582459657.Estrutura Atomica(Pafor)

“NA MARCA DA QUALIDADE”
QUÍMICA
2
Prof.MHsp ...
Estrutura Atômica
ÁTOMO: o desenvolvimento de uma idéia.
O átomo é a partícula que representa um determinado elemento
químico. O desenvolvimento da Química como ciência deu-se ao
acatar e desenvolver esse conceito e no trabalho de definir as
propriedades físicas e químicas dos mesmos.
Nas culturas grega e hindu (há mais de 2500 anos) pregava-se
que o universos era formado de quatro elementos
fundamentais: Fogo, ar, terra e água.
A=não
TOMO=divisão
ÁTOMO: cultura grega.
450 a.C. – Leucipo de Mileto: A matéria pode se dividir em partículas
cada vez menores até atingir uma partícula fundamental, minúscula
e indivisível.
400 a.C. – Demócrito de Abdera: Denominação átomo para a menor
partícula de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.
EVOLUÇÃO DOS MODELOS
350 a.C. – Aristóteles: A descontinuidade da matéria: os quatro
elementos fundamentais (a água, o fogo, o ar e a terra).
Apesar de errado, o conceito aristotélico de matéria, juntamente com toda a sua filosofia, foi
aceito oficialmente durante mais de 2000 anos. Nesse período, apenas ao alquimistas aceitavam a
existência de elementos básicos.
DALTON 1803: modelo da bola de bilhar
Primeiro modelo atômico com base experimental. O
átomo é uma partícula neutra maciça e indivisível. O
modelo vingou até 1897.
DALTON 1803: modelo da bola de bilhar
A ampola de Crookes
Na metade do século XIX, Sir William Crookes desenvolveu um dispositivo para estudar
descargas elétricas em gases a baixa pressão (Tubo de Crookes). Este dispositivo era
constituído de um tubo com uma saída ligada a um sistema de vácuo e dois eletrodos,
sendo um negativo (cátodo) e outro positivo (ânodo), ligados a uma fonte de alta tensão
acima de 20.000 V.
Tubo A: vácuo mediano com certa incandescência no interior do tubo.
Tubos B e C: Quanto menor a pressão interna mais a incandescência aparece em torno
do ânodo.
Tubo D: a introdução de um pedaço de ZnS possibilita a projeção de uma sombra na
parede do ânodo.
THOMPSON 1897: pudim de passas
Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do
elétron (raios catódicos). O átomo seria uma partícula maciça, mas não
indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam
incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas).
O número de elétrons seria tal que a carga total
do átomo seria zero.
THOMPSON 1897: pudim de passas
Determinação da relação carga/massa do elétron.
Thompson verificou que os raios catódicos sofriam desvio em sua trajetória,
caracterizando assim sua natureza negativa. Aplicando os campos elétrico e
magnético simultaneamente, Thompson pôde determinar a relação q/m do
recém descoberto elétron.
Na época: -1,8x1011C/kg
Hoje corrigida: -1,76x108C/g
PHILIP LENARD 1903
Philip Lenard aperfeiçoou o modelo que descrevia a estrutura dos átomos. Como a
matéria é ordinariamente eletricamente neutra (ninguém leva um choque elétrico ao
segurar um objeto), Lenard ponderou que as cargas negativas e positivas que
compõem os átomos devem anular-se mutuamente. Desta forma, propõe que o átomo
seja formado por pares de cargas negativas e positivas distribuídos pelo seu interior.
HANTARO NAGAOKA 1904
Foi um grande físico. Nasceu no ano de 1865 no Japão.
Nagaoka criou o Modelo Atômico Saturniano, em 1904. O modelo estabelecia que o
átomo era formado de um caroço central carregado positivamente e, portanto,
rodeado de anéis de elétrons, girando semelhante ao planeta Saturno, por isso, o
nome do modelo.
Hantaro Nagaoka faleceu no ano de 1950.
EINSTEIN 1905
Teoria da relatividade. Relação entre massa e
energia (E = mc2). Esclarecimento do efeito
fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de
energia radiante.
