Aula_estrutura_atomica

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ESTRUTURA 
ATÔMICA 
Unidade II 
Modelo de Rutherford 
Falha: Não explica por que as cargas de 
sinais opostos não se atraem e o átomo 
“desaparece” (mecânica clássica) 
Mecânica Quântica 
 Para investigar a estrutura interna de 
objetos do tamanho dos átomos é 
preciso observá-los indiretamente 
(radiação eletromagnética): 
1. Estudo da radiação eletromagnética; 
2. Brilho da superfície metálica (efeito 
fotoelétrico); 
3. Espectro de linhas 
 
 
Radiação eletromagnética 
As ondas eletromagnéticas têm características 
ondulatórias semelhantes às ondas que se 
movem na água. 
Radiação eletromagnética 
•A frequência (): é o número de ciclos 
que passam por um ponto em um 
segundo. 
 
•A velocidade de uma onda (v) =  x  
Radiação eletromagnética 
Radiação eletromagnética 
Quando um feixe de luz encontra um elétron, seu 
campo elétrico empurra o elétron primeiro em 
uma direção, depois na direção oposta, 
periodicamente (o campo oscila em direção e 
intensidade) 
 
Radiação eletromagnética 
Radiação eletromagnética 
Emissão de cor objetos quentes 
 Fenômeno da incandescência: cor da luz 
emitida passa sucessivamente do vermelho 
ao laranja e ao amarelo, até chegar ao 
branco (observações qualitativas); 
 Para estudar o efeito quantitativamente, os 
cientistas tiveram de medir a intensidade da 
radiação em cada comprimento de onda e 
repetir as medidas em várias temperaturas 
diferentes. 
Emissão de cor objetos quentes 
Josef Stefan (1879)descobriu 
que a intensidade total emitida 
em todos os comprimentos de 
onda aumentava com a quarta 
potência da temperatura. Esse 
resultado quantitativo é hoje 
conhecido como a lei de Stefan 
Boltzmann: 
T é a temperatura absoluta (Kelvin) 
Emissão de cor objetos quentes 
 Wilhelm Wien (1893) examinou a 
mudança da cor da radiação do corpo 
negro com o aumento da temperatura e 
descobriu que o comprimento de onda 
que corresponde ao máximo de 
intensidade, é inversamente proporcional 
à temperatura (lei de Wien) 
c2 é conhecido como segunda constante de 
radiação, seu valor empírico (experimental) é 
1,44 × 10–2 K·m. 
Emissão de cor objetos quentes 
Emissão de cor objetos quentes 
• Os cientistas do século XIX tentaram explicar as 
leis da radiação do corpo negro através da 
radiação, entretanto, descobriram que as 
características deduzidas não estavam de acordo 
com as observações experimentais; 
 
• De acordo com a física clássica, qualquer objeto 
muito quente deveria devastar a região em volta 
dele com suas radiações de alta frequência. Até 
mesmo o corpo humano, em 37oC, deveria brilhar 
no escuro. Não existiria, de fato, a escuridão. 
Emissão de cor objetos quentes 
• A solução para o problema foi apresentada pelo 
físico alemão Max Planck (1900), que defendeu a 
ideia de que a troca de energia entre a matéria e 
a radiação ocorre em quanta (pacotes de 
energia); 
• Sua ideia central era que, ao oscilar na 
freqüência (), os átomos só poderiam trocar 
energia com sua vizinhança em pacotes de 
magnitude igual: 
h =constante de Planck, é igual a 6,626 ×10–34J.s. 
n = número de quantum de energia 
Emissão de cor objetos quentes 
Efeito fotoelétrico 
Efeito fotoelétrico 
As conclusões de Einstein sobre o efeito fotoelétrico 
foram as seguintes: 
 
1. Na colisão de um fóton com um elétron, toda a 
energia do fóton era transferida para o elétron; 
2. Os elétrons só eram ejetados da placa 
metálica quando a energia da radiação 
incidente for maior do que a energia que 
mantém os elétrons ligados ao átomo na placa 
metálica; 
 
 
Efeito fotoelétrico 
3. Os elétrons são ejetados com uma determinada 
energia cinética, que variava com a energia da 
radiação incidente. Quanto mais energética for 
a radiação que atingia a superfície metálica, 
maior a energia cinética dos elétrons ejetados; 
 
4. Um aumento na intensidade da radiação leva a 
um maior número de elétrons ejetados da 
superfície metálica. A intensidade da radiação 
está relacionada com o número de fótons que 
compõe o feixe luminoso e não com sua 
energia. 
 
