Aula Estrutura Atômica 1 UFMA

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1. CONCEITOS 
FUNDAMENTAIS DE QUÍMICA
O que é Química?
Ciência que Trata da 
Constituição da Matéria, suas 
Propriedades, Transformações e 
as Leis que as Regem
Alguns benefícios que a Química pode nos 
oferecer
Os tecidos das roupas que usamos no dia-a-dia são, 
geralmente materiais obtidos graças ao desenvolvimento da 
química.
As fibras artificiais (o náilon, o tergal, etc), as borrachas 
sintéticas, os plásticos fazem parte de um grupo de 
materiais chamados polímeros.
A Bioquímica tem permitido não apenas conhecer certos 
mecanismos de funcionamento do organismo como influir 
neles, possibilitando o desenvolvimento da Biologia 
Molecular e da Farmacologia, fundamentais ao progresso 
da Medicina. 
Definições Básicas – Estrutura da Matéria
Definições Básicas
Matéria é tudo que tem massa e ocupa lugar no
espaço. Não existe vida nem manutenção da vida sem
matéria.
Uma porção delimitada de matéria recebe o nome
de corpo. Quando um corpo é usado como utensílio ou
ferramenta pelo homem temos um objeto.
Molécula é a menor porção de uma substância
pura que conserva as propriedades e a composição da
substância. Apesar de minúsculas as moléculas são
constituídas por partículas ainda menores,
denominadas átomos.
Conceitos Fundamentais de Química
Propriedades da Matéria
Propriedades extensivas e intensivas
Intensivas  não dependem do tamanho do corpo a ser
analisado. Ex: densidade, pontos de fusão e ebulição
Extensivas  dependem do tamanho do corpo a ser
observado. Ex: a massa e volume.
Definições Básicas - Densidade
Densidade da água líquida (à temperatura ambiente):
1 g/cm3 = 1 g/mL = 1 kg/L = 1000 kg/m3
d = m
V
A
B
dA < dB
É a relação da massa pelo volume de uma substância a 
uma pressão e temperatura
Definições Básicas
Nível 
Macroscópico
Nível 
Microscópico
Tabela Periódica dos Elementos
Tabela Periódica dos Elementos
Conceitos Fundamentais de Química
Conceitos Fundamentais de Química
Conceitos Fundamentais de Química
Joseph Louis Proust
Conceitos Fundamentais de Química
Definições Básicas – Estequiometria
Conceitos Fundamentais de Química
Conceitos Fundamentais de Química
Estrutura Atômica
1. Introdução
2. Modelos Atômicos
3. Estrutura Eletrônica dos Átomos
4. Conceitos Fundamentais
O que é um modelo atômico?
É uma tentativa de imaginar ( visualizar) o átomo. 
Sendo o átomo a menor estrutura da matéria. Se 
entendermos o átomo, entenderemos melhor o 
mundo.
1. Introdução
1. Introdução
Ordem de grandeza da estrutura atômica  10-15 a 10-10 m A estrutura 
eletrônica dos 
átomos determina 
a natureza das 
ligações atômicas 
e define algumas 
propriedades dos 
materiais
Propriedades:
físicas, ópticas, 
elétricas e 
térmicas
1. Introdução
• Por que os elementos não se decompõem formando novos elementos?
• Por que as substâncias se decompõem formando novas substâncias?
• Por que o número de elementos é pequeno comparado ao número de 
substâncias?
Surgimento de Dalton
Thompson
TEORIAS: Rutherford
Bohr
Princípio da incerteza de Heisenberg
Leucipo e Demócrito (460-380 a.C)
Segurança
Meio ambiente Saúde
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
Final do século XVII
2. Modelos Atômicos
Século XVIII- Teoria Atômica de Dalton 
2. Modelos Atômicos
85% das
emissões
2. Modelos Atômicos
85% das
emissões
Modelo da Esfera rígida
Modelo da Bola de bilhar
Os átomos são partículas muito pequenas , maciças, 
indestrutíveis, impenetráveis e indivisíveis
2. Modelos Atômicos
A descoberta do Elétron
85% das
emissões
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
 A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos 
campos magnético e elétrico aplicados.–Por sua vez, a 
quantidade do desvio também depende da proporção 
carga-massa do elétron. 
2. Modelos Atômicos
O Modelo de Thomson
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
 Percebeu-se que no núcleo poderia ter mais do que uma
carga positiva (próton);
 Comprometeria a estabilidade do núcleo (forças de
repulsão muito fortes entre os prótons);
 Rutherford admitiu que existia no núcleo partículas 
semelhantes aos prótons, porém sem cargas;
 Os nêutrons serviriam para diminuir a repulsão entre os
prótons (maior estabilidade no núcleo).
 Chadwick (1932) descobriu os nêutrons;
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
Declínio da Teoria de Rutherford
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
O modelo de Bohr (1913)
Rutherford (modelo atômico - 1910) supôs que os elétrons
orbitavam o núcleo da mesma forma que os planetas
orbitam em torno do sol.
Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma
trajetória circular deve perder energia.
Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com 
a teoria de Rutherford.
Bohr observou o espectro de linhas de determinados
elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados
em estados específicos de energia. Esses foram
denominados órbitas.
2. Modelos Atômicos
 Rutherford: Os elétrons orbitavam o 
núcleo da mesma forma que os planetas 
orbitam em torno do sol.
 Entretanto, uma partícula carregada 
movendo em uma trajetória circular 
deve perder energia, dasacelerar-se, e o 
elétron deveria colidir com o núcleo.
Bohr então postulou que:
a) um elétron não perde energia enquanto permanecer em uma 
mesma órbita (portanto não dasacelera e “cai” no núcleo;
b) quando um elétron passa de uma órbita a outra “emite” ou 
“absorve” energia;
c) para um elétron permanecer em uma mesma órbita a atração 
eletrostática entre o núcleo (+) é o elétron deve ser igual à força 
centrífuga.
2. Modelos Atômicos
As cores de gases excitados surgem devido ao
movimento dos elétrons entre os estados de energia
no átomo.
Sódio (Na)
Hidrogênio 
(H)
2. Modelos Atômicos
Já que os estados de energia são quantizados, a luz
emitida por átomos excitados deve ser quantizada e 
aparecer como espectro de linhas.
Após muita matemática, Bohr mostrou que:
onde n é denominado de número quântico principal (por
exemplo, n = 1, 2, 3, … ).
  




  2
18 1J 1018.2
n
E
2. Modelos Atômicos
A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a 
mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela
tem energia negativa (daí o sinal negativo na
equação).
A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n 
próximo ao infinito e corresponde à energia zero.
Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover 
apenas entre órbitas através da absorção e da
emissão de energia em quantum (h).
2. Modelos Atômicos
2. Modelos Atômicos
• Podemos mostrar que
• Quando ni > nf, a energia é emitida.
• Quando nf > ni, a energia é absorvida.
 










  22
18 11J 1018.2
if nn
hchE
2. Modelos Atômicos
Limitações do modelo de Bohr
• Pode explicar adequadamente apenas o espectro
de linhas do átomo de hidrogênio.
• Os elétrons não são completamente descritos como
partículas pequenas.