Aula 1 - Estrutura Atômica

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Tópicos 
Evolução histórica do modelo atômico 
- Modelos atômicos: 
 - Dalton; 
 - Thomson; 
 - Rutherford; 
 - Bohr 
- Espectro eletromagnético; 
- Dualidade Partícula-onda para o elétron (de Broglie). 
 
Evolução histórica do modelo 
atômico 
 
Evolução histórica do modelo atômico 
•O átomo é a partícula fundamental que representa um determinado elemento 
químico. O desenvolvimento da Química como ciência foi no sentido de 
desenvolver esse conceito e definir as propriedades físicas e químicas dos 
mesmos. 
• Na Grécia antiga existiam duas correntes de pensamento com relação à 
matéria, a do filósofo Aristóteles (sec. IV a.C.) e do filósofo Demócrito (séc. V 
a.C.). 
• Demócrito considerava a matéria constituída de partículas fundamentais, 
indivisíveis, denominadas átomos. 
• Aristóteles imaginava a matéria infinitamente divisível (sendo possível fazer 
sempre uma nova divisão), composta basicamente por água, fogo, terra e ar. 
Evolução histórica do modelo atômico 
•Modelo atômico de Dalton (1803) – modelo da bola de bilhar 
 Um elemento é composto por minúsculas partículas chamadas átomos. 
Todos os átomos de um dado elemento apresentam as mesmas 
propriedades químicas. 
 O elemento oxigênio é constituído por átomos de oxigênio. 
Estes átomos são muito pequenos para serem pesados ou 
visto diretamente. Todos os átomos de oxigênio comportam-se 
quimicamente do mesmo modo. 
 
Evolução histórica do modelo atômico 
•Modelo atômico de Dalton (1803) – modelo da bola de bilhar 
 Átomos de elementos diferentes apresentam propriedades diferentes. Em 
uma reação química comum, nenhum átomo de qualquer elemento 
desaparece ou é transformado no átomo de outro elemento. 
 
 O comportamento químico dos átomos de oxigênio é diferente em 
relação ao dos átomos de hidrogênio ou de qualquer outro tipo de 
elemento. Quando o oxigênio e hidrogênio reagem, todos os 
átomos de oxigênio e hidrogênio que reagem estão presentes na 
água que é formada. Não são formados átomos de outros 
elementos. 
Evolução histórica do modelo atômico 
•Modelo atômico de Dalton (1803) – modelo da bola de bilhar 
 Compostos são formados pela combinação de dois ou mais elementos em 
uma razão fixa. 
 
 No composto água, os átomos de oxigênio e hidrogênio combinam-
se entre si. Para cada átomo de oxigênio presente, há sempre dois 
átomos de hidrogênio. 
Evolução histórica do modelo atômico 
•Modelo atômico de Dalton (1803) – modelo da bola de bilhar 
Duas leis básicas da química: 
 
 Lei da conservação da massa: Se os átomos são “conservados” numa 
reação química a massa também será conservada. Então a massa total dos 
átomos dos reagentes deve ser a mesma que a dos átomos dos produtos. 
 
 Lei da composição constante: Um composto sempre contém os mesmos 
elementos nas mesmas proporções. Se cada composto é caracterizado por 
proporções fixas entre os números de átomos dos seus elementos 
componentes e se cada átomo de um dado elemento tem a mesma massa, 
então a composição de cada composto deve ser sempre a mesma. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Muitas das ideias básicas de Dalton ainda são aceitas hoje em dia (conceito 
de átomo e de elemento químico) embora saibamos que átomos são formados 
de pequenas partículas e que, devido à existência de isótopos, todos os 
átomos de um dado elemento não têm a mesma massa. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Modelo atômico de Thomson (1897) – “modelo do pudim de passas” 
Thomson observou que em ausência do campo elétrico e magnético, o feixe 
de elétrons gerado por uma fonte de alta tensão apresentava trajetória linear. 
Fig. 1. Efeito de um campo elétrico (A) e campo magnético (B) sobre um feixe de elétrons. 
 Na presença dos campos o feixe de elétrons sofria um desvio. A direção do 
desvio (para a placa carregada positivamente) mostra que as partículas 
carregam uma carga elétrica negativa. 
Evolução histórica do modelo atômico 
• Utilizando um tratamento adequado, Thomson determinou o valor de -1,76x 
1011 C/Kg (-1,76x 108 C/g) para a relação carga/massa do elétron e propôs o 
primeiro modelo para o átomo (1897). 
 
