1 Estrutura Atômica

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Unidade 1 
Estrutura Atômica 
Universidade Federal de Santa Maria 
Centro de Ciências Naturais e Exatas 
Disciplina: Química Geral 
Adaptado: Química Geral – R. Chang 
Química: a Ciência Central - T. L. Brown 
 
Profa. Roberta Cargnelutti 
• A química é essencial para a nossa compreensão de 
outras ciências. 
• A química também é encontrada em nossa vida 
diária. 
 
2 
Por que estudar química? 
Combustíveis 
Polipropileno 
Escapamento dos automóveis Fertilizantes 
Medicamentos 
O estudo da química 
• Estudo das propriedades dos materiais e das mudanças 
sofridas por estes. 
 
• Matéria qualquer coisa que tem massa e ocupa espaço. 
• A matéria é constituída de relativamente poucos 
elementos. 
• No nível microscópico, a matéria consiste de átomos e 
moléculas. 
• Os átomos se combinam para formar moléculas. 
• As moléculas podem consistir do mesmo tipo de átomos ou 
de diferentes tipos de átomos. 
 
 
 
3 
4 
A perspectiva molecular da química 
Fig. 1. Modelos moleculares. As esferas brancas, pretas e vermelhas representam , 
respectivamente, os átomos de H, C e O 
Anticongelante automotivo 
5 5 
sólido líquido 
gás 
Estados da matéria 
6 
Dalton (1803) 
(esfera maciça) 
Thomson (1904) 
(cargas positivas e negativas) 
Rutherford (1911) 
(o núcleo) 
Bohr (1913) 
(níveis de energia) 
Schrödinger (1926) 
(modelo da nuvem 
eletrônica) 
http://www.scienceclarified.com/As-Bi/Atomic-Theory.html 
 
Matéria consiste de átomos e moléculas. 
Teorias Atômicas 
Estrutura Atômica 
• E outros filósofos gregos da antiguidade acreditavam 
que toda matéria era constituída por partículas muito 
pequenas e indivisíveis: 
 
 
Demócrito 460 - 370 A.C. 
7 
8 
O átomo de Dalton (1807) (observações 
químicas no universo macroscópico do laboratório) 
1. Todos os átomos de um dado elemento 
são idênticos. 
2. Os átomos de elementos diferentes têm 
massas diferentes. 
3. Um composto utiliza uma combinação 
específica de átomos de mais de um 
elemento. 
4. Em uma reação química, os átomos não 
são criados nem destruídos, porém 
trocam de parceiros para produzir 
novas substâncias. 
 Bola de Bilhar 
Teoria atômica da matéria 
 
Raios catódicos e elétrons 
 • Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era constituído de 
entidades carregadas. 
• Experimentos: Raios catódicos eram desviados por campos elétricos ou 
magnéticos, sugerindo que continham certa carga elétrica. 
 
 
 
 
 
 
• Em 1897, J.J. Thomson determinou que raios catódicos são jatos de 
partículas com massa e carregados negativamente – elétron. 
• Thomson determinou que a proporção carga/massa de um elétron é 1,76 x 108 
C/g (coulomb por grama).  Importante para a descoberta da massa do e-. 
 
 
9 
Radioatividade 
10 
• 1896, Henri Becquerel descobriu que um mineral de 
Urânio emitia espontaneamente radiação de alta energia  
radioatividade. 
• Em 1898 Marie Curie: elementos radioativos rádio e o 
polônio  emitem raios: 
1911, Nobel em Química 
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 Radiação de alta energia composta por três tipos de radiação: ,  e . 
• O modelo atômico de Dalton não explica as partículas ,  e os 
raios . 
• Radiações  são elétrons em alta velocidade, atraídas pela placa positiva. 
 
• As radiações  são mais compactas e têm cargas positivas - são atraídas 
pela placa negativa. 
 
•As radiações  são de alta energia e não possuem carga. 
Partículas com a mesma carga repelem-se, enquanto partículas com cargas diferentes atraem-se. 
O átomo de Thomson 
 
12 
• Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consiste de 
entidades neutras e carregadas (negativa e positivamente). 
• No início do século XX, Thomson propôs que todas essas espécies 
carregadas eram encontradas em uma esfera: 
 Modelo do Pudim de Ameixa: 
• Este modelo teve 
uma vida muito curta. 
13 
• Em 1910, Ernest Rutherford realizou um experimento que o 
conduziu ao modelo nuclear do átomo. 
• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado 
de Rutherford seria impossível. 
O átomo de Rutherford 
14 
• Maioria das partículas  passa 
através de um pedaço de chapa 
sem sofrer desvio, a maior 
parte do átomo deve consistir 
de carga negativa difusa - o 
elétron. 
 
