Aula 2_Estrutura atômica

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09/09/2014
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LE200- Química Geral
Aula 2 – Estrutura Atômica 
Prof. Responsável: Dra. Alessandra Cremasco
Alessandra.cremasco@fca.unicamp.br
Estrutura atômica & Propriedades
Cloreto de 
polivinila
Cloreto de 
PolivinilidenoPolietileno
Porque os materiais mencionados 
apresentam propriedades diferentes???
Os gregos antigos foram os primeiros a postular
que a matéria é constituída de elementos
indivisíveis.
Descoberta da estrutura atômica
Demócrito
460-~370 a.C.
Átomos
• Modelo de Dalton (modelo da bola de bilhar)
Descoberta da estrutura atômica
• Esfera maciça
• Indivisível
• Cargas neutra
• Átomos de massa igual
pertencem ao mesmo
elemento
Descoberta da estrutura atômica
Mais tarde, constatou-se que o átomo era constituído de
entidades carregadas Experimento com tubo de raios catódicos e 
elétrons
Descoberta da estrutura atômica
• O átomo consistia de
esfera positivamente
carregadas com entidades
negativamente carregadas
incrustada.
Joseph John Thomson
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• Testou modelo de Thomson com partículas α (+) 
disparadas contra folha de ouro.
Descoberta da estrutura atômica
Ernest Rutherford
• muitas partículas α
passavam diretamente
através da chapa.
• poucas partículas α
eram desviadas com
ângulos grandes.
• Partículas α que passaram
diretamente ⇒ a maior parte do
átomo consiste de carga (-) difusa
de massa baixa.
• E as partículas α desviadas a
grandes ângulos ⇒ núcleo do
átomo consiste de carga (+) densa.
Descoberta da estrutura atômica
Ernest Rutherford
Descoberta da estrutura atômica
Ernest Rutherford
Modelo proposto:
Átomo sendo esférico com a carga positiva localizada
no centro (núcleo) e carga negativa em torno dele.
Problema – atração entre elétrons
(-) e núcleo (+) ⇒ colapso.
A invenção do espectrômetro de massas levou a 
descoberta dos nêutrons (↑ massa do átomo).
Descoberta da estrutura atômica
Niels Bohr
Elétrons ocupam orbitais específicos e podem se
mover quando absorvem ou emitem energia na forma
de luz.
K
M
L
Descoberta da estrutura atômica
• Mais próximo do núcleo 
↑ atração e ↓ energia.
Estado fundamental
• Mais distante do núcleo –
↓ atração e ↑ energia
Estado Excitado
↓↓↓↓E – Estado fundamental
Libera energia – emitindo 
radiação 
K
M
L
Absorver energia
↑↑↑↑E - Estado excitado
Situação Instável 
Luz & Propriedades ondulatórias
Energia é absorvida/emitida na forma de Luz – radiação
eletromagnética composta componente elétrico e um
componente magnético que se comporta como uma onda.
Velocidade (distância/tempo) : c = 2,99792458 x 108 m/s
c = λ x ν
↑ ↓↓ ↑
BrilhoCor
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Luz & Partículas - Efeito fotoelétrico
• Séc. XIX – experimento em que a luz incidida em um 
pedaço de metal e faz com que elétrons sejam 
expelidos. 
• Variáveis: tipo de metais, 
cor e intensidade da luz, e 
medir a quantidade de 
elétrons emitidos e energia 
cinética. 
• Energia da luz é transferida 
aos elétrons no metal ??? 
Será?
Efeito fotoelétrico
• Modelo ondulatório: Energia é dependente da amplitude.
Resultados do efeito fotoelétrico: Energia independe da 
intensidade de luz (A), mas dependem da ν e λ. E, a 
quantidade e- aumenta com ↑ intensidade (A) e independem 
da ν e λ. 
Contradiz modelo ondulatório - reexaminar
# e-
I
ν>ν0
# e-
νν0
KE
I
ν>ν0
KE
νν0
Efeito fotoelétrico
• Dualidade partícula-onda: luz descrita como 
onda ou partícula.
• Utiliza-se o modelo que melhor funcione para 
uma dada situação para descrever suas 
propriedades
• Luz (partícula) concede energia a outro objeto 
– pacotes de energia (fótons) 
E = ɧνννν
Constante de Planck = 
6,6262 x 10-34 J/s
Efeito fotoelétrico
• A partir do conceito de fóton.
• Expelir um elétron necessita-se quantidade de
energia (ɧν) suficiente para superar energia de
ligação que segura elétrons ao metal. Limiar ν0
abaixo do qual nenhum elétron é ejetado
Efeito fotoelétrico
• Por que a energia cinética depende da
frequência?
Conservação de energia
Parte da energia é utilizada para romper a
energia de ligação e energia restante é
transferida para o elétron como energia
cinética
Efoton = E de ligação + E cinética
Espectro atômico
• Átomos de qualquer elemento excitados emitem 
somente frequências especificas e variam de um 
elemento para outro. 
• Padrão característico de absorver e emitir luz pelos 
elementos (espectro atômico).
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Modelo atômico da mecânica 
quântica 
• Elétrons vistos como ondas e espalhados por 
uma região do espaço – orbital
• Energia do elétron quantizada (similaridade 
modelo de Bohr).
Princípio da Dualidade da Matéria de Louis de Broglie
Elétron comporta-se como matéria (Energia)
Natureza ondulatório do elétron – difração
• Descrição matemática de uma onda (função 
de onda) – movimentos oscilatórios
Equação de Schrödinger
Modelo atômico da mecânica 
quântica 
Ψ=Ψ+





