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QUÍMICA GERAL
Aula 01 – Estrutura da
Matéria e Atomística
.
Demócrito e Léucipo (470 - 360 a.C. )
Defendeu a idéia de que a matéria era
composta por pequeníssimas partículas.
Átomo
Demócrito
(460 – 370 A.C.)
Modelo baseado apenas na intuição e na lógica.
Modelo proposto por Demócrito:

Toda a matéria é constituída por átomos e vazio
A matéria não pode ser dividida infinitamente.
 A matéria tem um limite com as características
do todo.
 Este limite seriam partículas bastante pequenas
que não poderiam ser divididas, os ÁTOMOS.

Aristóteles
Modelo de Demócrito foi rejeitado por
um dos maiores filósofos de todos os
tempos – Aristóteles.
Aristóteles acreditava que a matéria era
contínua e composta por quatro elementos:
Ar
Água
Terra
Fogo
Aristóteles
(384 a.C. - 322 a.C.)
O Modelo de Demócrito permaneceu na sombra durante
mais de 20 séculos...
Dalton (1807)
Séc. XIX – Dalton “ressuscita” A Teoria Atômica.
Na segunda metade do séc. XVIII, a
Química sofreu uma grande evolução.
Certos fatos não podiam ser explicados
pela teoria de Aristóteles, como a Lei de
Lavoisier: “A massa dos reagentes é igual
à massa dos produtos”.
John Dalton
(1776 – 1844)
Para explicar estes fatos Jonh Dalton
propôs, em 1807, o seu modelo atômico.
Modelo proposto por Dalton:

O átomo era uma esfera pequena, maciça
e indivisível (modelo da Bola de Bilhar)
Toda a matéria é constituída de átomos
Átomos de mesmo elemento são iguais em
forma e tamanho
Átomo de um elemento não podem
transformar em átomos de outro elemento
se
Os átomos não podem ser criados e nem
destruídos: são simplesmente rearranjados
originando novas substâncias.
Os compostos são uma combinação precisa de
átomos.
DEFEITO DO MODELO
• Não explicou a eletricidade.
• Não explicou a radioatividade.
A descoberta da primeira partícula
subatômica: o elétron
Thomson realizou uma série de
experiências utilizando um tubo de
raios catódicos (tubo semelhante
aos tubos existentes no interior
dos televisores).
J. J. Thomson
(1856 - 1940)
Neste tubo, eram efetuadas
descargas elétricas através de um
gás rarefeito.
Tubo de raios catódicos
Em 1897 Thomson propõe novo modelo:
Ao estudar as descargas no interior deste
aparelho, Thomson, descobriu o elétron.
Observava-se uma
fluorescência esverdeada
devido à existência de
partículas de carga negativa que
saem dos átomos do cátodo.
A descarga emitida tinha carga elétrica negativa
Thomson provou que os elétrons eram corpúsculos,
dotados de carga elétrica e de massa, que fazem parte
de toda a matéria.
Modelo proposto por Thomson (1904):
Esfera com carga
elétrica positiva
O átomo
maciça de
positiva,
elétrons
esfera.
Elétrons (partículas
com carga elétrica
negativa)
era uma esfera
carga elétrica
estando
os
dispersos
na
O número de elétrons
seria tal que a carga total
do átomo seria zero.
Modelo de Pudim de Passas
A descoberta da segunda
partícula subatômica: o próton
Eugen Goldstein, usando uma aparelhagem
semelhante à de Thomson, observou o
aparecimento de um feixe Luminoso (raios
canais) no sentido oposto ao dos elétrons.
Observações de Goldstein
Os raios canais são constituídos por partículas
positivas denominadas prótons;
 A massa dessas partículas é aproximadamente
igual à massa das moléculas do gás residual;
 Quando o gás residual é o hidrogênio, a massa das
partículas dos raios canais é a menor e
aproximadamente 1836 vezes maior que a massa do
elétron, e a carga dessas partículas é igual à do
elétron, com sinal contrário.
Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Rutherford bombardeou uma fina lâmina de
ouro com partículas "alfa" (núcleo de átomo
de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas
pelo "polônio" (Po), contido num bloco de
chumbo (Pb), provido de uma abertura
estreita, para dar passagem às partículas
Ernest
Rutherford
(1871 - 1937)
"alfa" por ele emitidas.
Experiência de Rutherford
Experiência de Rutherford
Resultados previstos segundo o modelo de Thomson:
As partículas α
deveriam atravessar
as folhas de ouro sem
sofrer desvios.
Resultados obtidos:
●
●
●
●
●
●
●
●
A maior parte das
partículas α comportava-se
como esperado, mas um
significativo número delas
sofria desvios acentuados.
Resultados da experiência de Rutherford
Partículas α
 A maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse
espaço (eletrosfera) devem estar os elétrons.
 Existe, no interior do átomo, uma região central
densa onde está concentrada sua massa e
positiva – o núcleo, que exerce fortes forças
repulsivas sobre as partículas alfa.
Modelo proposto por Rutherford (1911):
O átomo é uma estrutura praticamente
vazia, e não uma esfera maciça;
É constituído por:
• Núcleo muito pequeno com a carga
positiva, onde se concentra quase toda
a massa do átomo.
• Elétrons
com
carga
negativa
movendo-se em volta do núcleo.
O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar.
Modelo Planetário
O modelo atômico
planetário: elétrons
giram ao redor do núcleo,
podendo ocupar qualquer
órbita existente.
Velódromo:
o ciclista
pode ocupar
qualquer
parte da
pista.
modelo de Rutherford era incompatível com
algumas das teorias da Física ...
Para os físicos, toda carga elétrica em
movimento, como os elétrons, perde energia na
forma de luz, Diminuindo sua energia cinética e
a conseqüente atração entre prótons e elétrons
faria com que houvesse uma colisão entre eles,
destruindo o átomo. ALGO QUE NÃO OCORRE.
PORTANTO, O MODELO ATÔMICO DE
RUTHERFORD, MESMO EXPLICANDO O QUE
FOI
OBSERVADO
NO
LABORATÓRIO
APRESENTA UMA INCORREÇÃO.
LUZ
É uma Modalidade
propaga
sob
a
eletromagnéticas
de energia que se
forma
de
ondas
c = . f
Exemplos:
Luz Vísível, Ondas de rádio, Raio X.
c: velocidade vácuo
3,0 x 108 m/s
: comprimento de onda
f: freqüência
Espectro da Luz
Se a luz comum atravessa um prisma, ela
será decomposta em varias cores, obtemos
assim o espectro da luz visível:
Espectro da Luz
Espectro descontínuo dos
elementos
E = h. f
E = h. c / 
h: constante de Planck (6,626 x 10-34 J.s)
“Teoria da Quantização de
energia de Max Planck”
ESPECTROS ATÔMICOS
Espectro contínuo
Gás
quente
Espectro Descontínuo
Niels Bohr (1913)
Niels Bohr trabalhou com
Thomson, e posteriormente com
Rutherford.
Tendo continuado o trabalho
destes dois físicos, aperfeiçoou,
em 1913, o modelo atômico de
Rutherford.
Niels Bohr
(1885 - 1962)
Modelo Atômico de Bohr
1º Postulado: A eletrosfera do átomo está
dividida em regiões denominadas níveis ou
camadas, onde os elétrons descrevem órbitas
circulares estacionárias, de modo a ter uma
energia constante, ou seja, sem emitirem nem
absorverem energia.
2º Postulado: Fornecendo energia (térmica,
elétrica,...) a um átomo, um ou mais elétrons a
absorvem e saltam para níveis mais afastados do
núcleo (mais energéticos). Ao voltarem ás suas
órbitas originais, devolvem a energia absorvida
em forma de luz (fóton).
K L M N O P
2 8 18 32 32 18
Q
8
Segundo postulado de Bohr.
Um átomo irradia energia quando um elétron salta de
uma órbita de maior energia para uma de menor energia.
O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores
comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e
maior energia.
A linha vermelha no espectro atômico é
causada por elétrons saltando
da terceira órbita para a segunda órbita
A linha
verde-azulada
no
espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da quarta para a segunda órbita.
A linha azul no espectro atômico é
causada
por
elétrons
saltando
da quinta para a segunda órbita
A linha violeta mais brilhante no espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da sexta para a segunda órbita.
Também este modelo apresentava algumas falhas...
Este modelo adequa-se muito bem a átomos com
apenas um elétron, falhando para átomos com
vários elétrons;
Este modelo também não explica a interação entre
vários átomos.
Define o raio do elétron (fere o príncipio da
incerteza de Heisenberg
No entanto, ainda é o modelo mental utilizado por
muitos cientistas, visto ser de fácil visualização.
Modelo Atômico de Sommerfeld
?
Ampliação
Feixe de
Luz
Espectro
Descontínuo
Sommerfeld sugeriu que as órbitas
fossem elípticas, pois em uma elipse
há
diferentes
excentricidades
(distância do centro), gerando
energias diferentes para uma
mesma camada.
QUÍMICA GERAL
Aula 02 – Modelo Atômico
Quântico
O Efeito Fotoelétrico de Einstein
O efeito fotoelétrico de Einstein é a ejeção de elétrons
de um metal quando sua superfície é exposta à radiação
com freqüência apropriada
Observações Experimentais
 Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha
freqüência
acima
de
um
determinado
valor
característico do metal
Se o fóton incidente tem energia suficiente, a cada
colisão com a superfície do metal um elétron é ejetado
 A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta
com a freqüência da radiação incidente
Aspectos Quantitativos
K=
hf - F (fi )
K = Energia cinética do elétron ejetado
hf = Energia fornecida pelo fóton
F = energia necessária para ejetar o elétron
me = massa do elétron
Princípio da Dualidade da matéria de
Louis de Broglie:
O elétron apresenta característica DUAL,
ou
seja,
comporta-se
como
matéria
(partícula) e onda (frequência, energia,
velocidade),
sendo
portanto,
uma
partícula-onda.
Em movimento = comportamento ondulatório
O elétron
Em absorção/emissão = partícula
Princípio de Incerteza de
Heisenberg (1927)
Física Clássica: qualquer grandeza de movimento de uma partícula pode ser
medida e descrita de modo exato pode-se medir simultaneamente a posição e
a velocidade de uma partícula sem perturbar o seu movimento.
Física Quântica: o ato de medir interfere na partícula e modifica o seu
movimento.
A localização (posição) e o momento (velocidade) de
uma partícula são complementares. Em outras palavras,
ambos não podem ser conhecidos simultaneamente com
precisão.
Princípio de Incerteza de Heisenberg
– Conseqüências:
•O conceito de órbita não pode ser mantido numa
descrição quântica do átomo;
•Se pode calcular apenas a probabilidade de
encontrar um ou outro elétron numa dada região do
espaço nas vizinhanças de um núcleo atômico
Tais distribuições de probabilidade constituem o que
se chama de ORBITAIS ATÔMICOS!!
Modelo atômico de Schrödinger - A partir das equações
matemáticas de Schrödinger não é possível determinar a trajetória
do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema,
obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.
Orbitais Atômicos
Aula 03- NÚMEROS
QUÂNTICOS
PRINCIPAL, SECUNDÁRIO,
MAGNÉTICO E SPIN
MODELO QUÂNTICO
K
+
L
2e- 6e-
2e-
s
n=1
M
s
p
n=2
N
2e- 6e- 10e-
s
p d
n=3
2e- 6e- 10e- 14e-
s
p
d
n=4
f
Erwing
Schrodinger
estudou
o
movimento do elétron ao redor do núcleo
por meio de equações matemáticas
NÚMEROS QUÂNTICOS

