CURSO DE FÍSICA E QUÍMICA PARA O VESTIBULAR DA UFRGS

CURSO DE FÍSICA E QUÍMICA PARA O VESTIBULAR DA UFRGS
02/09/09 - Aula 3: Estrutura atômica I
Leis ponderais e relações com o modelo atômico de Dalton, modelos atômicos de Dalton, Thomson,
Rutherford e Bohr, partículas fundamentais, número atômico, elemento químico, número de massa, massa
atômica, isotopia, organização dos elétrons em níveis de energia; formação de íons e séries isoeletrônicas.
Modelos atômicos: como tudo começou
Em 1808, um cientista chamado John Dalton publicou o livro Uma nova filosofia química que
fundamentou a atomística como ramo científico. Em seu livro, Dalton baseou-se principalmente em Epicuro,
estabelecendo um modelo atômico no qual o átomo encontra-se como partícula elementar e constituinte de
toda a matéria. Entre seus escritos, afirmava também que átomos de um mesmo elemento químico
possuiriam mesma massa, assim como átomos de diferentes elementos teriam massas distintas, fato
comprovadamente errôneo.
As experiências de Dalton utilizavam a combinação de certas quantidades de matéria que eram
consideradas substâncias simples. No entanto, muitas fórmulas foram equivocamente atribuídas a certas
substâncias, como é o caso a água (H2O), definida apenas com HO.
Seu estudo, mesmo partindo de premissas infundadas, possibilitou o início do estudo do átomo,
assim como suas utilidades na Química e na Física. Mais tarde cientistas como Thomson, Rutherford e
Bohr deram continuidade a atomística.
Cabe salientar, contudo, que a idéia de átomo surgiu na antiga Grécia, com os filósofos Demócrito
e Leucipo. Não é propriamente um modelo atômico, mas uma visão filosófica da constituição das coisas, pois
n”ao foi comprovada experimentalmente. Para os gregos, os átomos seriam indivisíveis e indestrutíveis.
Além de indivisíveis, devido a sua pequena massa, e só se distinguiam um dos outros por seu tamanho e por
sua forma. As diferentes formas é que davam às diversas substâncias suas propriedades. Os líquidos, por
exemplo, deviam sua fluidez ao fato de serem construídos por átomos esféricos, deslizavam perfeitamente
uns sobre os outros. O atomismo foi das primeiras tentativas de descobrir uma explicação racional para a
multiplicidade de seres da natureza. Abandonada durante a idade média cristã, a idéia foi preservada no
mundo muçulmano.
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MODELO/ÉPOCA
IDEALIZADOR(ES)
CARACTERÍSTICAS
Os gregos filósofos Demócrito e
Átomo indivisível.
Grécia antiga.
IMAGEM
Demócrito e Leucipo.
Leucipo acreditavam que haveria um
limite para dividir a matéria, ou seja, a
matéria seria a partir de um dado
instante indivisível.
John Dalton (1766-1844)
O modelo atômico proposto por
Modelo “Bola de Bilhar” ou
Modelo de Dalton.
(1808)
Dalton, também conhecido por “bola
de bilhar”, por lembrar uma bola
maciça e indivisível, foi suficiente para
explicar as reações químicas como
sendo um “rearranjo” entre os átomos.
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MODELO/ÉPOCA
IDEALIZADOR(ES)
IMAGEM
CARACTERÍSTICAS
Joseph Thomson (1856-1940)
Thomson sugeriu que o átomo seria
formado por uma esfera positiva
“incrustada” de elétrons (carga
elétrica negativa). A conclusão de que
Modelo “Pudim de Ameixas” ou
Modelo de Thomson.
a esfera deveria ser positiva está
relacionada ao fato de os átomos
(1897)
apresentarem carga elétrica total
nula. O grande mérito de Thomson foi
admitir (e comprovar) que o átomo
seria divisível.
Ernest Rutherford (1871-1937)
Rutherford propôs o modelo que
Modelo “Planetário” ou Modelo de
Rutherford.
(1911)
admite um núcleo com cargas
elétricas positivas (denominou-as
prótons). Ao redor, muitos distantes
estariam girando os elétrons
(negativos). Entre prótons e elétrons
haveria grande espaço vazio.
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MODELO/ÉPOCA
IDEALIZADOR(ES)
Niels Bohr (1885 -1962)
IMAGEM
CARACTERÍSTICAS
Bohr formulou um modelo atômico com
elétrons girando em orbitas circulares e
somente a determinadas distâncias do
núcleo (órbitas, camadas ou níveis de
energia). Saliente-se que um elétron não
Modelo de Bohr.
pode permanecer entre dois níveis de
(1913)
energia. Pode “saltar” de níveis internos
para níveis externos, quando absorve
energia. Ao retornar, devolve ao a
energia recebida, geralmente na forma
de luz.
Arnold J. Sommerfeld (1868-1951)
O cientista Sommerfeld aperfeiçoou o
modelo de Rutherford e de Bohr
admitindo não só a existência de orbitas
Modelo de Sommerfeld.
circulares, mas também elípticas.
(1915)
Isso permite explicar a existência não
só de níveis de energia, mas também de
subníveis.
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MODELO/ÉPOCA
IDEALIZADOR(ES)
IMAGEM
CARACTERÍSTICAS
James Chadwick (1891 -1974)
James Chadwick descobriu/comprovou
Modelo de
uma outra partícula subatômica de
.Rutherford-Bohr-SommerfeldChadwick.
massa muito próxima à massa do próton,
(1932)
portanto). Essa partícula passou a ser
mas sem carga elétrica (neutra,
chamada nêutron e localiza-se no núcleo
do átomo.
Fundamentação
Modelo atual ou modelo de nuvens
eletrônicas
(modelo quântico).
Louis De Broglie (1892-1987)
Werner Heisenberg (1901-1976)
Dualidade da matéria de De Broglie.
Erwin Schrödinger (1887-1961)
Princípio da Incerteza de Heisenberg.
Equação de onda de Schrödinger.
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MODELO QUÂNTICO DO ÁTOMO
Embora o modelo de Bohr explicasse adequadamente como os espectros atômicos funcionavam, havia alguns problemas que ainda incomodavam os físicos e os
químicos:

