Estrutura Atômica

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Estrutura Atômica
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Evolução dos Modelos Atômicos
1º) Demócrito e Leucipo (400 a 500 a.c) -filósofos gregos - átomo 
indivisível. 
2º) Modelo Atômico de Dalton (1808) -
Lei de Dalton das proporções definidas: Quando dois elementos formam 
diferentes compostos, a proporção da massa dos elementos em um composto diferentes compostos, a proporção da massa dos elementos em um composto 
está relacionada à proporção da massa do outro através de um número inteiro 
pequeno.
John Dalton
(1766-1844)
“Bola de Bilhar” -
Esférico,
maciço, indestrutível,
indivisível, homogêneo e
1.Todos os átomos de um dado elemento são idênticos.
2. Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes.
3. Os átomos têm a capacidade de se "juntar" (ligar) e formar 
"átomos compostos" (= hoje são chamados moléculas).
4. Em uma reação química, os átomos não são criados e nem 
destruídos, consiste de um rearranjo de átomos para produzir novas 
substâncias.
indivisível, homogêneo e
neutro;
• Uma das evidências de que os átomos
eram compostos de partículas menores
(subatômicas), vem do trabalho de
madame Marie Curie (1876-1934).
• Ela descobriu a radioatividade,
desintegração espontânea de alguns
Eletricidade e Radioatividade 
desintegração espontânea de alguns
elementos em pedaços menores
3º) Modelo Atômico de Thomson (1897) -
Tubos de raios 
catódicos
Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa de um elétron é 1,76 × 108 C/g.
Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar sua massa.
O átomo é maciço, esférico 
de matéria com carga positiva 
e com elétrons incrustados na 
superfície.
O átomo de Thomson
superfície.
Raios catódicos e elétrons
Experiência da gota de óleo de Millikan.
Raios catódicos e elétrons
• Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no 
elétron é 1,60 x 10-19 C.
• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikan 
calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.
• Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é • Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é 
9,10939 x 10-28 g.
Tubo de Raios Canais
Experimento de Rutherford (1910)
Rutherford demonstrou que a maior parte 
do átomo era espaço vazio, estando a 
carga positiva localizada no núcleo (ponto 
central do átomo), tendo este a maior parte 
da massa do átomo. Os elétrons estariam 
girando em torno do núcleo.
Ondas eletromagnéticas
James Maxwell (1864) : desenvolveu uma teoria eletromagnética 
para a luz.
A velocidade da luz no vácuo 
c = 2,99792458 x 108m s-1
(~300.000 Km s-1)
λν = c  (1s-1 = Hz..) 
Espectro eletromagnético
Quantização de Energia
O metal aquecido emite
radiação, cuja cor depende da
temperatura (vermelho ao
branco brilhante)
Vários cientistas, usando equações diversas tentavam explicar o 
comportamento I vs. λ a várias T.
Lei de Rayleigh-Jeans
λρ=ε dd
4
kT8
λ
pi
=ρ
Êxito: λ longos
Esta lei prevê uma densidade de energia infinita nos
λ curtos conhecida como Catástrofe do ultravioleta
Êxito: λ longos
Corpos frios deveriam irradiar no VIS e UV e deveriam brilhar no escuro
Esta expressão ajusta-se à curva 
experimental em todos os λ.








−
λ
pi
=ρ
λ 1e
1hc8
kT
hc5λρ=ε ddQuantização de energia: E = nhν
A distribuição de Plank
O valor de h pode ser obtido pelo ajuste da
• As equações falhavam quando se aproximava do UV:
catástrofe ultravioleta
• Em 1900 o físico alemão Max Planck assumiu que
eram os átomos vibrantes no objeto aquecido que
emitiam radiação
• Essas vibrações eram quantizadas, ou seja, apenas
certas vibrações, com certas freqüências, são
permitidas: pacotes de energia
O valor de h pode ser obtido pelo ajuste da
curva experimental (h = 6,6208 x 10-34 J s)
• Introduziu uma importante equação que diz que a energia de 
uma sistema vibrante é proporcional a freqüência da vibração
• A constante de proporcionalidade é a cte. de Planck
E (J) = h (Js) • νννν(s-1)
h = constante de Planck = 6.6262 x 10-34 J•s
Efeito fotelétrico (Einstein) 1905 
E = hν (fótons)
(Aplicação da teoria quântica)
O efeito fotoelétrico e os fótons
• Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons.
• A energia de um fóton:
E = hν (fótons)
• Abaixo da frequência mínima, nenhum 
elétron é expelido.
• Acima da frequência mínima, o número 
de elétrons expelidos depende da 
intensidade da luz.
Características experimentais:
1. Os fótons não tem todos a mesma energia. Os “quanta” de
luz azul são de maior energia que os de luz vermelha, pois
tem λmenor e, portanto, maior ν.
2. Duas fontes luminosas de mesma frequência (mesma cor) emitem
fótons de igual energia “hν”. Uma fonte “brilhante” (mais intensa) emitefótons de igual energia “hν”. Uma fonte “brilhante” (mais intensa) emite
mais fótons/s do que uma fonte “tênue” (menor intensidade) da mesma
cor, porém os fótons de ambas as fontes têm a mesma energia.
3. A emissão de fótons é diretamente proporcional a
intensidade de luz incidente.
5. A energia cinética dos e emitidos crescem
ν
4. Não há emissão de e, qualquer que seja a intensidade
de radiação, a menos que a ν desta radiação seja > ou
igual ao valor do limiar da ν característica do metal.
linearmente com a ν de radiação incidente, mas
é independente da intensidade desta radiação.
φν −= hmv2
2
1
Função trabalho
(característico do M)
Espectro Contínuo
Espectros de linhas
• A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada de 
monocromática.
• A radiação que se varre uma matriz completa de diferentes comprimentos de onda
é chamada de contínua.
• A luz branca ou a luz solar pode ser separada em um espectro contínuo de cores.
• Observe que não há manchas escuras no espectro contínuo que corresponderiam
a linhas diferentes.
Espectro do gás H2 excitado
Espectros de linhas
• Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do hidrogênio se 
encaixam em uma simples equação.