• Para explicar o pequeno 
número de desvios grandes das 
partículas , o centro ou núcleo 
do átomo deve ser constituído 
de uma carga positiva densa. 
15 
• Em 1911, Rutherford 
conseguiu explicar essas 
observações, postulando 
que a maioria da massa 
do átomo e toda sua 
carga positiva residiam 
em uma região muito 
pequena e extremamente 
densa, que ele chamou 
de núcleo. 
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O átomo com núcleo 
 
• Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: 
– O átomo é esférico mas a carga positiva está localizada no centro, 
com uma carga negativa difusa em torno dele. 
 
– A maior parte do volume total do átomo é espaço vazio, no qual os 
elétrons se movem ao redor do núcleo. 
• Estudos experimentais subseqüentes 
levaram a descoberta de que há duas 
partículas no núcleo: 
• as partículas positivas – 
prótons e 
• as partículas neutras – nêutrons 
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• Rutherford propôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma 
forma que os planetas orbitam em torno do sol. 
Falhas do Modelo Planetário 
• Uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma 
carga positiva estacionária, perde energia e adquire movimento 
espiralado, em sua direção, acabando por colidir com ela. 
 
• Essa carga em movimento perde energia, emitindo radiação. O 
modelo planetário de Rutherford, em seu estado normal, não emite 
radiação. 
 
Espectro de Linhas e o Modelo de Bohr 
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• A primeira tentativa importante para 
desenvolver um modelo não-clássico do 
átomo foi feita por Neils Bohr (1913). 
• Bohr acreditava que a luz emitida pelas substâncias a 
temperaturas altas ou sob influência de descarga elétrica era 
produzida quando elétrons nos átomos sofriam alterações de 
energia. 
• Para entender a proposta de Bohr, devemos examinar algumas 
características da luz e outras formas de energia radiante. 
 
19 
RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA: emissão e transmissão de energia na 
forma de ondas eletromagnéticas. 
 Luz, ondas de rádio, microondas, raios X: formas de radiação 
 eletromagnética. 
Frequência, ν 
• Frequência (ν): 1 Hz = 1 ciclo/s (s-1) 
 
• Comprimento de onda (λ): metros (nm = 10-9 m) 
20 
• Radiação eletromagnética: inúmeros λ espectro 
 eletromagnético 
•A radiação visível tem comprimentos de onda entre 400 nm (violeta) e 750 nm 
(vermelho). 
21 
λ λ 
λ pequeno = ν alta λ grande = ν baixa 
• c = 3,00 ·108 m/s c = velocidade da luz 
 
 λ = c/ν ν = c/ λ 
• Segundo Planck, os átomos podem emitir ou absorver energia 
apenas em quantidades discretas, ou seja, em pequenos pacotes 
bem definidos, chamados quantum. 
 
• Quantum é a menor quantidade de energia que pode ser emitida 
(ou absorvida) na forma de radiação eletromagnética. 
 
• A energia E de um único quantum de energia é dada por: 
 
 onde h é a constante de Planck (6,626  10-34 J s) 
 ν é a frequência da radiação. 
 
 
hE
A energia quantizada e fótons 
22 
Espectros de linhas 
•A radiação composta por um único comprimento de onda é 
chamada de monocromática. 
• A luz branca pode ser 
separada em um espectro 
contínuo de cores. 
• A radiação que se varre uma matriz completade diferentes 
comprimentos de onda é chamada de contínua. 
• Observe que não há manchas 
escuras no espectro contínuo 
que corresponderiam a 
ausência de λ. 
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• Nem todas as fontes de radiação produzem um espectro contínuo. 
• Quando diferentes gases são colocados sob pressão em um tubo e 
uma alta voltagem é aplicada, os gases emitem diferentes cores de 
luz. 
(a) hidrogênio. 
(b) neônio. 
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• Quando a luz vinda de tais 
tubos passa através de um 
prisma, apenas linhas de poucos 
comprimentos de onda estão 
presentes nos espectros de 
emissão resultantes: 
• As linhas coloridas estão separadas por regiões pretas, que 
correspondem a comprimentos de onda ausentes na luz. 
H: 1 próton e 1 ē. 
25 
 Modelo Atômico de Bohr 
• Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e 
admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos 
de energia. 
• As cores de gases excitados surgem 
devido ao movimento dos elétrons 
entre os estados de energia no átomo. 
• Esses estados foram denominados 
órbitas. 
26 
27 
Modelo Atômico de Bohr: 
A energia só é emitida ou absorvida por um ē quando este muda 
de uma órbita permitida para outra órbita permitida e esta 
energia envolvida corresponde a um fóton. 
 
 
 
 
n: nº quântico principal (nº inteiro que varia de 1 a +∞) 
  





 
2
18 1
J 1018.2
n
E
• A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima 
do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa. 
• A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao 
infinito e corresponde à energia zero. 
 
28 
29 
Limitações do modelo de Bohr 
• Não explica os espectros atômicos dos outros elementos 
e não considera o comportamento dual dos ē. 
 
• 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. 
 