Por que os elétrons ficariam confinados apenas em níveis específicos de energia?

Por que os elétrons não emitiam luz o tempo todo?

Já que os elétrons mudavam de direção em suas órbitas circulares (ou seja, aceleravam), eles deveriam emitir luz.

O modelo de Bohr conseguia explicar os espectros de átomos com um elétron na camada mais externa, mas não era muito bom para os que
tinham mais de um elétron nessa camada.

Por que somente dois elétrons ficariam na primeira camada e oito elétrons em cada camada após essa? Por que dois e oito especificamente?
Em 1924, um físico francês chamado Louis de Broglie sugeriu que, assim como a luz, os elétrons podiam agir como partículas e ondas. A hipótese de De
Broglie logo foi confirmada por experimentos que mostraram que os feixes de elétrons podiam ser difratados ou curvados com sua passagem através de uma fenda,
da mesma maneira que a luz. Assim, as ondas produzidas por um elétron confinado em sua órbita ao redor do núcleo definem uma onda estacionária (em inglês), com
comprimento de onda, energia e freqüência específicas (os níveis de energia de Bohr), da mesma maneira que a corda de uma guitarra emite onda estacionária quando
é puxada.
Outra questão rapidamente seguiu a idéia de De Broglie. Se um elétron viajava como uma onda, seria possível localizar a posição exata de um elétron dentro
dessa onda? Um físico alemão, Werner Heisenberg, respondeu que não, com o que chamou de princípio da incerteza:




