O aìtomo Aula 01

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Universidade Federal Rural do Semi-Árido
Departamento de Agrotecnologia e Ciências Sociais
Disciplina: Química Geral I
Profa: Paula Valença
QUÍMICA GERAL (60 horas)
Ementa: Estrutura atômica e classificação periódica dos elementos; Ligação
química; Funções Inorgânicas; Reações químicas e cálculo estequiométrico;
Soluções; Gases, Termoquímica; Cinética Química; Equilíbrio Químico.
BIBLIOGRAFIA
BROWN, LeMay e Bursten. Química: Ciência Central. 9a ed. São Paulo:
Pearson, 2007.
ATKINS e JONES. Princípios de Química: Questionando a vida moderna
e o meio ambiente. 3a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
RUSSEL, J.B. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books,
1995. Vol. I e II.
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a.
ed. São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p.
KOTZ, J.C.; TREICHEL, P.M.; WEAVER, G.C. Química Geral e Reações
Químicas. Vol. 1. 6. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2009.
BIBLIOGRAFIA RECOMENDADA
AVALIAÇÕES
• 1ª Avaliação: 29/06/18
• 2ª Avaliação: 03/08/18
• 3ª Avaliação:05/09/18
• Reposição:12/09/18
• 4ª Avaliação: 14/09/18
Pro f ª : Pau la Kathe r ine L . S . Va lença
paula@ufe rsa .edu.br
O ÁTOMO
Universidade Federal Rural do Semi-Árido
Departamento de Engenharia e Tecnologia
Disciplina: Química Geral I
ATOMISMO FILOSÓFICO
CULTURA GREGA
• Leucipo de Mileto (450 a.C.)
Afirmava que deveria existir uma partícula
fundamental tão pequena que não poderia ser
dividida.
• Demócrito de Abdera (470-390 a.C)
• Batizou a partícula fundamental de Leucipo de
átomo;
• Tentou explicar inclusive funções orgânicas
básicas, como o ato de pensar sendo um
movimento dos átomos;
• Foi largamente combatido.
ATOMISMO FILOSÓFICO
CULTURA GREGA
• Aristóteles (384 a 322 a.C)
• Defendia a continuidade da matéria;
• Para ele, a matéria pode ser dividida
infinitamente, sendo sempre possível
fazer uma nova divisão.
• Suas idéias prevaleceram até o século XVI.
ATOMISMO FILOSÓFICO
CULTURA GREGA
MODELOS ATÔMICOS
Dalton (1803) – Modelo da bola de bilhar
• Lei das Proporc ̧o ̃es Múltiplas
• Quando dois elementos distintos formam 2 ou mais
substâncias compostas, se a massa de um deles
permanecer fixa, a do outro irá variar numa
relação de números inteiros e pequenos
• Exemplo: Nitrogênio e Oxigênio se combinam
para formar: N2O, N2O2, N2O3,,etc.
• Thomson (1897) – Modelo do “pudim de passas” 
• A ̀ medida que os cientistas começaram a
desenvolver métodos para uma investigaça ̃o
mais detalhada da natureza da mate ́ria, o
a ́tomo, que se supunha INDIVISÍVEL, começou a
mostrar sinais de ser uma estrutura mais complexa.
• A ́tomos sa ̃o compostos por parti ́culas sub-
ato ̂micas: parti ́culas (+) e (-);
• Raios cato ́dicos: 
• Raios catódicos (Surgiu no cátodo)
• Desviados por campos elétricos -> carga elétrica.
• Seriam radiações ou partículas?
MODELOS ATÔMICOS
Thomsom (1897) – Tubos de raios catódicos
• e e m, carga e massa do elétron;
• k e k’, constantes definidas pelas características do
aparelho;
• x e y são os desvios do feixe de elétron, sobre a ação
de cada campo aplicado.
MODELOS ATÔMICOS
Thomsom (1897) – Proporção carga-massa do elétron
MODELOS ATÔMICOS
Millikan (1909) – Experimento da gota de óleo
MASSA E CARGA DO ELÉTRON
• q, r, u’ e d, respectivamente, carga, raio, velocidade e 
densidade das gotículas de óleo;
• h, viscosidade do ar;
• g, aceleração da gravidade;
• E, intensidade do campo aplicado.
Carga com múltiplos de -1,60 x 10-19 C
me = 9,1 x 10 
-31 Kg 
MODELOS ATÔMICOS- THOMSON
Como o átomo no estado normal é 
neutro, deveria haver uma quantidade 
igual de elétrons (carga negativa) e de 
carga positiva. 
