Aula 1 - Estrutura atômica

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INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS
IDENTIFICAÇÃO:
Disciplina:
Química Inorgânica 1
Tema da Aula:
Estrutura Atômica.
Docente Responsável:
Prof. Msc. Nereu Victor Nazário Tenório
Objetivo
a evolução do 
conhecimento sobre a 
estrutura da matéria.
as características dos 
átomos e a relação destas 
com suas propriedades.
Objetivo da Aula
Estudar:
Estrutura Atômica
Organização da matéria
Talvez o primeiro homem de expressividade 
a questionar sobre a natureza da matéria.
Organização da Matéria
Tales de Mileto (Filósofo Grego – séc. V a.C.)
Do que é feito 
o mundo?
Estrutura Atômica
“Pai da Filosofia
Ocidental”
Organização da matéria
Empedócles (Filósofo Grego – séc. V a.C.)
Estrutura Atômica
• a origem e a natureza da matéria;
• os princípios constituintes da matéria;
• suas transformações;
• e sua relação com o divino.
Um dos primeiros pensadores a 
fazer especulações sobre:
A matéria seria constituída por 
quatro elementos primários.
Empedócles (Filósofo Grego – séc. V a.C.)
Esses elementos seriam 
indestrutíveis, mas estariam 
sofrendo constantes 
transformações.
Organização da matéria
Organização da matéria
A matéria seria constituída de 
pequeníssimas partículas que sempre 
existiram e que seriam indivisíveis.
Leucipo e Demócrito (Filósofos Gregos – 400 a.C.)
Estrutura Atômica
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
As matérias que existem produto da agregação dos átomos;
Modelos Atômicos
Leucipo e Demócrito
constituída por átomos pequenos demais para serem visualizados;
partícula indivisível (a = não; tomos = dividir).
Matéria
Átomo
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Os átomos diferenciam-se pela forma e tamanho.
A forma de um átomo relaciona-se com certas 
propriedades da matéria.
“Os átomos dos líquidos 
são arredondados o que 
explica sua facilidade de 
fluir”
“Os átomos dos metais 
são pontiagudos o que 
explica sua facilidade 
de cortar”
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Átomos partículas que representavam a
menor porção de matéria (eram indivisíveis).
Como esta ideia 
não pôde ser comprovada por Demócrito e seus contemporâneos, ela 
ficou conhecida como 1º modelo atômico, mas meramente filosófico.
As ideias de Demócrito permaneceram inalteradas por
aproximadamente 2200 anos. Após isso Dalton retomou estas ideias
sob uma nova perspectiva a experimentação.
Modelos Atômicos
Dalton (1808)
Thomson (1897): Cargas positivas e negativas
Rutherford (1911): o núcleo
Bohr (1913): níveis de energia
Schrodinger (1926):
modelo da nuvem eletrônica
Evolução da estrutura atômica
Estrutura Atômica
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
John Dalton 
(1808)
Toda matéria é 
formada de 
átomos esféricos; Os átomos são 
indivisíveis e 
maciços 
(sólidos);
Um átomo não 
se transforma em 
outro átomo;
Os átomos não 
podem ser criados 
nem destruídos;
Os elementos 
químicos são 
formados por 
átomos simples;
Os átomos de 
determinado 
elemento químico 
são idênticos entre si 
em tamanho, forma, 
massa e demais 
propriedades.
Modelo da
“Bola de Bilhar”
Âmpola de Crookes – 1850
Pólo (cátodo)–
+Pólo (ânodo)Corrente 
aplicada!
raios catódicos
Joseph John Thomson
(1897)
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Joseph John 
Thomson (1897)
Os átomos são massas fluidas, quase esféricas, cuja carga total positiva é 
neutralizada em razão da presença de corpúsculos internos de carga 
negativa (posteriormente denominados de elétrons).
Primeiro a propor uma estrutura interna para os átomos
Primeiro a descobrir experimentalmente a razão entre a magnitude da 
carga do elétron e sua massa (e/me) e a concluir que esta subpartícula é 
componente de todos os átomos.