E nós nunca
para ver um elétron em sua órbita, é preciso iluminá-lo com um comprimento de onda menor do que o comprimento de onda do elétron em si;
esse pequeno comprimento de onda de luz possui energia alta;
o elétron irá absorver essa energia;
a energia absorvida irá mudar a posição do elétron;
conseguiremos saber o momento e a posição de um elétron no átomo. Por isso, Heisenberg disse que não devemos imaginar os elétrons como se
estivessem se movendo em órbitas bem definidas ao redor do núcleo.
Com a hipótese de Broglie e o princípio da incerteza de Heisenberg em mente, em 1926, um físico austríaco chamado Erwin Schrödinger criou uma série de
equações ou funções de onda para os elétrons. De acordo com Schrödinger, os elétrons confinados em suas órbitas definiriam ondas estacionárias e se poderia
descrever somente a probabilidade de onde um elétron estaria. As distribuições dessas probabilidades correspondiam às regiões de espaço formadas ao redor do
núcleo que formam as regiões chamadas de orbitais. Os orbitais poderiam ser descritos como nuvens de densidade de elétrons.
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A área mais densa da nuvem é onde você tem a maior probabilidade de encontrar o elétron, e a área menos densa é onde você tem a menor probabilidade
de encontrar o elétron.
A função de onda de cada elétron pode ser descrita como um conjunto de três números quânticos:



número principal (n) - descreve o nível de energia;
número azimutal (l) - a rapidez com que o elétron se move em sua órbita (momento angular). Isso se relaciona ao formato do orbital;
número magnético (m) - sua orientação no espaço;
Foi sugerido posteriormente que dois elétrons não poderiam estar no mesmo estado, sendo criado um quarto número quântico. Esse número se
relacionava à direção em que o elétron gira enquanto se move em sua órbita (sentido horário ou anti-horário). Apenas dois elétrons poderiam compartilhar o
mesmo orbital: um no sentido horário e outro girando no sentido anti-horário.
Os orbitais tinham formatos e números máximos diferentes em cada um dos níveis:

s (sharp) - esférico (máx. = 1)

p (principal) - formato de halteres (máx. = 3)

d (diffuse) - formato de quatro lóbulos (máx. = 5)