 Ψ
+
Ψ
+
Ψ
− EzyxV
zyx
h ),,(
8 2
2
2
2
2
2
2
2
δ
δ
δ
δ
δ
δ
µpi
Função de 
onda
Descrever a energia total de um elétron ao mover espaço 
tridimensional em volta do núcleo. 
Energia potencial
(atração 
Coulombiana)Energia cinética(derivada de 2ª. Ordem)
• Natureza periódica das ondas, equação de Schröedinger 
é escrita como:
Devido a diversas soluções orbital
• n é descrito por um componente radial (distancia e- ao 
núcleo) e um componente angular (descreve sentido e 
orientação do e-)
• Analise indica probabilidade encontrar e- em 
ponto especifico (analogia corda violão).
Modelo atômico da mecânica quântica 
nnn EH Ψ=Ψ
2Ψ
Descoberta da estrutura atômica
Modelo atual: mecânica quântica 
Nuvens de cargas negativas que circundam o núcleo
Números quânticos 
• Índice n deve conter um número e uma letra e identificam cada
solução para equação de onda (orbital) ou números quânticos.
Para escrever função de onda:
• Número quântico principal (n): define o nível em que um orbital é 
encontrado (n = 1, 2, 3,...).
• Numero quântico secundário (llll): especifica subníveis para indexar 
diferenças de energia entre orbitais no mesmo nível de um átomo 
(l = 0, 1, 2,..., n-1)
• Número quântico magnético (ml): denomina orbitais individuais 
do subnível l (-l, ...l-1, l).
• Número quântico de spin (ms): e
- girando sob campo magnético. 
Para cima ou para baixo (+1/2) ou (-1/2). 
Denominações por letra do número quântico secundário
Valor de l 0 1 2 3 4
letra s p d f d
Orbitais
• Cada orbital é descrito pelos números quânticos e pela função 
de onda correspondente e pode ser representado graficamente
Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com 
precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.
Como elétron
passa de um lado
para outro do
lóbulo???
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Orbitais
Cortes radiais nos orbitais s, p e d indicam regiões de maior 
probabilidade de encontrar um elétron – Regra: há um nó a menos 
do que o valor do número quântico
Configuração eletrônica
Cada elétron ocupa um orbital. 
Mas, como os e- estão distribuídos nos orbitais? E 
quantos elétrons podem ocupar um orbital?
• Principio de exclusão de Pauli: não há dois 
elétrons em um átomo que possam ter o mesmo 
conjunto de quatro números quânticos. 
Se n, l e ml são iguais, então 
emparelhados em spin ↑ e ↓
Configuração eletrônica
Orbitais menores
Mais firmes ao núcleo 
↓E
n aumenta, o tamanho 
do orbital aumenta - ↑E
Estado fundamental elétron ocupa orbitais de mais baixa 
energia
↑Z – tamanho orbital diminui – maiores forças atrativas núcleo
Elétrons nos orbitais interagem elétrons vizinhos - blindagem
Configuração eletrônica
Probabilidadede encontrar elétrons em função da 
distância do núcleo 
• Região elétron 2s penetra 
região ocupada pelo 
elétron 1s – altera energia 
do elétron 2s. 
• Subnível 2s e 2p (2s 
maior probabilidade de 
estar próximo ao núcleo e 
assim carga nuclear efetiva 
maior) – efeito blindagem.
Configuração eletrônica
• Considerando efeito penetração no orbital (blindagem):
Ordem de Energia 
dos orbitais:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p,
4s, 3d, 4p, 5s, 4d,
5p, 6s, 4f, 5d, 6p,
7s, 5f, 6d e 7p.
Configuração eletrônica
MENOR ENERGIA MAIOR ENERGIA
• Principio de Aufbau
Hidrogênio (1e-) - 1s
Lítio (3e-) – 1s2, 2s1
Berílio (4e-) – 1s2, 2s2
Boro (5e-) – 1s2, 2s2 , 2p1
Carbono (6e-) - 1s2, 2s2 , 2p2
No mesmo orbital emparelhado em 2 orbitais diferentes??
Energeticamente mais 
favorável ocupar orbitais 
separados - Regra de Hund
- -
1s 2s 2p
(paramagnético)
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Configuração eletrônica
• Notação abreviada: [símbolo atômico do gás nobre de
configuração eletrônica correspondente] configuração orbitais
mais distantes do núcleo.
– Facilitar indicação configuração eletrônica
– Relação estrutura eletrônica & ligação química
• Elétrons subníveis mais externos (elétrons de valência) 
– reatividade química
• Elétrons subníveis mais internos (elétrons centrais) não 
afetam propriedades químicas. 
Exemplo: Potássio (19e-): 1s2, 2s2 , 2p6 ,3s2, 3p6 , 4s1
Argônio (18e-): 1s2, 2s2 , 2p6 ,3s2, 3p6
Potássio (19e-): [Ar] 4s1
Tabela Periódica
• Dmitri Mendeleev - lei periódica - Previsão de novos
elementos. 
• A tabela periódica é utilizada para organizar regularmente
os 114 elementos de modo significativo (ordem crescente
de Z e agrupados de acordo com comportamento físico e 
químico).
Períodos
Grupos
Tabela Periódica
• Período: propriedades variam a medida que avança
pela linha do período. Exemplo: densidade
D
e
n
s
id
a
de
 