A carga positiva se encontrava 
diluída e seria a maior parte do 
átomo e responsável por toda a 
sua massa praticamente
PUDIM DE PASSAS
RADIOATIVIDADE - RUTHERFORD
Experimentos de Rutherford revelaram 3 tipos de radiações: β, γ e a;
• β são elétrons em alta velocidade e podem ser consideradas o análogo radioativo
dos raios catódicos (carga: – 1);
• As partículas α têm cargas positivas e são atraídas pela placa negativa (carga: +2);
• γ não consiste de partículas e não possui carga.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
ÁTOMO DE RUTHERFORD (1911)
Núcleo de carga positiva
(constituído por prótons e
nêutrons assim por ele
denominadas) que continha
praticamente toda a massa
do átomo.Elétrons com cargas 
negativas girando ao 
redor do núcleo em 
trajetórias circulares. Conhecido como modelo “Planetário”
Explicava o resultado do experimento 
das partículas α
INCONSISTÊNCIAS DO MODELO DE 
RUTHERFORD
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ
• Após o se ́culo XIX, o desenvolvimento do modelo atômico passou
a se fundamentar mais em estudos sobre a luz emitida ou
absorvida pelos materiais.
•
• A luz visi ́vel (a olho nu) e ́ um tipo de radiaça ̃o eletromagne ́tica.
• Portanto, transporta energia pelo espaço, sendo conhecida
como energia radiante.
• Existem outros tipos de radiaça ̃o eletroma ́gnética. (Ex.:
infravermelho, raios X etc.)
• Todos os tipos de radiaça ̃o eletromagne ́tica movem-se no va ́cuo
a uma velocidade (c) de 3,00 x 108 m/s.
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ
c=λ x ν
Velocidade 
da luz
Comprimento 
de onda
frequência
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ
• A radiação eletromagnética se movimenta através do vácuo com uma
velocidade de 3,00 x 108 m/s.
ESPECTRO ELETROMEGNÉTICO
A radiação visível tem comprimentos de onda entre 400 nm (violeta) e 750 
nm (vermelho).
ESPECTRO ELETROMEGNÉTICO
Todo composto químico, quando levado à chama emite luz
com cor característica. Por exemplo, na figura abaixo podem ser
vistas as cores para diversos compostos metálicos quando levados à
chama.
ESPECTRO DE LINHAS
 A radiação que varre uma matriz completa de diferentes
comprimentos de onda é chamada de contínua.
 A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo de
cores.
O espectro descontinuo de cada elemento serve
para identificá-lo e cada uma das linhas ou raias é
caracterizado por um λ (comprimento de onda.
Comprimento de onda (nm)
400 500 600
Espectro de linhas
• Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e
admitiu que a luz emitida por substâncias químicas quando
levadas à chama ou sob efeito de um campo elétrico, ocorre
porque os elétrons absorvem energia (térmica ou elétrica) e depois
emitem a energia recebida na forma de luz.
O modelo de Bohr
• As cores de gases excitados surgem devido ao
movimento dos elétrons entre os estados de energia no
átomo.
O modelo de Bohr
O modelo de Bohr
De acordo com o modelo de Bohr, o elétron no átomo de
hidrogênio percorre uma órbita circular de raio r, concêntrica em
relação ao núcleo. Ele admitiu ainda, que o núcleo consiste de um
único próton, cuja massa era muito superior à do elétron. Neste
caso, pode-se considerar que o centro de massa do átomo esteja
em cima do núcleo, isto é, toda a massa do átomo está centrada
no núcleo.
O modelo de Bohr
• Após muita matemática, Bohr mostrou que a energia
de cada orbita é dada por:
onde n é o número quântico principal (por exemplo, n
= 1, 2, 3, … e nada mais).
( ) 





−= −
2
18 1
J 1018.2
n
E
O modelo de Bohr
O novo modelo de Bohr pode ser resumido nos seguintes
postulados:
1. Um elétron descreve órbitas circulares ao redor do núcleo;
2. As orbitas diferem entre si pelo raio e pela quantidade de
energia;
3. Um elétron pode encontrar-se em uma série limitada de
orbitais;
4. A passagem de um elétron de uma orbita para outra envolve
absorção ou emissão de energia, conformeo elétrons se mova
para a órbita mais externa ou mais interna, respectivamente;
5. Enquanto permanecer em uma orbita, o elétrons é dito
estacionário e não emite energia;
6. Cada órbita é caracterizada por um número quântico(n), que
pode assumir valores inteiros(1,2,3,....).