f (fundamental) - formato com seis lóbulos (máx. = 7)
Os nomes dos orbitais vieram de nomes das características espectrais atômicas antes de a mecânica quântica ter sido formalmente inventada. Cada
orbital consegue conter somente dois elétrons. Além disso, os orbitais têm uma ordem específica de preenchimento, que geralmente é: s, p, d, f.
Louis De Broglie
Werner Heisenberg
Erwin Schrödinger
Leis ponderais e modelo atômico de Dalton
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1. Lei da Conservação das Massas (Lavoisier).
2. Lei das Proporções Constantes (Proust).
3. Lei das Proporções Múltiplas (Dalton)
Lei da Conservação das Massas (Lavoisier)
“Em toda reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma
das
massas dos produtos.”
“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma!”
“Nas reações químicas, não apenas a massa das substâncias envolvidas se conserva, mas também a massa
dos elementos que constituem essas substâncias.”
A Lei de Lavoisier, também conhecida por lei da conservação das massas, como o próprio nome
indica, foi enunciada em 1785, pelo químico francês Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794), considerado
o “pai da química moderna”.
Segundo essa Lei, nas reações químicas em sistema fechado, a soma total das massas das
espécies envolvidas na reação (reagentes) é igual à soma total das massas das substâncias produzidas pela
reação (produtos), ou seja, num sistema químico fechado em reação, a massa total permanece constante.
Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos.
Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam.
Por exemplo:
24g de Magnésio
Mg
Mg
+ 32g de oxigênio
→
+ O O
2Mg
+
=
Mg O
O2
12 de óxido de magnésio
+
→
Mg O
2 MgO
Lei das Proporções Constantes (Proust)
Quando, em várias experiências, duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o
fazem numa mesma proporção. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da
quantidade de reagentes utilizados.
Por exemplo:
Para a reação entre, por exemplo, hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores
experimentais podem ser obtidos:
2H2
+
O2
→
2H2O
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Observe que, para cada reação, a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que
concorda com a Lei de Lavoisier. As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação
podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes.
No exemplo da água:
Lei das Proporções Múltiplas (Dalton)
Se uma massa fixa de um elemento se combina com massas diferentes de um segundo elemento,
para formar compostos diferentes, estas massas (diferentes) estão entre si numa relação de números
inteiros pequenos.
O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes óxidos:
N2 + O 2 → . . .
Verifica-se que, permanecendo constante a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si,
numa relação simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2: 3:4: 5.
Por exemplo:
Para duas razões conhecidas, temos:
1C + 1O → 1CO razão 1/1 = 1
1C + 1O2 → CO2 razão ½
Na primeira reação ocorre a formação do monóxido de carbono, cuja proporção de carbono por
oxigênio é uma razão de números inteiros de resultado igual a 1. Na segunda reação, temos a formação do
dióxido de carbono (CO2), cuja relação carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros 1/2.
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Conseqüências dos modelos atômicos de Rutherford-Bohr
Número atômico(Z)
O número de prótons, que não varia, recebe o nome de número atômico e serve para identificar o
elemento químico. Cada número atômico é exclusivo de um determinado elemento químico. O número atômico
do hidrogênio é 1, pois o átomo de hidrogênio possui apenas um próton.
Próton
Elétron
Hidrogênio, Z = 1
Atenção! Um mesmo elemento químico normalmente apresenta mais de um tipo de átomo. É o
caso, por exemplo, do hidrogênio que apresenta três diferentes átomos, diferenciando-se uns dos outros
pela quantidade de nêutrons.
Elemento hidrogênio, Z = 1
Prótio (1p + 0n)
Deutério (1p + 1n)
Trítio (1p + 2n)
Número de massa(A)
A soma do número de prótons com o número de nêutrons é o número de massa do átomo.
Próton
Elétron
Nêutron
Helio, A = 4
Massa atômica (u)
Corresponde a 1/12 da massa de um átomo isótopo de carbono-12 (C12). A massa atômica é
expressa em u, ela indica quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa de Carbono-12.
Por exemplo, referir que a massa atômica de um dado isótopo do lítio é 7 u, indica que o isótopo em