A experiência de Millikan 1908
Robert Millikan realizou um experimento pulverizando gotas de óleo entre duas placas
metálicas paralelas. Após a irradiação com raios-X, as gotas de óleo receberam elétrons do ar.
Millikan impediu que as gotas caíssem com uma variação no campo elétrico entre as placas.
Conhecendo a massa da gota de óleo e carga necessária para que esta permanecesse
suspensa, Millikan determinou a carga de elétron (-1,602x10-19C). Utilizando a relação c/m
do elétron determinada por Thompson, Millikan calculou a massa do elétron (9,1x10-28g).
RUTHERFORD 1911
O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria
concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons,
neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado
ao sistema planetário, onde o sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons. Nesta
perspectiva, a eletrosfera teria um raio de 104 a 105 vezes maior que o núcleo.
RUTHERFORD 1911
CRONOLOGIA DOS MODELOS ATÔMICOS
LUZ
É uma onda eletromagnética que se propaga no vácuo e possui é um
perturbações oscilantes dentro do campo visível do olho humano.
c = .
c: velocidade da luz = 2,9979246x108m/s
: comprimento de onda
: freqüência
A amplitude esta relacionada com a intensidade do brilho
(energia por unidade de volume) da onda. A intensidade é
proporcional ao quadrado da amplitude (A2).
TESTE DE CHAMA
Todo composto químico, quando levado à chama ou exposto a raios
catódicos (no caso de gases), emite luz com cor característica. Por
exemplo, na figura abaixo podem ser vistas as cores para diversos
compostos metálicos quando levados à chama.
LINHAS ESPECTRAIS
SÉRIES ESPECTRAIS
Série de Balmer
(luz visível)
1 
 1
  R. 2  2 
n 
2
n  3,4,5,...
Série de Paschen
(Infravermelho)
1 1 
  R. 2  2 
3 n 
n  4,5,6,...
Série de Lyman
(ultravioleta)
1 1 
  R. 2  2 
1 n 
n  2,3,4,...
Série de Brecktt
(ultravioleta)
1 
 1
  R. 2  2 
n 
4
n  5,6,7,...
R = 3,29 x 1015 Hz (constante de Rydberg)
SÉRIES ESPECTRAIS
SÉRIES ESPECTRAIS
BOHR - 1913
Niels Bohr (1885-1962), físico dinamarquês, resgatou a teoria de
Rutherford e sugeriu que as leis que davam conta do movimento dos
grandes corpos não eram adequadas para explicar o comportamento
do mundo atômico. Assim, utilizando a teoria do alemão Max Planck
(pai da Física Quântica), Bohr concebeu a idéia de que um elétron
poderia ocupar certas órbitas, ou níveis de energia. Suas previsões
foram mais tarde confirmadas experimentalmente por outros
cientistas, embora ninguém imaginasse como funcionavam.
BOHR - 1913
Postulados:
•Os elétrons movem-se ao redor do núcleo em órbitas bem definidas
(orbitas estacionárias);
•Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem
absorve energia;
•Ao saltar de uma camada para outra, o elétron emite ou absorve uma
quantidade definida de energia (quantum)
•Niels Bohr mostrou que a energia do elétron na n-ésima órbita do
átomo de hidrogênio é dada pela equação:
En = – R.h.c/n2, onde R é a constante de Rydberg, h é a constante de
Planck e c é a velocidade da luz.
Condição de
frequência de
Bohr
BOHR - 1913
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.
A contribuição de Sommerfeld
1916 – Arnold Sommerfeld. Modelo das órbitas elípticas para o
elétron - introdução dos subníveis de energia.
Para cada camada eletrônica (n), há uma órbita circular e (n-1) orbitas
elípticas.
Princípio de Dualidade (Louis De Broglie)
A todo elétron em movimento está associada uma onda característica,
ou seja, ora o elétron se comporta como uma partícula material e ora
como uma onda eletromagnética.
As sementes para um novo modelo viriam do conceito de que todas
as formas de irradiação eletromagnéticas apresentam as propriedades
das ondas e das partículas. Esse conceito levou o oficial da marinha
Louis de Broglie (1892-1987) a pensar que as partículas da matéria
poderiam apresentar características ondulatórias.
Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou:
O momento linear (p), mv, é uma propriedade de partícula, enquanto
 é uma propriedade ondulatória.
Princípio da Incerteza (Werner Heisenberg)
Não é possível determinar com precisão a posição e a velocidade de
um elétron num mesmo instante, pois os próprios instrumentos de
medição interferem na trajetória do elétron.
x.p 
1
2

x  incerteza na localização
p  incerteza no momento linear
ħ  h/2 = 1,054x10
-34 J.s
A mecânica quântica
Resultados experimentais com partículas podem ser explicados por
padrões como as ondas. Assim, o conceito mecânico ondulatório de
Erwin Schöedinger (1887-1961) produziu outra visão do átomo, que
substituiu o modelo de Bohr. Quase simultaneamente, A. Rosemberg
chegou à mesma conclusão, apesar de ter trilhado caminhos
diferentes.
Densidade de probabilidade de encontrar
o elétron em torno do núcleo. Onde é mais
denso, a probabilidade é maior. Sua
posição só pode ser estabelecida no
momento do experimento.
O ÁTOMO
O ÁTOMO
PARTÍCULAS SUBATÔMICAS
Nome
Símbolo
Localização
Núcleo
Carga
relativa
u
+1
Carga
efetiva
C
+ 1,6.10-19
Massa
relativa
u
1
Massa
efetiva
g
~1,67.10-
Próton
P
Nêutron
N
Núcleo
0
0
1
~1,67.10-
Elétron
e-
Eletrosfe
ra
-1
-1,6.10-19
1/1836
~9,11.10-
24
24
28
Quark
Murray Gell-Manm e
George Zweig propuseram uma
substrutura mais elementar
das partículas – o Quark
Podemos identificar principalmente duas
variedades (sabores) de Quarks: up e down.
Quark:
Sabor
Quark
Carga
up
down
charm
strange
top
bottom
u
d
c
s
t
b
+ 2/3
- 1/3
+ 2/3
- 1/3
+2/3
- 1/3
Antiquark
u*
d*
c*
s*
t*
b*
Carga
Massa
-2/3
+1/3
-2/3
+1/3
-2/3
+2/3
0,3 GeV
0,3 GeV
1,5 GeV
0,45 GeV
>0,45 GeV
4,9 GeV
NÚMERO ATÔMICO
É a identificação de um átomo.
Corresponde ao número de prótons
presentes no núcleo.
Z=P
OBS.: em um átomo (neutro) o n.º de
prótons é igual ao n.º de elétrons.
NÚMERO DE MASSA
É a somatória de prótons e nêutrons. A=P+N
Ex:
P=13
Alumínio (Al) N=14
e-=13
Sódio (Na)
P=11
N=12
e-=11
Z=
Z=
13
A=
11
A=
27
23
MASSA ATÔMICA
É a média ponderada das massas atômicas dos
átomos isótopos mais abundantes na natureza.
Em termos práticos, “é o mesmo” que número
de massa (correspondente a massa de
carbono12, a ser estudado oportunamente),
porém medido em UNIDADES DE MASSA
ATÔMICA (u).
H=1u
C = 12 u
N = 14 u
O = 16 u
MASSA ATÔMICA
MASSA MOLECULAR
É a massa total de uma molécula (u), obtida pela somatória da massa dos átomos
constituintes.
Ex:
H2O=
H2SO4=
18 u
98 u
ELEMENTO QUÍMICO
É o conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z).
H2O  3 átomos e 2 elementos
CaCO3 5 átomos e 3 elementos
ÍONS
São átomos ou grupo de átomos com excesso de carga.
P ≠ eCÁTIONS (+): perdem elétrons P > eÂNIONS (-): ganham elétrons P < e-
ÍONS
ÍONS
ÁTOMOS ISÓTOPOS
São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo número de
prótons e semelhantes propriedades químicas.
ISO = mesmo
TOPOS = lugar
ÁTOMOS ISÓTOPOS
Ex:Isótopos do Hidrogênio
1
1H
Hidrogênio ou Hidrogênio leve ou prótio
2 Hidrogênio pesado ou deutério
H
1
3 Trítio
H
1
ÁTOMOS ISÓBAROS
São átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de
massa.