−= 22
1
2
11
n
Rλ
onde R é a constante de Rydberg (1,096776 × 107 m-1), n = número inteiro (n > 2).

Bohr e o átomo de Hidrogênio (1923)
• Niels Bohr, físico holandês, foi o primeiro
a promover a conexão entre espectros de
emissão atômicos e as idéias de Planck e
Einstein.
• No modelo atômico de Rutherford, os elétrons• No modelo atômico de Rutherford, os elétrons
se moviam em ÓRBITAS circulares ao
redor do núcleo positivo.
Niels Bohr
(1885-1962)
• Sendo o núcleo positivo, o elétron eventualmente iria perder 
energia emitindo luz até colidir com o núcleo (destruição da 
matéria)
• Assim Bohr introduziu a idéia de que o elétron então 
ocuparia apenas certas órbitas ou níveis de energia no qual 
ele é estável.
• Bohr introduziu a idéia de QUANTIZAÇÃO. Ou seja a 
Energia do elétron é quantizada
O modelo de Bohr
• Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida 
por átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como 
espectro de linhas.
• Após muita matemática, Bohr mostrou que
onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, 
… e nada mais).
( ) 





×−= − 2
18 1J 1018.2
n
E
O modelo de Bohr
• A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais 
próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia 
negativa.negativa.
• A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao 
infinito e corresponde à energia zero.
• Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas 
entre órbitas através da absorção e da emissão de energia 
em quantum (hν).
O modelo de Bohr
•Podemos mostrar que
( )








−×−=
λ
=ν=∆ − 22
18 11J 1018.2
if nn
hchE
• Quando ni > nf, a energia é emitida.
• Quando nf > ni, a energia é absorvida.




λ 22 if nn
O modelo de Bohr
• As cores de gases excitados surgem devido ao movimento 
dos elétrons entre os estados de energia no átomo.
Limitações do modelo de Bohr
• Pode explicar adequadamente apenas o espectro 
de linhas do átomo de hidrogênio.
• Os elétrons não são completamente descritos 
como partículas pequenas.
Dualidade Partícula-Onda
L. de Broglie
(1892-1987)
O espalhamento de um feixe de elétrons por
um cristal de Ni mostra variação de
intensidade característica de uma difração, na
qual as ondas interferem construtivas e
destrutivas em diferentes direções.
A experiência de Davisson-Germer
• L. de Broglie em 1924 propôs que todos os objetos que se
movem (o elétron também) apresentam propriedades de onda.
Para a luz: E = mc2
E = hν = hc /λ
Portanto, mc = h/ λPortanto, mc = h/ λ
E para partículas
Massa x velocidade = p (quantidade de movimento) = h /λ
λ = h/mv
Difração de elétrons
Difração de
elétrons por uma
fina folha de ouro
(G.P. Thomson)
Princípio da Incerteza
• O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de 
partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a 
direção do movimento e a velocidade simultaneamente.
• Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição 
simultaneamente.simultaneamente.
• Se ∆x é a incerteza da posição e ∆mv é a incerteza do momento, então:
pi
≥∆∆
4
·
h
mvx
• Schrodinger aplicou a idéia do elétron se 
comportar como onda para o problema dos
elétrons nos átomos;
• Ele desenvolveu a EQUAÇÃO DE ONDA para 
o átomo de H;
• A solução fornece um conjunto de expressões 
matemáticas chamada de FUNÇÃO DE ONDA, 
Y;
Equação de Schrodinger
Y;
• Cada função de onda ou ORBITAL descreve
um nível de energia permitido para o elétron. 
Quantização é introduzida naturalmente.
E. Schrodinger
1887-1961
FUNÇÃO DE ONDA, Ψ
• Ψ é composta de uma função radial, R e uma
função angular, Y
Ψ = R(r) . Y(θ,Φ)
• Cada Ψ corresponde a um ORBITAL - região do espaço onde 
o elétron pode ser encontrado.
• Ψ NÃO descreve a localização exata do elétron.
• Ψ2 é proporcional a probabilidade de encontrar o e- num 
determinado ponto.
Probabilidade de encontrar o
elétron (Ψ2)
Tipos de Orbitais
Tipos de Orbitais Atômicos
nome símbolo
significado do 
orbital
faixa de valores
número quântico 
principal
camada
número quântico número quântico 
azimutal
subnível
número quântico 
magnético
deslocamento de 
energia
número quântico 
de spin
spin
Spin eletrônico