questão é 7 vezes "mais pesado" que 1/12 da massa do Carbono-12.
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Observe ilustrações que seguem:
Representação (modelo) para 1/12 da massa
de carbono
Lítio, massa atômica 7u.
Atenção! Massa atômica (MA) ≠ Número de massa (A)
Massa atômica dos elementos
É a média ponderada das massas atômicas de todos os isótopos naturais do elemento, tomandose como “peso” as respectivas porcentagens de ocorrência (abundância) desses isótopos na natureza.
Ex: Cℓ35 e Cℓ37
MACℓ = (75,4 x 35 + 24,6 x 37)u : 100 = 35,49u
Isotopia
Átomos de um mesmo elemento químico, portanto de mesmo número atômico (mesmo Z), podem
ter diferentes números de nêutrons no núcleo. Por essa razão, seus números de massa (A) serão
diferentes. É o que acontece, por exemplo, com o elemento químico hidrogênio, que possui três tipos de
átomos, cada qual com um número de massa diferente. Tal fenômeno é dito isotopia e os átomos são
isótopos.
1
2
3
1H 1H 1H
Níveis e subníveis de energia de um átomo
Níveis são as camadas, K, L, M, N, O, P, Q representadas pelos números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
denominados de números quânticos principais e representados pela letra
.
O número máximo (teórico) de elétrons em cada camada é calculado pela equação:
Entretanto, são conhecidos:
K(2), L(8), M(18), N(32), O(32), P(18), Q(8)
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Existem, na prática, 4 subníveis de energia s, p, d, f que estão dentro das camadas. São
representados pela letra que significa número quântico secundário e são números que vão de 0 a 3, ou
seja, 0, 1, 2, 3. Cada subnível comporta um número máximo de elétrons: s(2), p(6), d(10), f(14).
Configuração Eletrônica
Representamos a distribuição eletrônica de duas formas:
1- ordem energética, seguindo as diagonais do diagrama de Pauling
2 - ordem geométrica, agrupando os subníveis em camadas
2
K
8
L
18
M
32
N
32
O
18
P
2
Q
Formação de íons
De maneira simples, os íons são átomos que, por um motivo qualquer, perderam ou ganharam
elétrons. Quando um átomo perde elétrons se torna um íon positivo ou cátion, passando a ter excesso de
cargas positivas. Contrariamente, ao ganhar elétrons, torna-se um íon negativo ou ânion. Os átomos dos
elementos químicos tendem a estabilizar a última camada ganhando ou perdendo elétrons, ou seja, para a
maioria há necessidade de se transformar em íons. Por exemplo, átomos de metais, como o cobre, tendem
a perder elétrons (íons cátion) e átomos de ametais, como o oxigênio, tendem a ganhar elétrons (íons
ânion).
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Séries isoeletrônicas
Quando as espécies apresentam o mesmo número de elétrons, elas são isoeletrônicas, e tem
estruturas eletrônicas semelhantes. Apresentam ainda as mesmas estruturas de Lewis e, portanto, igual
número de elétrons de valência. Visto que os gases nobres são estáveis, as espécies isoeletrônicas em
relação aos mesmos também devem ser relativamente estáveis.
Com 2 elétrons → 2He; 3Li+; 4Be2+; 1HCom 10 elétrons → 10Ne, 11Na+; 12Mg2+; 13Al3+
Vestibular da UFRGS
3. UFRGS 2008. A coluna da esquerda, abaixo,
apresenta cinco diferentes pares de espécies
químicas; a da direita, a caracterização de quatro
desses pares.
1. UFRGS 2006. Entre as espécies abaixo, assinale
aquela em que o número de elétrons é igual ao
número de nêutrons.
(A) 2H+
(B) 13C
(C) 16O-2
(D) 21Ne
(E)35Cℓ-1
Associe adequadamente a coluna da direita ä da
esquerda.
1 – Cdiam e C grafite
2 – H2O e H2O2
3 – He e Ne
4 – Ca2+ e S25 – N2 e Cℓ2
(
(
(
(
) espécies isoeletrônicas
) formas alotrópicas
) substâncias monoatômicas
) substâncias diatômicas
A) 2-1-4-5
(B) 3-2-4-1
(C) 3-5-1-2
(D) 4-1-3-5
(E) 4-3-2-1
4. UFRGS 2009. Observe a equação abaixo, que
2. UFRGS 2007. Um certo elemento químico possui
número atômico 75 e número de massa 186,2.
Com base nesses dados, pode-se
corretamente que esse elemento
afirmar
(A) possui 75 prótons e 111,2 nêutrons em seu
núcleo.
(B) possui 111,2 prótons e 75 nêutrons em seu
núcleo.
(C) é constituído por diferentes isótopos.
(D) forma um íon monopositivo que possui o mesmo
número de elétrons que o ósmio.
(E) forma ligações iônicas com o paládio.
representa a reação completa de combustão do gás
butano:
2C4H10 + 1302 → 8CO2 + 10H20
Se forem utilizados 58g de butano e 210g de
oxigênio,
(A) O gás oxigênio não será totalmente consumido.
(B) Serão formados 180g de água.
(C) O gás butano não será totalmente consumido.
(D) Os dois reagentes serão transformados
totalmente em produtos.
(E) A massa total dos produtos será 288g.