimentos a respeito 
da estrutura da matéria e melhorou o modelo de Thomson (1911). 
Observação 
 A maior parte das 
partículas atravessava 
a lâmina 
 Poucas partículas não 
atravessavam a lâmina 
 Algumas partículas 
sofriam desvios 
 
Conclusão 
 Deve haver no átomo 
uma região central 
onde está sua massa 
 A maior parte do 
átomo deve ser vazio 
 O núcleo deve ser 
positivo 
16 
Estrutura planetária: Elétron estacionário / Elétron em órbita 
Partículas sub-atômicas fundamentais: 
Prótons 
Nêutrons 
Elétrons 
17 
Estrutura planetária: Elétron estacionário / Elétron em órbita 
O diâmetro do núcleo < 10 mil vezes que o da eletrosfera; 
 
 (Z) – número atômico = o número de prótons que compõem um núcleo. 
 
 (A) – número de massa = o número de núcleons (prótons + nêutrons). 
18 
* Explicação do 
átomo baseado na 
luz emitida por 
alguns elementos 
quando aquecidos. 
O átomo de Bohr - Modelo moderno (1913) 
19 
* O átomo é formado por um 
núcleo e níveis de energia 
quantizada (onde estão os 
elétrons ), num total de sete. 
20 
O átomo de Bohr - Modelo moderno (1913) 
Princípios ou Postulados 
2º. Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares e bem definidas 
(fixas) que são as órbitas estacionárias. Mais tarde, seriam as chamadas "camadas 
eletrônicas" (K,L,M,N,O,P e Q). 
 
3º. O equilíbrio dinâmico dos sistemas nos estados estacionários se dá pelas leis 
da mecânica clássica, o que não é verificado quando um elétron passa para um 
diferente estado estacionário. 
 
4º. Ao passar de um estado estacionário para outro, um elétron absorve uma 
radiação bem definida, que é o quantum, dado pela relação E = h.v , onde v é a 
freqüência e h é a constante de Planck. 
1º. A energia radiada não é emitida ou absorvida de maneira 
contínua, somente quando um elétron passa de uma órbita 
estacionária para outra diferente (salto quântico ). 
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Limitações da Teoria de Bohr 
• Admitia somente órbitas circulares, sendo que 
Summerfield introduziu as órbitas elípticas; 
 
• Não explicava por que o elétron não emitia energia 
no estado estacionário; 
 
• Supôs que a posição e a velocidade podem ser 
determinadas ao mesmo tempo; 
 
• Não explicava os níveis de energia para átomos 
multieletrônicos; 
 
• Não oferecia nenhuma informação sobre ligação 
química. 
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 Átomos são aquecidos a uma certa T, emitem luz 
(Radiação Eletromagnética). 
 
 Essas luzes têm determinados comprimentos de onda 
(l), característicos de cada elemento. Cada (l) 
corresponde a uma cor do “arco-íris” e cada cor, à 
emissão de uma energia. 
 
 O físico Max Planck calculou a energia de cada unidade 
de luz (fóton). 
Espectros de Emissão 
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Radiação Eletromagnética 
24 
Espectro Eletromagnético 
25 
Espectro Eletromagnético 
Cores do Espectro Visível 
Cor Comprimento de onda Freqüência 
Vermelho ~ 625-740 nm ~ 480-405 THz 
Laranja ~ 590-625 nm ~ 510-480 THz 
Amarelo ~ 565-590 nm ~ 530-510 THz 
Verde ~ 500-565 nm ~ 600-530 THz 
Ciano ~ 485-500 nm ~ 620-600 THz 
Azul ~ 440-485 nm ~ 680-620 THz 
Violeta ~ 380-440 nm ~ 790-680 THz 
26 
Cores da Luz Visível 
A percepção de cor resulta da absorção seletiva 
de certos comprimentos de onda. Os demais 
comprimentos são transmitidos ou refletidos e 
percebemos como cor do objeto. 
27 
Espectro Eletromagnético 
28 
Espectro Eletromagnético 
-Ondas de Rádio: promovem alteração de spin. 
 
- Microondas: estimula o movimento rotacional das moléculas 
quando ela é absorvida. 
 
-Infravermelho: estimula as vibrações das moléculas. 
 
-Luz visível e radiação ultravioleta: provocam a promoção dos 
elétrons para orbitais de maior energia. 
 
- Raios X: quebram as ligações químicas e ionizam as moléculas. 
29 
Espectro Eletromagnético 
As radiações são denominadas ionizantes quando produzem íons, 
radicais e elétrons livres na matéria que sofreu a interação. 
30 
31 
Unidades de medida 
Unidades SI 
32 
Unidade de medida da radiação 
eletromagnética 
33 
Espectro de Linhas 
Espectro descontínuo 
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Espectro de Linhas 
Espectro descontínuo 
Equaçãode Rydberg 
  