Ex:
40
K
19
40
Ca
20
ÁTOMOS ISÓTONOS
São átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de
nêutrons.
Ex:
79
Se
34
80
Br
35
SÉRIE ISOELÊTRONICA
São espécies químicas (átomos ou íons) que apresentam a mesma quantidade de
elétrons.
Ex:
-3
N
7
10Ne
-2
O
8
+1
Na
11
-1
F
9
+2
Mg
12
ELETROSFERA
CAMADAS OU NÍVEIS
SUBNÍVEIS
Subníveis
s
p
d
f
Nº máximo de
Elétrons
2
6
10
14
ORBITAIS s
ORBITAIS p
ORBITAIS d
NÚMEROS QUÂNTICOS
São parâmetros matemáticos, calculados por Paul Dirac,
utilizados para determinar a posição de um elétron no
átomo.
a) N º Quântico Principal (n): Indica a camada (energia).
b) N º Quântico Azimutal (l): Indica o subnível.
c) N º Quântico Magnético (m): Indica a orbital.
d) N º Quântico Spin (s): Indica a rotação de elétrons.
NÚMEROS QUÂNTICOS
Nome
Associado a
Número
máximo de
e–
Número quântico
principal (n)
Energia, raio médio
(tamanho)
2.n2
1, 2, 3, ...
Número quântico
azimutal ou orbital (ℓ)
Módulo do momento
angular do orbital
(forma)
2(2ℓ + 1)
0, 1, 2, ..., n-1
Número quântico
magnético
(m ou mℓ)
Direção do momento
angular do orbital
2
0, 1, 2, …, ℓ
(2ℓ+1 diferentes
valores)
Número quântico de
spin magnético
(S ou ms)
Sentido de rotação do
e– (estado do spin)
--
½
Valores
permitidos
NÚMEROS QUÂNTICOS
NÚMEROS QUÂNTICOS
Elétron mais energético, é aquele
que apresenta a maior soma:
n+
6s
6+0 = 6

4f
4+3 = 7
NÚMEROS QUÂNTICOS
5s
5+0 = 5
4s
4+0 = 4
Se dois elétrons apresentarem a
mesma soma, terá mais energia aquele
que apresentar o maior n.
5s
5+0 = 5
4p
4+1 = 5
PRÍNCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com
quatro números quânticos iguais. Como conseqüência
desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm
spins opostos. Um orbital semicheio contém um elétron
desemparelhado. Um orbital cheio contém dois elétrons
emparelhados (de spins opostos).
Wolfgang Pauli (1900-1958)
REGRA DE HUND
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 começa o preenchimento
de cada orbital semicheio com o segundo elétron.
Friedrich Hermann Hund (1896-1977)
ELÉTRON DE DIFERENCIAÇÃO
Elétron de maior energia ou elétron de
diferenciação é o último elétron
distribuído no preenchimento da
eletrosfera, de acordo com as regras
estudadas.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Diagrama de Linus Pauling
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
2e K (1)
1 s2
8e L (2)
2 s2
2 p6
18e M (3)
3 s2
3 p6
3 d10
32e N (4)
4 s2
4 p6
4 d10
4 f14
32e O (5)
5 s2
5 p6
5 d10
5 f14
18e P (6)
6 s2
6 p6
6 d10
2/8e Q (7)
7 s2
6
p
7
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Hf (Z=72)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2
Ordem Energética.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d2 6s2
Ordem Geométrica.
2e
8e
18e
32e
10e
2e
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Hf (Z=72)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2
Ordem Energética.
Xe (Z=54)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Hf (Z=72)
[Xe]
6s2 4f14 5d2
Cerne do Gás Nobre.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
2
s
1
26Fe(26e )
K
2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s2 3 d6
L
M
N M
2+(24e-) 1 s2 2 s2 2 p6
Fe
3 s2 3 p6 3 d6
26
3+(23e-) 1 s2 2 s2 2 p6
Fe
3 s2 3 p6 3 d5
26
REFÊRENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
•Atkins, Peter & Jones, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio
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2003