Apostila TEORIA ATÔMICA

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
Disciplina: Química I (QUI0064) 
Profa. Dra. Débora Santos Silva Bezerra 
 
 
TTEEOORRIIAA AATTÔÔMMIICCAA 
 
Primeiras ideias sobre átomo 
- Demócrito e Leucipo (460 – 370 a.C): “átomo” – partículas pequenas que não se 
dividiam. 
- Platão e Aristóteles: matéria infinitamente divisível 
 
Modelo atômico de John Dalton (1807): 
 
 “Bola de Bilhar” 
 
- os átomos são unidades constitutivas da matéria 
- Átomo: pequena esfera maciça, rígida, indestrutível, 
indivisível e sem carga. 
- Átomos de um dado elemento: idênticos; massas iguais. 
- Átomos de diferentes elementos: diferentes propriedades; 
diferentes massas. 
 
- Os átomos de um elemento não se convertem em diferentes tipos de átomos por meio 
de reações químicas; os átomos não são criados nem destruídos (LEI DA 
CONSERVAÇÃO DA MASSA). 
- Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam; 
um determinado composto tem sempre o mesmo número relativo dos mesmos tipos de 
átomos (LEI DA COMPOSIÇÃO CONSTANTE). 
 
Modelo atômico de Joseph J. Thomson (1897): modelo “Pudim de Passas” 
 
Experimento com tubos de raios catódicos 
 
 
Thomson e Millikan mostraram que o 
elétron era uma pequena partícula 
carregada negativamente. 
Na presença de um campo elétrico ou 
magnético, os raios catódicos eram 
desviados, o que sugeria que eles 
possuíam carga. 
 
Experimento da gota de óleo de Millikan 
 
 
A razão carga/massa das partículas de 
raios catódicos era maior que a razão 
carga/massa do íon H+ (menor átomo 
conhecido) 
Átomo era constituído por partículas ainda 
menores (e de carga negativa!) 
 
 
Modelo “Pudim de Passas”: átomo constituído por uma esfera positiva uniforme na qual 
os elétrons ficariam dispersos. 
 
 
 
Radioatividade: Becquerel, Marie Curie e Pierre Curie (séc XX) 
- Carga α: massa grande, Carga β: massa pequena, Carga γ: sem carga. 
- α e β: partículas de movimento rápido 
 
Modelo atômico de Ernest Rutherford 
 
Experimento de Rutherford Modelo “Sistema Solar” 
 
 
Poucas partículas desviavam ou eram 
refletidas pela folha de ouro. 
A maior parte das partículas atravessou a 
folha sem sofrer desvios. 
 
A maior parte do volume total do átomo é 
vazio. 
Descoberta do núcleo. 
Elétrons movem-se ao redor do núcleo. 
Raio do átomo: 10.000 vezes maior do 
que o raio do núcleo. 
 
 
James Chadwick (1932): descoberta dos nêutrons. 
- O átomo consiste de entidades neutras, positivas e negativas. 
- Os prótons e nêutrons estão localizados em um núcleo pequeno que contém a maior 
parte da massa do átomo. 
 
Modelo de Niels Bohr (1913) 
- Aprimorou o modelo de Rutherford 
- Ideia dos estados de energia quantizados dos elétrons (Hipótese de Plank) 
- Contradição com a Física Clássica 
 
Teoria Quântica 
Proposta, em 1900, pelo físico alemão Max Planck, para explicar as propriedades de 
átomos e moléculas não serem governadas pelas mesmas leis físicas aplicadas a 
outros objetos. 
Natureza ondulatória da propagação da luz (Isaac Newton) 
 
 
Componentes de uma onda: 
Amplitude: extensão máxima da oscilação 
de uma onda. 
Comprimento de Onda (): distância entre 
dois picos (cristas) sucessivos de uma 
onda. 
Frequência (): corresponde ao número de 
cristas que passam num dado ponto por 
segundo. Expresso em unidades de s-1 ou 
Hz (hertz). 
 
Velocidade da Onda (v) 
v =  .  ou c =  .  
Exemplo: Calcule os comprimentos de onda das luzes de trânsito que mudam. 
Suponha que as frequências sejam: verde, 5,75 x 1014 Hz; amarelo, 5,15 x 1014 Hz; 
vermelho, 4,27 x 1014 Hz. 
 
Espectro Eletromagnético 
 
 
Plank e a Teoria Quântica 
- Átomos e moléculas podem emitir (ou absorver) somente pequenas quantidades de 
energia, denominadas quantum. 
- A energia (E) emitida por um único quantum é proporcional à frequência da radiação 
(E  ). 
 
E = hν 
 
Postulados de Bohr 
- Admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia 
(órbitas). 
 
 
 
 
 
- Cada órbita corresponde a um valor diferente 
de n (número quântico). 
- O raio da órbita aumenta a medida que n 
aumenta. 
- Elétrons nunca estão entre as órbitas; 
- Elétron poderia ‘pular’ de um estado de energia 
permitido para outro, absorvendo ou emitindo 
fótons. 
 
- Na transição de um elétron de uma órbita estável para outra, há absorção ou emissão 
de energia. 
 
 
 
Exemplo: Calcular o comprimento da luz que corresponde a transição do elétron de n = 
4 para n = 2, no átomo de hidrogênio. 
 