Efeito fotoelétrico 
Ei = radiação (energia) incide sobre a placa metálica. 
Eo= energia necessária para ejetar o elétron da 
superfície metálica (definida como função trabalho ou 
energia crítica e é um parâmetro característico de 
cada metal) 
Ec = energia cinética adquirida pelo elétron ejetado. 
 
Só ocorrerá emissão de elétrons se Ei>Eo, pois neste 
caso o fóton terá energia suficiente para arrancar o 
elétron do metal. 
Efeito fotoelétrico 
• O efeito fotoelétrico fornece evidências para a 
natureza de partícula da luz - “quantização”. 
• Se a luz brilha na superfície de um metal, há um 
ponto no qual os elétrons são expelidos do 
metal. 
• Os elétrons somente serão expelidos se a 
frequência mínima é alcançada. 
• Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é 
expelido. 
• Acima da frequência mínima, o número de 
elétrons expelidos depende da intensidade da 
luz 
Efeito fotoelétrico 
Espectro de linhas 
Espectro de linhas 
Espectro de linhas 
•Balmer (1880): descobriu que as linhas no espectro 
de linhas visíveis do hidrogênio se encaixam em uma 
simples equação. 
•Mais tarde, Rydberg generalizou a equação de 
Balmer para: 
 
 
 
 
RH é a constante de Rydberg (1,096776 x 10
7m-1), 
h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J·s), 
n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1). 















 2
2
2
1
111
nnh
RH
Espectro de linhas 
Modelo de Bohr 
• Já que os estados de energia são quantizados 
(Planck); 
•Será que a luz emitida por átomos excitados 
deve ser quantizada e aparecer como espectro 
de linhas? 
• Borh comprovou a relação do espectro de 
linhas com energia utilizando as equações de 
Rydenberg e Planck. 
Modelo de Bohr 
  





 
2
18 1
J 1018.2
n
E
n é o número quântico principal (por exemplo, n = 
1, 2, 3, … e nada mais). 
En = -RH ( ) 
1 
n2 
Modelo de Bohr 
• Postulados de Bohr 
I) Só é permitido ao elétron ocupar certos estados 
estacionários no átomo e em cada um desses 
estados a energia é fixa e definida; 
II) Quando o elétron está ocupando um desses 
estados, seu movimento descreve uma órbita 
circular ao redor do núcleo; 
III) O elétron num estado estacionário não emite 
radiação. Entretanto, ao passar de um estado para 
outro, ele absorve ou emite um quantum de 
energia (hν), correspondente à diferença de 
energia entre os dois estados. 
Modelo de Bohr 
Modelo de Bohr 
Limitações 
• Pode explicar adequadamente apenas o 
espectro de linhas do átomo de hidrogênio. 
• Os elétrons não são completamente descritos 
como partículas pequenas. 
Dualidade da Natureza do elétron 
• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de 
partícula, parece razoável perguntar se a matéria 
tem natureza ondulatória. 
 
• O momento, m, é uma propriedade de 
partícula, enquanto  é uma propriedade 
ondulatória. 
• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, 
De Broglie mostrou: 
mv
h

Mecânica Quântica 
• 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. 
• Se xé a incerteza da posição e mv é a 
incerteza do momento, então: 