• O modelo de Bohr foi apenas um importante passo em direção ao 
modelo do átomo moderno : 
 1- Os elétrons existem apenas em níveis de energia distintos. 
 2- A energia está envolvida na movimentação de um elétron de um 
nível para o outro. 
30 
Mecânica Quântica e Orbitais Atômicos 
• Em 1926 Erwin Schrödinger propôs uma 
equação que contém os termos onda e 
partícula. 
 
• A resolução da equação leva às funções 
de onda () e às energias para as funções 
de onda. 
 
• A função de onda fornece o contorno do 
orbital atômico. 
• O quadrado da função de onda (2) 
fornece a probabilidade de se encontrar 
o elétron em certa região do espaço em 
um determinado instante, isto é, fornece 
a densidade eletrônica para o átomo. 
30 
31 
O átomo Moderno 
• Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons. 
• O átomo é composto de duas 
regiões: 
 - Um núcleo compreendendo 
toda carga positiva e 
praticamente toda massa do 
átomo (prótons e nêutrons). 
 - A região extranuclear 
composta de elétrons. 
• O modelo atual do átomo é um descendente direto do átomo de 
Rutherford. 
32 
32 
Orbitais Atômicos 
• A solução da equação de Schrödinger para o átomo de H produz 
um conjunto de funções de onda e energias correspondentes. 
 
 
 
 
• Cada orbital descreve um distribuição específica de densidade 
eletrônica no espaço: 
33 
Orbitais 
Cada orbital tem energia e forma características 
Os elétrons são encontrados em orbitais: 
 
34 
Orbitais s 
• Todos os orbitais s são esféricos. 
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. 
s, p, d, f 
35 
 Representações de orbitais atômicos: 
 
• Orbitais s: 
Ψ2 
Representação da superfície limite de Ψ2 
36 
Orbitais p 
• Existem três orbitais p, px, py, e pz. 
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um 
sistema cartesiano. 
• Os orbitais têm a forma de halteres. 
• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. 
 
37 
Orbitais d 
• Existem cinco orbitais d, todos com a mesma energia. 
 
38 
Orbitais f 
• Existem sete orbitais f, cuja forma é mais complexa que dos 
orbitais p. 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS: 
 Mecânica quântica: 3 nºs quânticos são necessários para 
 descrever um orbital n, ℓ, mℓ 
 
• n, nº quântico principal: indica os níveis de energia 
que o ē pode assumir. 
n = 1, 2, 3, 4, ..., ∞ 
 
• ℓ, nº quântico secundário: define o formato do orbital 
 (subnível energético). 
ℓ = 0, 1, 2, 3, ..., n – 1. 
s 
p d 
f 
39 
40 
• mℓ, nº quântico magnético: descreve a orientação do 
 orbital no espaço. 
mℓ = - ℓ, ... , 0, ... , + ℓ. 
Combinação de n, ℓ e mℓ: 
diagrama de orbitais 
atômicos 
40 
41 
 ms, nº quântico magnético de spin: 
 
Spin é o giro do ē em torno de seu próprio eixo 
ms = + 1 
 2 
ms = - 1 
 2 
42 
• Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para 
produzir um diagrama de Linus Pauling. 
Diagrama para a determinação da ordem aproximada de preenchimento de orbitais. 
Átomos Polieletrônicos 
43 
• À medida que n aumenta, energia dos orbitais também aumenta. 
• Orbitais de mesma energia 
são conhecidos como 
degenerados. 
44 
Configuração Eletrônica: como os elétrons estão distribuídos 
nos orbitais atômicos do átomo. 
1s1 
Número quântico 
principal n 
Número quântico 
secundário l 
Número de elétrons no 
orbital ou subcamada 
Diagrama de Orbital 
H 
1s1 
45 
Configurações Eletrônicas 
Regra de Hund 
 
• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os 
elétrons de um elemento estão localizados. 
• Três regras: 
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. 
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo 
orbital (Pauli). 
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital 
isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo 
elétron (regra de Hund). 
46 
Elemento Total de 
elétrons 
Configuração 
Eletrônica 
Configuração de 
quadrículas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Configurações Eletrônicas 
Li 
Be 
B 
C 
N 
Ne 
Na 
• Ne (10 e-): subnível 2p completo  configuração estável com 
oito elétrons (um octeto) em nível mais externo. 
 
• Na (11 e-): novo período da T.P.: possui um único elétron 3s 
além da configuração estável do Ne: 
Na: [Ne]3s1 
 [Ne]: 1s22s22p6 
 
• Focalizar a atenção nos elétrons mais externos do átomo  
comportamento químico de um elemento. 
47 
Configurações Eletrônicas Condensadas 
• A configuração eletrônica de um gás nobre de menor número 
atômico mais próximo é representada por seu símbolo químico 
entre colchetes: 
 
 
 
Li: [He]2s1 Mg: [Ne]3s2 K: [Ar]4s1 
48 
Configurações Eletrônicas Condensadas 
Elétrons internos 
Elétrons de valência