(kg
/m
3 )
Número atômico
• Grupos ou famílias agrupa elementos de
propriedades químicas semelhantes
Tabela Periódica
3 6 9 12 15 18
0
1
2
3
4
N
úm
e
ro
 
de
 
hi
dr
og
ên
io
s 
lig
ad
o
s 
ao
 
el
em
e
n
to
Número atômico
Número de átomos de
H com o qual cada
elemento se combina.
Elemento mesmo
grupo = n° átomo H
Li KNa
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Tabela Periódica
Metais alcalinos
Metais alcalinos terrosos
Halogênios
Gases nobres
Nomenclatura usual de alguns grupos
Grupo principal ou representativo
Metais de transição
lantanídeos actinídeos
Tabela Periódica
Classificação
 
Metais, semi-metais, ametais e gases nobres
Tabela Periódica Classificação Tabela Periódica
Subnível ocupado pelo elétron mais energético dos elementos 
da tabela periódica
2p
3p
4p
5p
6p
3d
4d
5d
6d
1s
4s
5s
6s
7s
1s
2s
3s
4f
5f
Tendências Periódicas
• Tamanho atômico: dependem do nível que ocupa elétrons 
de valência e força interação entre núcleo e elétron de 
valência. 
Aumento
A
u
m
en
to
↑n > orbital
> raio
↑Z ↑ carga nuclear efetiva – maior atração 
elétrons de valência ao núcleo < raio
• Energia de ionização: quantidade energia necessária para 
átomo ejetar um elétron: X → X+ + e- (1ª energia de 
ionização)
Tendências Periódicas
Aumento
A
u
m
en
to
↑Z ↑ carga nuclear efetiva – maior atração elétrons de 
valência ao núcleo < energia ionização
↑n > orbital < energia ionização
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• Energia de ionização
Tendências Periódicas
Exceção a regra –
emparelhamento de elétrons
• Afinidade eletrônica: energia envolvida para um
átomo adquirir um elétron e formar entidade
carregada negativamente: X + e- → X-.
Tendências Periódicas
Aumenta
(mais negativo)
A
u
m
en
ta
Afinidade eletrônica
+estável
Tendências Periódicas
• Afinidade eletrônica
grupo
Af
in
id
ad
e 
el
et
rô
n
ica
 
(kJ
/m
o
l)
Tendências Periódicas
• Ponto fusão: quebra de ligações químicas. 
Elementos com elétrons desemparelhados -
↑ força ligação - ↑ PF.
A
u
m
en
ta
A
u
m
en
ta
Aumenta Aumenta
Exercícios
1) A espectroscopia de absorção atômica é utilizada para determinar
as impurezas em uma amostra metálica. A técnica é baseada nos
espectros atômicos dos elementos que estão sendo analisados,
quando um elemento esta presente, a luz no comprimento de
onda apropriado é absorvida. Imagine que você trabalha em uma
empresa de estampagem de metal e o aço que utiliza para formar
painéis para porta de automóveis está apresentando falhas,
possivelmente devido aos altos níveis de manganês no aço. Dado
que o espectro do manganês tem três linhas próximas a 403 nm,
como você utilizaria um espectrofotômetro para determinar a
quantidade de manganês no aço?
2) Descreva como os estados excitados dos átomos desempenham
importante papel na tecnologia das lâmpadas.