O modelo de Bohr
O modelo de Bohr
COMPORTAMENTO ONDULATÓRIO DA 
MATÉRIA
• Louis De Broglie (1924)
• Ele propôs que a matéria em movimento
apresentava comportamento corpuscular e
ondulatório, ou seja, tinha comportamento
dualístico, onda-partícula.
COMPORTAMENTO ONDULATÓRIO DA 
MATÉRIA
• Ele estabeleceu que toda partícula tem um comprimento
de onda associado que estariam relacionados pela
equação:
 m é a massa da partícula;
 v é a velocidade da partícula;
 p é o momento da partícula.
O PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG
• Quando se descreve a trajetória de uma partícula móvel, deve-
se determinar a sua posição e velocidade. Para partículas
macroscópicas, como uma bola ou um carro, facilmente
encontram-se instrumentos de medida que podem determinar
essas grandezas com excelentes aproximações.
• No entanto, tratando-se de partículas subatômicas, esta
determinação torna-se extremamente complicada.
• Com essa dedução, Heisenberg, em 1925, postulou que é
impossível determinar simultaneamente a posição e a
velocidade do elétron. Em outras palavras, pode-se dizer que
não é possível descrever a trajetória dos elétrons.
COMPORTAMENTO ONDULATÓRIO DA 
MATÉRIA
• Essa relação ficou conhecida como princípio da
incerteza de Heisenberg, e é expressa pela equação:
COMPORTAMENTO ONDULATÓRIO DA 
MATÉRIA
• Essa relação ficou conhecida como princípio da
incerteza de Heisenberg, e é expressa pela equação:
A EQUAÇÃO DE SCHRODINGER E O 
CONCEITO DE ORBITAIS
• Para explicar o caráter ondulatório do elétron proposto por
De Broglie e o princípio da incerteza de Heisenberg em
1926, Erwin Schrödinger sugeriu uma nova mecânica
quântica.
• A mecânica quântica estabelece que só é possível estudar
o comportamento de sistemas microscópicos em termos
de“probabilidades”. Assim, a região de maior
probabilidade de se encontrar um elétron, é o orbital
atômico, passando esses sistemas a serem descritos por
uma função de onda, representada pela letra grega Ψ
(Psi).
COMPORTAMENTO ONDULATÓRIO DA 
MATÉRIA
• Em 1926, Erwin Schrödinger formulou uma equação de onda
para descrever o comportamento de sistemas microscópicos,
em que considerava o comportamento dualístico de uma
partícula se movimentando em três dimensões. A equação
proposta é :
COMPORTAMENTO ONDULATÓRIO DA 
MATÉRIA
• Calculando as soluções possíveis para essa equação e
plotando em um gráfico, serão obtidas as posições
com probabilidade de conter o elétron. Essa região é
então chamada de orbital.
Orbital é então definido como a região geométrica em que
existe uma grande probabilidade de se encontrar um
elétron.
Conceito atômico atual
Conceito atômico atual
✓Pode-se imaginar um átomo como uma partícula com duas regiões
diferentes: o núcleo, no qual encontramos prótons e neutros, e a
eletrosfera, na qual estão os elétrons conforme figura a seguir.
Em azul claro está representada a
eletrosfera, na ficam os elétrons
(círculos azuis). Os prótons (círculos
vermelhos) e os nêutrons (círculos
pretos) encontram-se no núcleo.
Conceito atômico atual
Costuma-se representar um elemento químico (X)
em termos de duas grandezas: o número atômico (Z) e a
massa atômica (A), juntamente com o símbolo do
elemento, conforme esquema a seguir.
XAZ
✓O número atômico representa o número de prótons
que o átomo possui;
✓A massa atômica representa a massa total do átomo,
ou seja, basicamente a soma do número de prótons e de
nêutrons, expressa em u.m.a..
✓A diferença entre a massa atômica e o número atômico
é igual ao número de nêutrons no núcleo.
Conceito atômico atual
Por convenção, a massa atômica aparece sempre
escrito como índice superior no lado esquerdo do
símbolo atômico e o número atômico como sub índice
também no lado esquerdo. Como por exemplo:
O significa que o átomo de carbono tem
numero atômico a 6 (6 prótons) e massa atômica igual a
12 (6 prótons + 6 nêutrons).
CeHeLi 126
4
2
7
3 ,
C126
Conceito atômico atual
Isótopos
Todos os isótopos de um átomo têm em comum o número atômico
(Z) e consequentemente o mesmo número de elétrons, produzindo
assim uma carga total nula. Eles diferem uns dos outros apenas
pela massa atômica.