Modelo do “Pudim Com Passas”
––
–
––
– –
––
–
+
+
+
+
+
+
+
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Os raios catódicos (feixe de elétrons):
 Se propagam em linha reta 
produzem uma sombra perfeita sobre o anteparo
A Descoberta do Elétron (partícula subatômica)
Experimentos com tubos de raios catódicos; 
Giram um pequeno moinho posto em seu 
caminho natureza de partículas, ou 
seja, são dotados de massa;
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
campo elétrico campo magnético 
São curvados diante de campos elétricos e 
magnéticos possuem natureza elétrica
São sempre os mesmos, independente do gás no interior do 
tubo fragmento de todos os átomos.
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Relação carga/massa (e/me) do elétron (-1,76 x 10
8 C/g) 
para 20 tipos de cátodos metálicos e diferentes gases no tubo;
Conclusão:
1. os raios catódicos (feixe de elétrons) estão presentes
em todos os tipos de matéria; e
2. existem nos átomos de todos os elementos químicos.
Essa partícula negativa chamada elétron tem nome sugerido por 
Stoney e que vem do grego “âmbar” – o átomo de eletricidade.
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
4He2+
Rutherford trabalhando com Frederick Soddy descobriu que elementos 
radiativos transformam-se em outros elementos e revelou três tipos de 
radiação : alfa (α), beta (β) e gama (γ) cada uma apresentando uma 
resposta diferente sob a ação de um campo elétrico.
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Partículas refletidas
Partículas desviadas
Partículas que atravessaram
Rutherford - 1911 
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Órbitas Elétrons
Núcleo 
O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar: Modelo Planetário
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Esse fenômeno ocorre porque o número de nêutrons em um átomo 
pode variar. Os nêutrons são partículas sem carga, mas com massa 
igual a dos prótons e utilizando um aparato parecido ao da 
experiência de Rutherford, porém utilizando laminas de Boro ao invés 
de ouro. Chadwick, bombardeou uma placa de boro com partículas α.
A Descoberta do Nêutron (terceira partícula subatômica)
James Chadwick (1932) 
Como poderia existir átomos do mesmo 
elemento químico, com mesmo número de 
prótons e elétrons, terem massas diferentes? 
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
a colisão entre partículas α e átomos de Berílio 
gera uma transmutação deste elemento em átomos 
de carbono e forma uma subpartícula que não sofre 
desvio ao passar por um campo elétrico.
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Modelo atômico 
proposto por 
Rutheford com 
modificações 
Os elétrons circundam o 
núcleo em orbitas 
circulares com tamanho 
e conteúdo energético 
definidos.
Há possibilidade de 
pequenas mudanças de 
órbitas em razão de 
processos de absorção e 
emissão de energia.
Niels Bohr (1913)
Energia
Fóton
Fóton
Onda eletromagnética
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
O que explicaria a descontinuidade do espectro de emissão do átomo 
de hidrogênio?
(uma vez que o elétron emitiria constantemente energia até se 
encontrar com o núcleo, a radiação deveria ser contínua)
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Os átomos de hidrogênios ao receberem descarga elétrica emitem luz 
que ao passar por um prisma se decompõem em diferentes cores, 
porém são faixas descontínuas.
Experimento para obter espectro de emissão: 
Bohr introduziu o modelo de órbitas ao estudar o espectro do
átomo de hidrogênio. 
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
As mudanças de órbita do elétron de hidrogênio representam:
• A saída do elétron do estado fundamental de menor energia para
um estado excitado de maior energia (absorção).
• A saída da orbita do estado excitadoe o retorno à orbita do
estado fundamental é um processo espontâneo de emissão
-
+
Átomo de 
Hidrogênio:
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
E1 (410 nm)
E1 (410 nm)
Absorção: Emissão:
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Suposições básicas do modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio:
• O elétron descreve uma órbita circular ao redor do próton sob a
influência da força elétrica.
• Somente certas órbitas são estáveis, e são as
únicas onde encontramos os elétrons.