 
2
2
2
1
1 11109678
1
nn
cm
l
R  (1,096776 × 107 m-1) 
n1 e n2  números inteiros (n2 > n1) 
35 
Espectro de Linhas 
Espectro descontínuo 
Séries n1 n2 
Lyman 1 2,3,... 
Balmer 2 3,4,... 
Paschen 3 4,5,... 
Brackett 4 5,6,... 
Pfund 5 6,7,... 
36 
Radiação Eletromagnética no Teste de Chama 
37 
O modelo de Bohr é fundamentado na teoria dos “QUANTA” de Max 
Planck. (Passagem de uma partícula de um nível energético para outro 
através de um “PACOTE DE ENERGIA” ). 
Segundo a Teoria de Planck, a energia não é contínua. 
Partícula ou 
Onda? 
A freqüência só depende do l . Portanto, se um 
átomo superaquecido emite luzes de determinadas 
cores, isto significa que ele só emite determinadas 
energias. 
A Luz é um fluxo de 
partículas. Como os elétrons 
são partículas, então podem 
ser associados a ondas. 
38 
Efeito Fotoelétrico 
“Quando radiações 
eletromagnéticas incidem 
numa placa metálica, 
elétrons podem absorver 
energia suficiente para 
escapar dela; fenômeno 
chamado de efeito 
fotoelétrico, e os elétrons 
extraídos são chamados de 
fotoelétrons”. 
39 
Efeito Fotoelétrico 
40 
Louis Victor de Broglie estendeu aos elétrons o caráter 
dualístico da LUZ, como comprovado experimentalmente 
por Albert Einstein - Efeito Fotoelétrico. 
mv
h
 λ
Para um elétron livre de massa m movendo-se 
com uma velocidade v, deverá ter um 
comprimento de onda (l) associado dado pela 
equação: 
h é a constante de Planck 
(6,625x10–34 joule.segundo) 
 
Objetos grandes possuem 
 propriedades de ondas, 
mas devido à grande massa 
 seus λ são ínfimos. 
 
42 
O Princípio da Incerteza de Heisenberg (1926) 
Os cálculos requerem informações precisas sobre a posição e 
velocidade do elétron. 
4π
h
Δx.Δv 
e velocidadda ãodeterminaç na incerteza Δv
posição da ãodeterminaç na incerteza Δx 


“ É impossível conhecer 
simultaneamente e com 
certeza a posição e o 
momento de uma partícula 
tal como o elétron.” 
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O Modelo atômico atual (1924-1927) 
Proposto por Erwin Schrödinger, de Broglie e 
Werner Heisenberg 
A mecânica quântica deu origem 
ao estudo das funções de onda e 
dos números quânticos, pois o 
átomo de Schrödinger é um 
modelo matemático. 
44 
O Modelo atômico atual (1924-1927) 
A equação de onda de Schroedinger constitui uma 
descrição satisfatória do átomo em termos de 
probabilidade de encontrar um elétron numa 
determinada posição, ou num determinado volume de 
espaço. 
1. y deve ser contínua 
2. y deve ser finita 
3. y deve ser linear e homogênea 
4. A probabilidade de encontrar o elétron em todo o 
 espaço deve ser igual a 1 
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Como não se pode falar em posição do elétron no átomo, a 
Mecânica Quântica pode determinar a região de máxima 
probabilidade onde possa estar o elétron. 
Esta região é chamada 
O movimento do elétron ao redor do núcleo é descrito por um a 
equação de função de onda (y), que determina, 
matematicamente a região de máxima probabilidade de se 
encontrar um elétron (Equação de Schrödinger) 
O Modelo atômico atual (1924-1927) 
46 
1 - Número Quântico Principal (n): 
Determina o nível energético principal do elétron, 
a energia do átomo. Sempre será um número 
inteiro positivo e diferente de zero. 
2- Número Quântico do momento angular 
(secundário) (l): 
Determina o momento angular do elétron. Valores 
mais altos de l, correspondem a um momento 
angular maior. 
Determina a forma da nuvem eletrônica. 
22
2422
 
hn
Zme
E


m = massa eletrônica 
 
e = carga eletrônica 
47 
3- Número Quântico Magnético (m) 
Determina o campo magnético gerado pelo 
elétron em movimento de translação, de acordo 
com o seu momento angular. Determina a 
orientação de um orbital no espaço. O termo 
magnético é atribuído pelo fato dos diferentes 
orbitais de um dado subnível possuírem 
diferentes energias quantizadas na presença de 
um campo magnético. 
4- Número Quântico de Spin (s) 
Determina o campo magnético intrínseco quando 
uma partícula carregada gira em torno do seu 
próprio eixo. 
48 
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 
l = 0, 1, 2, 3 (s, p, d, f) 
m = -3, -2, -1, 0, + 1, +2, +3 
s = - 1/2; + 1/2 
Valores dos Números Quânticos 
Princípio de Exclusão de Pauli 
“Não pode haver num átomo dois elétrons com 4 números 
quânticos iguais”. 
Para definir um ORBITAL, são necessários os três 
números quânticos (n, l, m), cada orbital poderá conter no 
máximo dois elétrons. 
Para definir a energia de um elétron em um ORBITAL, são 
necessários os quatro números quânticos (n, l, m, s), cada 
orbital poderá conter no máximo dois elétrons. 
49 
Níveis eletrônicos de energia 
 Estados individuais de E que podem ser 
ocupados por um elétron em um átomo 
 Região do espaço com maior manifestação eletrônica 
ORBITAIS 
Subcamadas 
1 orbital / 2 e- 
3 orbitais / 6 e- 
5 orbitais / 10 e- 
7 orbitais / 14 e- 
s 
p 
d 
f 
E
n
er
g
ia
 
50 
51 
Orbitais e Números Quânticos 
52 
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Conseqüências importantes do ponto de vista 
mecânico-quântico do átomo 
Pode-se prever, para cada elétron, uma região na 
qual ele é mais provável de ser encontrado 
A posição e o momento exatos de um elétron não 
podem ser determinados simultaneamente: 
Probabilidade! 
A existência de níveis de energia quantizada é um 
resultado das propriedades ondulatórias dos 
elétrons 
A energia dos elétrons nos átomos é quantizada 
Teoria Ondulatoria do Átomo 
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Referências Bibliográficas 
- RUSSELL, J.B.; Química Geral. McGraw-Hill - 2ª edição – Vol. I - São 
Paulo. 
- BRADY, J.E.; HUMISTON, G.E.; Química Geral, Livros Técnicos e 
Científicos. 2ª edição – Vol. I - Rio de Janeiro. 
- MAHAN, B. Química: um curso universitário. Edgard Blucher – São Paulo.