- O modelo de Bohr falha porque não se aplica a átomos mais complexos. 
- Foi superado por outro modelo que mantém o conceito dos estados de energia 
quantizados, mas apropria-se de outros aspectos da Teoria Quântica de Max Plank. 
 
Mecânica Ondulatória 
 
Propriedades Ondulatórias do elétron 
- Einstein usou o efeito fotoelétrico para demonstrar que a luz, geralmente imaginada 
como tendo propriedades de onda, pode ter também propriedades das partículas. 
 
 
 
Para cada metal existe uma frequência 
mínima de luz. 
Nenhum elétron é ejetado até que a 
radiação tenha frequência acima de um 
determinado valor, característico do metal 
 
 
- Utilizando as equações de Einstein e Plank, Louis de Broglie (1924) mostrou que: 
 
 
O princípio da incerteza de Heisenberg 
 
 
 
Não podemos determinar exatamente a posição, a direção 
do movimento e a velocidade do elétron simultaneamente. 
 
Mecânica Ondulatória e orbitais atômicos 
 
- Schrödinger (1926) propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. 
 
 
Ψ = uma função de onda 
m = a massa do elétron 
E = a energia total do sistema 
V = a energia potencial 
 
 
 
- Resolvendo a equação de 
Schrödinger, teremos as funções de 
onda (Ψ) e as energias para as funções 
de onda. Chamamos as funções de 
onda de orbitais. 
- A função de onda fornece o contorno 
do orbital eletrônico e o quadrado da 
função de onda fornece a 
probabilidade de se encontrar o 
elétron (densidade eletrônica). 
 
 
 
Números Quânticos 
 
1) Número quântico principal , n (n=1,2,3,....): representa o nível principal de energia 
do elétron e pode assumir valores inteiros e positivos a partir de 1, ou seja 1, 2, 3, 4. 
- Quanto maior for o valor de n, maior é a distância média do elétron ao núcleo do 
átomo. 
- Cada nível de energia têm um número máximo de elétrons que é calculado pela 
expressão 2 x n2 
 
2) Número quântico azimutal, l (0 até n-1): determina a forma do orbital. O valor de l 
pode ter números inteiros de 0 a n-1. Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 
O número quântico principal n consistirá em exatamente n subníveis. 
 
Orbitais s: Orbitais p: 
 
Orbitais d: Orbitais f 
 
 
3) Número quântico magnético, ml: este número quântico depende de l e fornecem a 
orientação do orbital no espaço. Para cada l existem 2l+1 orbitais possíveis e 
diferentes. 
 
Exemplo: 
a) Qual a designação para o subnível n = 5 e l = 1? 
b) Quantos orbitais existem nesse subnível? 
c) Indique os valores de ml para cada um desses orbitais. 
d) Em um determinado estado, os três números quânticos do elétron de um átomo de 
hidrogênio são n = 4, l = 2, ml = -1. Em que tipo de orbital esse elétron está localizado? 
 
 
4) Número Quântico de SPIN (s) 
 
 
- Possui apenas dois valores para cada 
número quântico magnético! 
- Os valores representam a probabilidade 
de 50% do elétron está girando em um 
sentido ou outro. 
- Número quântico do spin do elétron, ms 
(+1/2 ou -1/2). 
 
Princípio da exclusão de Pauling 
- Um orbital pode receber o máximo de dois elétronse eles devem ter spins opostos. 
- Dois elétrons no átomo não podem ter o mesmo conjunto de números quânticos. 
 
Diagrama de Linus Pauling 
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia. 
 
 
Configuração de quadrículas 
 
 
Exemplo: Como fazer a configuração eletrônica do Carbono (Z = 6)? 
 
Regra de Hund: Para orbitais degenerados (orbitais diferentes que têm a mesma 
energia), a menor energia será obtida quando o número de elétrons com o mesmo spin 
for maximizado. 
 
Exemplo: Escreva a configuração eletrônica do fósforo (Z = 15). Quantos elétrons 
desemparelhados um átomo de fósforo possui? 
Exemplo: Escreva a configuração eletrônica do magnésio no estado fundamental. 
 
 
Configuração eletrônica condensada 
Li (Z = 3): [He] 2s1 
Na (Z = 11): [Ne] 3s1 
K (Z = 19): [Ar] 4s1 
 
Elétrons representados pelo símbolo de gás nobre como o cerne de gás nobre de um 
átomo = Elétrons internos. 
Elétrons listados depois do cerne de gás nobre = Elétrons de valência. 
 
Exemplo: Prediga a configuração eletrônica dos seguintes elementos: 
a) Neônio (Z = 10) 
b) Sódio (Z = 11) 
c) Enxofre (Z = 16) 
d) Argônio (Z = 18) 
e) Potássio (Z = 19) 
f) Escândio (Z = 21) 
 
Exemplo: Escreva a configuração eletrônica do: 
a) Cromo (Z = 24) 
b) Cobre (Z = 29) 
 
Exemplo: O boro de número atômico 5, ocorre na natureza como dois isótopos, 10B e 
11B, com abundâncias de 19,9% e 80,1%, respectivamente. (a) Qual a diferença entre 
os dois isótopos? As configurações eletrônicas do 10B e 11B são diferentes? (b) 
Desenhe a representação pela configuração de quadrículas completa para um átomo 
de 11B. Quais os elétrons de valência? (c) Indique as diferenças entre os elétrons 1s e 
2s. 
 
Exemplo: Escreva a configuração eletrônica do Bismuto.