• O modelo de Thomson consistia de uma grande esfera positiva em que os 
elétrons estavam arranjados. 
Fig. 2. Modelo de Thomson para o átomo. 
Evolução histórica do modelo atômico 
 Através de outro experimento bastante sofisticado para a época, Millikan 
(1909), determinou o valor da carga do elétron como sendo igual a -1,6 x 10-
19 Coulombs e, baseado na relação de Thomson, calculou a massa do 
elétron como igual a 9,1 x 10-31 Kg. 
• Esse modelo derrubou a ideia de Dalton que o átomo era indivisível. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Modelo atômico de Rutherford (1911) 
 
Fig. 3. Experiência de Rutherford. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Rutherford sabia que alguns elementos, incluindo o Radônio, emitiam feixes 
de partículas com cargas positivas, que ele chamou de partículas α. 
Ele pediu que dois estudantes seus atirassem partículas α contra um pedaço 
de folha (lâmina) de ouro (platina). Se os átomos fossem de fato bolhas de 
geleia com carga positiva, todas as partículas α deveriam passar facilmente 
dessa folha, sofrendo ligeira deflexão, mas com ângulos nunca superiores a 
90°. 
 Ele raciocinou que isto ocorreria se a massa e cargas elétricas 
positiva e negativa estivessem espalhadas mais ou menos ao acaso 
através de cada átomo na folha. 
 A carga positiva carregada pela partícula não seria influenciada por 
nenhuma concentração alta de carga positiva ou negativa localizada na 
folha. 
 
Evolução histórica do modelo atômico 
 
 O resultado, entretanto, foi bem diferente do esperado. Embora quase todas 
as partículas α tivessem passado e sofressem poucas deflexões, algumas 
sofriam deflexão superior a 90° e outras retornavam à direção de partida 
(180°). 
Os resultados desse experimento sugeriu um modelo de átomo no qual 
existe uma densa carga positiva circundada por um grande volume de 
espaços vazios. Rutherford chamou essa região de carga positiva de núcleo 
atômico. 
 
 Assim aquelas partículas alfa que passassem próximas ao núcleo seriam 
fortemente repelidas por sua carga positiva. 
 
Evolução histórica do modelo atômico 
• Seu raciocínio é que quando uma partícula α com carga positiva atingia 
diretamente o núcleo pesado de platina (ouro), ela era fortemente repelida 
pela carga positiva do núcleo, sofrendo deflexão de um ângulo grande. 
 
• De acordo com esse modelo nuclear do átomo, os elétrons estão dispersos 
no espaço vazio, em forma de nuvem e em contínuo movimento ao redor do 
núcleo (eletrosfera). As partículas que têm carga positiva são chamadas de 
prótons. 
 
• A massa do átomo está concentrada no núcleo (centro do átomo) que é 
constituído de prótons e nêutrons. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Fig. 4. Modelo de Rutherford para o átomo (Modelo Planetário) . 
O espectro eletromagnético 
 
Um feixe de radiação eletromagnética é o produto de campos elétricos e 
magnéticos oscilantes (isto é, variam com o tempo) que atravessam o vácuo a 
3 x 108 m/s (“c”, velocidade da luz). A luz visível é uma forma de radiação 
eletromagnética, como também as ondas de rádio, as de micro-ondas e raios-
X. 
Uma das razões pelas quais a radiação eletromagnética é um bom veículo 
para se estudar os átomos é que um campo elétrico afeta partículas 
carregadas, tais como os elétrons. Quando um feixe de luz encontra um 
elétron, seu campo elétrico empurra o elétron primeiro em uma direção edepois na direção oposta, periodicamente (Fig. ). Em outra palavras, o campo 
oscila em direção e intensidade. 
Evolução histórica do modelo atômico 
O número de ciclos (isto é, a mudança completa de direção e intensidade até 
voltar à direção e intensidade iniciais) por segundo é chamada de frequência, 
v (letra grega nu), da radiação. A unidade de frequência, 1 hertz (1 Hz), é 
definida como 1 ciclo por segundo: 
1 Hz= 1s-1 
Isso significa que a radiação eletromagnética de frequência 1 Hz empurra uma 
carga em uma direção, a seguir na direção oposta e retorna à direção original 
uma vez a cada segundo. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Fig. 5. Ondas eletromagnéticas. 
Uma fotografia instantânea de uma onda eletromagnética que viaja pelo 
espaço seria semelhante: 
Evolução histórica do modelo atômico 
Fig. 6. Ondas eletromagnéticas. 
• Amplitude é a altura da onda em relação à linha central. 
• Comprimento de onda, λ (letra grega lambda), é a distância entre dois 
máximos sucessivos. O comprimento de onda da luz visível é da ordem de 500 
nm. Comprimentos de onda diferentes correspondem a regiões diferentes do 
espectro eletromagnético. 
 