•Transições podem ocorrer entre estes
estados, produzindo luz com energia:
hEEE nn  '
• O momento angular de um estado n é: L=
onde n é chamado de Número Quântico Principal
n = 1
n = 3
n = 2
n
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria
(1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria
Quântica da Radiação (1900) de Max Planck.
A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados:
1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao
redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia.
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um
ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do
núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia
recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando
como exemplo, uma barra de ferro aquecida ao rubro).
Estrutura Atômica
Segundo postulado de Bohr. 
Um átomo irradia energia quando um elétron salta de 
uma órbita de maior energia para uma de menor energia.
Órbitas de Bohr para o átomo de 
hidrogênio
A linha vermelha no espectro atômico é 
causada por elétrons saltando
da terceira órbita para a segunda órbita
Relação entre comprimento de onda e energia. Os menores comprimentos 
de onda de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia.
Estrutura Atômica
A linha verde-azulada no espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da quarta para a segunda órbita.
A linha azul no espectro atômico é
causada por elétrons saltando
da quinta para a segunda órbita
A linha violeta mais brilhante no espectro 
atômico é causada por elétrons saltando
da sexta para a segunda órbita.
Modelos Atômicos
De acordo com a teoria de Planck, a
energia não é contínua, mas discreta.
Ocorre em “pacotes” de energia
denominados quanta, de magnitude h/2π,
onde h é a constante de Planck. A energia
de um elétron numa órbita, isso é, seu
momento angular mvr, deve ser igual a
um número inteiro de quanta.
Raio de Bohr
Modelos Atômicos
Energias dos Estados Estacionários 
O átomo emitirá ou absorverá energia ao passar de uma órbita para outra.
Substituindo o r da expressão obtida -> teremos:
Na condição de ocorrer um salto de uma órbita inicial para uma órbita final 
faremos:
Modelos Atômicos
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
Há emissão de luz quando o átomo está
num estado excitado e decai para um
estado com energia mais baixa
lu EEh 
Transições no átomo de Hidrogênio
No equilíbrio, todos os átomos de
hidrogênio estão no estado n = 1, o
estado fundamental e
lu nn 
O átomo permanece num estado
excitado por um período curto de tempo
antes de emitir um fóton de energia
eV 6.131 E
e retorna a um estado 
estacionário mais baixo
Espectro do hidrogênio
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
• Não conseguia explicar a ligação dos átomos para formar moléculas
Falhas do Modelo de Bohr
• Funcionava somente para átomos com um elétron (hidrogenóides)
O modelo de Bohr foi um grande passo na nova teoria quântica, mas
tinha as suas falhas:
Modelos Atômicos
Estrutura Atômica
O modelo atômico atual é um modelo matemático-
probabilístico que se baseia em dois princípios: 
• Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com
precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo
instante.
• 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.
Energia Radiante
Para qualquer tipo de onda:
Vλ= v
Onde V(nu) = frequência em Hz (s-1)
λ = Comprimento de onda em metros (m)
v = velocidade (m/s)
Para o caso da luz:
νλ= c
c = 3,0x108 m/s
Energia Radiante
Energia Radiante
Qual o comprimento de onda (em nm) da luz
vermelha que tem frequência de 4,20x1014
Hz?
Qual a frequência de uma onda cujo
comprimento é de 2 x 104 nm?
Energia Radiante
Energia Radiante
• Em 1885, Balmer mostrou que o número de onda de qualquer
espectro visível do hidrogênio atômico poderia ser obtido pela
equação abaixo:
R = 1,0974 x 10-2 nm-1
Energia Radiante
Energia Radiante
Brackett
Balmer
Paschen
Lyman
Pfund
UV
IF
IF
IF
Visível/UV
Energia Radiante
Desenhe o átomo de hidrogênio e todas as suas
orbitas. Indique o valor do raio de cada uma.
Indique a energia de um elétron em cada órbita
estacionária. Calcule a diferença de energia
entre o segundo e o terceiro níveis. Calcule o
comprimento de onda desse elétron.
Energia Radiante