4
·
h
mvx
Mecânica Quântica 
• A mecânica quântica estabelece que só é 
possível estudar o comportamento de sistemas 
microscópicos em termos de “probabilidades”. 
•Assim, não é permitido utilizarmos expressões, 
como a trajetória de um elétron, mas sim a 
região de maior probabilidade de se encontrar 
um elétron, que é o orbital atômico. 
• O orbital atômica passa a ser descritos por uma 
função de onda, representada pela letra grega 
Ψ (Psi). 
Mecânica Quântica 
• Schrödinger (1926) propôs uma equação que 
contém os termos onda e partícula movimentando-se 
em 3 dimensões . 
• A resolução da equação leva às funções de onda 
(). 
• A função de onda fornece o contorno do orbital 
eletrônico. 
• O quadrado da função de onda fornece a 
probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a 
densidade eletrônica para o átomo. 
Mecânica Quântica 
Ψ é a função de onda associada à partícula; 
m é a massa; 
 E, a energia total do sistema; 
V , a energia potencial da partícula. 
Quando essa equação é resolvida, obtém-se 
como solução as funções de onda (Ψ) as quais 
fornecem todas as informações associadas à 
partícula em cada estado de energia permitido. 
Mecânica Quântica 
Números Quânticos 
• A solução da equação de Schrödinger produz 
um conjunto de funções de onda (Ψ); 
• Essas funções de onda (Ψ) são chamados 
orbitais; 
• Cada orbital descreve uma distribuição 
específica de densidade eletrônica no espaço; 
Números Quânticos 
Números Quânticos 
Números Quânticos 
• conforme aumenta o número quântico n, a 
região de maior probabilidade de se encontrar 
um elétron se afasta do núcleo, tornando-se mais 
extensa, ou seja, mais volumosa; 
• Assim, a probabilidade máxima de se encontrar 
um elétron nas proximidades do núcleo vai 
diminuindo com o aumento do n; 
• Como a energia do orbital aumenta quando 
cresce, os elétrons que ocupam os orbitais mais 
afastados do núcleo têm maior energia; 
Números Quânticos 
Números Quânticos 
Modelo de Bohr Mecânica Quântica 
n = descreve certa 
órbita 
3 números quânticos 
Precisão Probabilidade 
órbita orbital 
Números Quânticos 
 Número Quântico Principal (n) 
n=1 n=2 n=3 
Números Quânticos 
 Número Quântico azimutal (l): 0 a n-1 
Forma do orbital 
l = 0 orbital s 
l = 1 orbital p 
l = 2 orbital d 
l = 3 orbital f 
Números Quânticos 
 Número Quântico Magnético(ml): l a -l 
Orientação do orbital no espaço 
Números Quânticos 
ml = 0 ml = 1 
ml = -2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = 2 
ml = -1 ml = 0 ml = 1 
Números Quânticos 
 Spin eletrônico(ms): + 1/2 ou -1/2 
Principio de exclusão de Pauli: dois elétrons em um átomos não 
podem ter o conjunto de 4 números quânticos iguais. 
Números Quânticos 
Orbitais e energias 
•Orbitais de mesma 
energia são conhecidos 
como degenerados. 
•Para n  2, os orbitais s 
e p não são mais 
degenerados porque os 
elétrons interagem 
entre si. 
•Portanto, o diagrama 
de Aufbau apresenta-
se ligeiramente 
diferente para sistemas 
com muitos elétrons. 
Orbitais e energias 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
Paramagnético 
Elétrons desemparelhados 
2p 
Diamagnético 
Todos os elétrons emparelhados 
2p 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
Na [Ne]3s1 Na+ [Ne] 
Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar] 
Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne] 
H 1s1 H- 1s2 or [He] 
F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 or [Ne] 
O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 or [Ne] 
N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 or [Ne] 
Tabela Periódica 
Carga nuclear efetiva (Zef) 
Tabela Periódica 
Carga nuclear efetiva (Zef) 
Na 
Mg 
Al 
Si 
11 
12 
13 
14 
10 
10 
10 
10 
1 
2 
3 
4 
186 
160 
143 
132 
 Zeff Núcleo Z Raio 
Zef = Z - s 0 < s < Z (s = vc) 
Zef  Z – número de elétrons internos do núcleo 
Tabela Periódica 
Aumento do raio 
A
u
m
e
n
to
 d
o
 r
a
io
 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
Comparação do raio atômico com o raio iônico 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo 
número de elétrons. 
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, 
os íons tornam-se menores : 
 
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
Energia de ionização 
• A primeira energia de ionização, I1, é a 
quantidade de energia necessária para 
remover um elétron de um átomo gasoso: 
Na(g)  Na+(g) + e-. 
 
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia 
necessária para remover um elétron de um íon 
gasoso: 
Na+(g)  Na2+(g) + e-. 
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a 
dificuldade para se remover o elétron. 
Energia de ionização 
• Há um acentuado aumento na energia de 
ionização quando um elétron mais interno é 
removido. 
Energia de ionização 
Afinidade eletrônica 
Afinidade Eletrônica é a variação de energia quando 
um átomo no estado gasoso recebe um próton para 
formar um aníon. 
X (g) + e
- X-(g) 
F (g) + e
- X-(g) 
O (g) + e
- O-(g) 
H = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol 
H = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol 
Afinidade eletrônica 
Afinidade eletrônica versus raio atômico