• Nossos olhos detectam a radiação eletromagnética de comprimento de onda 
entre 700 nm (luz vermelha) e 400 nm (luz violeta). Nesse intervalo a radiação é 
chamada de luz visível e frequência da luz determina a sua cor. 
A cor da luz depende da sua frequência ou comprimento de onda. A radiação de 
grande comprimento de onda tem frequência menor do que a radiação de 
pequeno comprimento de onda. 
Evolução histórica do modelo atômico 
λv=c (comprimento de onda x frequência = velocidade da luz) 
 
 A radiação ultravioleta tem frequência mais alta do que a violeta. 
Seu comprimento de onda é inferior a 400 nm. A radiação infravermelha, tem 
frequência menor (comprimento de onda maior) do que a luz vermelha. O 
comprimento de onda é superior a 800 nm. 
 
Evolução histórica do modelo atômico 
Fig 7. Espectro eletromagnético. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Espectro contínuo e de linhas 
A luz branca é composta de uma mistura de ondas eletromagnéticas de todas 
as frequências no espectro visível, abrangendo de 400 nm a 700nm. Esta 
mistura de ondas pode ser separada usando-se um prisma ótico, que não só 
desvia o raio de luz (refração), mas também desvia a luz em diferentes 
comprimentos, de quantidade diferentes (dispersão). 
 
A Figura mostra um raio de luz branca sendo refratado e dispersa por um 
prisma em uma continuidade de cores. Tal espectro é chamado espectro 
contínuo. Quando a eletricidade passa através do gás hidrogênio (em um arco 
elétrico ou uma faísca), ou quando o gás é aquecido a uma alta temperatura, o 
hidrogênio emite luz. Entretanto, quando sua luz atravessa um prisma, o 
resultado não é um espectro contínuo. Ao contrário, uma linha espectral é 
produzida pela luz de um comprimento de onda discreta. 
Evolução histórica do modelo atômico 
As séries de linhas espectrais formadas por cada elemento são uma 
característica daquele elemento e podem ser usadas como uma “impressão 
digital” para identificação em laboratório. 
Este espectro mostra somente a região do visível do espectro eletromagnético. 
Fig. 8. Espectro contínuo e discreto. 
Evolução histórica do modelo atômico 
• As séries de linhas mostradas nessa figura são encontradas na região visível 
do espectro e são chamadas de séries de Balmer (por causa do físico suíço 
J.J. Balmer, que as estudou, 1885). Outras séries de linhas espectrais do 
hidrogênio podem ser obtidas nas regiões ultravioleta e infravermelha. 
Modelo atômico de Bohr (1913) 
 
Em 1913, Niels Bohr, um físico teórico propôs um novo modelo, que difere do 
modelo de Rutherford devido ao fato de que o movimento dos elétrons está 
restrito à determinadas órbitas (níveis de energia). 
 
 
 
 
 
 
Fig. 9. Modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio. 
Evolução histórica do modelo atômico 
O trabalho de Bohr concentrou-se no átomo de hidrogênio. 
Considerações: 
- o elétron se move ao redor do núcleo em órbitas circulares e estáveis; 
-durante o giro, o elétron não emite nem absorve energia, apresentando 
determinada quantidade de movimento, denominada de momento angular. 
 Através de cálculos matemáticos pode-se estimar o raio de cada 
órbita. Para o nível de energia 1 (n=1, para o átomo de hidrogênio que 
apresenta apenas 1 próton no núcleo), que corresponde a primeira órbita, é 
denominada raio de Bohr. Sendo que para diferentes valores de n, os raios 
são múltiplos do raio de Bohr. 
• Este fato levou Bohr a concluir que os níveis de energia são quantizados, isto 
é, assumem somente valores bem definidos. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Evolução histórica do modelo atômico 
O átomo atual 
 
O modelo atômico de Bohr (1913), o átomo era formado por um núcleo 
compacto com carga positiva. Essa visão foi deixada de lado com o 
descobrimento dos prótons e dos nêutrons. 
 
•Rutherford (1920) demonstrou a existência de uma partícula que tem massa 
muito maior do que o elétron e tem carga igual de mesma grandeza, mas de 
sinal oposto, sinal positivo, que ele denominou prótons. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Rutherford concluiu que, embora os prótons contivessem toda a carga do 
núcleo, eles sozinhos não podem compor a massa. Pois verificaram que a 
massa nuclear era inferior (era a metade) à observada, se fosse 
considerada apenas a massa do número de prótons. 
 