O O O
Conceito atômico atual
Isóbaros
São átomos com a mesma massa atômica (A), mas com
diferentes números de prótons (elementos diferentes).
Conceito atômico atual
Isótonos
São átomos que possuem a mesma diferença entre a
massa atômica(A) e o número atômico (Z). Eles possuem,
portanto, o mesmo número de nêutrons (n).
OS NÚMEROS QUÂNTICOS
• Número quântico principal (n): indica o nível de energia do elétron no
átomo. Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, n
varia de 1 a 7.
• Ele representa os níveis de energia permitidos para o átomo e determina
o tamanho do orbital. Quanto maior o n, maiores serão a energia e o
tamanho do orbital.
OS NÚMEROS QUÂNTICOS
• Número quântico secundário ou azimutal (l): Indica a forma do
orbital. Para um dado (n), l pode assumir valores inteiros de 0 até
(n-1).
• Por exemplo, para n=4, l assume os valores de 0,1,2, e 3.
• Esse número quântico corresponde a uma subcamada de
energia e aparece designado pelas letras s (l=0), p(l=1), d(l=2),
f(l=3), ...
• Exemplo:
• n= 2 e l=1
• n=4 e l=0
OS NÚMEROS QUÂNTICOS
• Número quântico magnético (ml): este número quântico fornece a
orientação do orbital no espaço, não influenciado no seu tamanho ou
forma. Esse número quântico assume valores de –l ate l, incluindo o zero.
Haverá sempre 2l+ 1 valores possíveis para este número quântico.
ORBITAIS ATÔMICOS
• l = 0 : corresponde ao subnível s, onde existe somente uma
orientação (ml = 0), Subnível s: possui forma esférica e portanto
apenas uma orientação.
ORBITAIS ATÔMICOS
• l = 1 : corresponde ao subnível p, onde existem três orientações
permitidas, que surgem em decorrência dos três valores de ml (+1, 0, -1).
Os três orbitais p são denominados px, py e pz e são orientados de acordo
com os três eixos cartesianos (x, y e z).
• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.
ORBITAIS ATÔMICOS
• l = 2 : corresponde ao subnível d onde existem cinco orientações
permitidas, ou seja, cinco valores de ml (-2, -1, 0, +1, +2).
 l = 3 : corresponde ao subnível f onde existem 7 orientações permitidas, ou
seja, sete valores de ml (-3,-2, -1, 0, +1, +2,+3).
ORBITAIS ATÔMICOS
ORBITAIS ATÔMICOS
• l = 4 : corresponde ao subnível g onde existem nove orientações
permitidas, ou seja, novevalores de ml (-4, -3,-2, -1, 0, +1, +2, +3, +4).
ORBITAIS ATÔMICOS
• l = 5 : corresponde ao subnível h onde existem onze orientações
permitidas, ou seja, onze valores de ml (-5,-4, -3,-2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5).
OS NÚMEROS QUÂNTICOS
• O número quântico de spin indica (mS): Indica o movimento de rotação 
dos elétrons. Os “spins” +1/2 ou – 1/2 representam o sentido de rotação, 
horário ou anti-horário
+1/2 -1/2
Camada eletrônica 
(n)
Subcamadas 
disponíveis
Orbitais 
disponíveis (2l+1)
Número Possível 
de Elétrons 
Dentro da 
Subcamada 
[2(2l+1)]
Número possível 
de elétrons para a 
enésima camada 
(2n2)
1 s 1 2 2
2 s
p
1
3
2
6
8
3 s
p
d
1
3
5
2
6
10
18
4 s
p
d
f
1
3
5
7
2
6
10
14
32
5 s
p
d
f
g*
1
3
5
7
9
2
6
10
14
18
50
6 s
p
d
f*
g*
h*
1
3
5
7
9
11
2
6
10
14
18
22
72
7p6• Para determinar a configuração dos elétrons nos orbitais atômicos, deve-
se então distribuí-los nestes orbitais, na ordem em que estão
apresentados. Para tal, deve-se seguir as seguintes regras:
• Sempre preencher um subnível antes de colocar elétrons no próximo
subnível;
• Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe
inicialmente apenas um elétron, somente depois de o último orbital desse
subnível ter recebido seu primeiro elétron começas o preenchimento de
cada orbital semi-cheio com o segundo elétron (regra de Hund);
• Quando existem dois elétrons em um orbital, deve-se indicar com setas (a
primeira apontando para cima e a segunda para baixo) que ambos
possuem spin contrários (princípio de exclusão de Pauli).
Distribuição eletrônica
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Z=7
Z=8
Z=10
Z=9