Rutherford e colaboradores, conseguiram uma explicação coerente com os 
resultados experimentais e para justificar a estabilidade do núcleo, propôs a 
existência de uma espécie sem carga e com massa similar ao próton, 
chamada de nêutron (partícula de carga zero com massa igual ao do 
próton). 
Evolução histórica do modelo atômico 
 Pode-se descrever um átomo como apresentando um núcleo central 
(muito pequeno) mas que contém a maior parte da massa do átomo e é 
circundado por uma enorme região extranuclear contendo elétrons (carga -1). 
O núcleo contém prótons (carga +1) e nêutrons (carga 0). O átomo como um 
todo não tem carga devido ao número de prótons ser igual ao número de 
elétrons. 
Um átomo individual é geralmente identificado especificando dois números 
inteiros: o número atômico, Z, e o número de massa, A. 
 
O número atômico, Z, é o número de prótons no núcleo. 
O número de massa, A, é o número total de prótons mais nêutrons no 
núcleo. 
 
Evolução histórica do modelo atômico 
• Assim, por exemplo, para o átomo de hidrogênio, Z=1, o que nos diz que o 
núcleo de um átomo de hidrogênio tem 1 próton. O Hélio tem Z=2, logo, seu 
núcleo contém 2 prótons. 
 
• Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento com número 
atômico Z como um índice inferior e o número de massa como um índice 
superior. Assim, 
 A Z X 
Indica um átomo do elemento X com número atômico Z e número de massa 
A. 
 
Ex. 168O ou simplesmente 
16O, porque todos os átomos de um mesmo 
elemento tem o mesmo número atômico, porque todos têm o mesmo número 
de prótons no núcleo. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Átomos, moléculas e íons: 
 
Átomos e moléculas possuem o mesmo número de cargas negativas e 
positivas no seu estado fundamental, tendo portanto uma carga nula. 
Quando uma molécula ou um átomo perde ou ganha um ou mais elétrons, 
adquire uma carga líquida não nula, tornando-se um íon. 
 
Quando ocorre uma perda de elétrons, o íon formado é chamado de cátion 
e a carga positiva resultante é igual ao número de elétronsperdidos. Ex: Na+, 
Mg2+, etc 
Da mesma forma, uma molécula ou átomo que ganha elétrons adquire carga 
resultante negativa, tornando-se um ânion. Ex: Cl-, O2- 
 
 
Dualidade Partícula-onda para o elétron 
 
Embora o modelo de Bohr tenha contribuído para a compreensão da estrutura 
do átomo, de Broglie sugeriu, em 1924, um caráter partícula- onda para o 
elétron, ou seja, que todas as partículas deveriam ser entendidas como tendo 
propriedades de ondas. 
Os elétrons (e a matéria, em geral) têm características de onda e de 
partícula. 
 
Experimentos de difração de elétrons realizados por Davison e Germer, 
confirmaram a característica ondulatória para o elétron. O comprimento de 
onda (λ) do elétron foi estimado ser 1,65 Å, estando de acordo com as 
previsões teóricas realizadas por de Broglie. 
Evolução histórica do modelo atômico 
A energia de uma partícula-onda pode ser descrita pelas equações de Einstein 
e de Planck. 
Eq. de Einstein: E = mc2 
 Eq. de Planck: E=hν = h(c/λ) 
 
Igualando as duas eq. tem-se a equação evidenciando que na matéria a 
massa está relacionada com um comprimento de onda: 
 λ= h/ mc 
 O fato do elétron apresentar uma característica ondulatória serviu de 
base para uma revolução na química. Com a teoria quântica os elétrons 
passaram a ser descritos por números quânticos. 
Evolução histórica do modelo atômico 
Evolução histórica do modelo atômico 
O princípio da incerteza de Heisenberg (1927) 
 
“é impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o 
momento (mxv) de uma pequena partícula, tal com um elétron.” 
 
• O ponto crucial do princípio da incerteza é que, para se saber algo sobre a 
posição e o momento de uma partícula, temos que interagir de qualquer 
maneira com esta partícula. Entretanto, ao interagirmos modificamos a 
velocidade e a posição do que seria antes de interagir. 
 
• O problema não é tão importante para objetos comparativamente maiores 
como, fragmentos de rochas, bolas de beisebol ou partículas de pó, pois 
nestes casos a incerteza de Heisenberg associada a cada medida é 
considerada desprezível em relação à grandeza da própria medida.