Códigos matemáticos
energia do elétron

A caracterização de cada elétron no
átomo é feita por meio de 4 números
quânticos:
principal,
secundário,
magnético e spin

No mesmo átomo, não existem 2 elétrons
com os mesmos números quânticos.
associados
à
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)
Indica o nível de
energia do elétron
n = 1, 2, 3...7
Quanto maior o valor
do n maior é a energia
do elétron
NÚMERO QUÂNTICO
SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL (l)
Relacionado com o subnível de energia do elétron
Subnível
s
p
d
f
Nº Quântico
Secundário (l)
0
1
2
3
Ordem de energia:
s<p<d<f
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO
OU AZIMUTAL (l)
ORBITAIS s
• Todos os orbitais s são esféricos.
ORBITAIS p
• Existem três orbitais p, px, py, e pz.
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos
x, y e z de um sistema cartesiano.
• Os orbitais têm a forma de halteres.
ORBITAIS p
ORBITAIS d
ORBITAIS f
Número quântico magnético (m
ou ml):
Descreve as orientações espaciais.
 Seus valores são todos
inteiros entre -l e +l,
incluindo o 0.

Valor de m segundo o ingresso
do último elétron no orbital.
NÚMERO QUÂNTICO SPIN (s OU ms)
Os elétrons se comportam como um imã em
função da sua rotação no sentido horário
ou anti-horário
Ms = + ½ ou – ½
Em uma configuração eletrônica, um elétron
pode ser representado simbolicamente por:
Indica a quantidade de elétrons
existentes em um tipo de orbital
Indica o número
quântico principal (n)
1
3p
Indica o número
quântico secundário (l)
os números quânticos para o último elétron neste exemplo seriam:
n=3
l = 1 m = -1 s = +1/2
Aula 04Configuração
Eletrônica
Configuração eletrônica

Corresponde a
posição dos
elétrons nos orbitais
dos diferentes
níveis de energia.
Configuração eletrônica e princípios
que a regulam
1. Principio de Construção

Principio estabelece que
os elétrons irão ocupar os
níveis mais baixo de
energia.
Principio de exclusão de Pauling
Estabelece que não podem haver 2 elétrons
com os quatro números quânticos iguais.
 Primeiro elétron
n= 1
l= 0
m= 0
s= +1/2
 Segundo elétron
n= 1
l= 0
m= 0
s= -1/2

Principio de máxima multiplicidade:
Regra de Hund

Sempre que possível, os elétrons preferirão
ocupar os orbitais disponíveis numa subcamada,
isoladamente”
Escrevendo as configurações
eletrónicas.




Conhecer o nº de eletrons (Z = p = e).
Por os eletrons em cada um dos níveis,
começando pelo o nível mais baixo.
Respeitar a capacidade máxima de cada
subnível (orbital s = 2e, p =6e, d = 10e e f =
14e).
Verificar se a soma dos coeficiente e igual a
quantidade de elétrons.
Configuração eletrônica
11Na
1s2 2s2 2p6 3s1
Números quânticos-último elétron
n=3
 = 0 m = 0 s = +1/2
Configuração eletrônica
26Fe
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Números quânticos-último elétron
n=4
 = 0 m = 0 s = -1/2
4s2
0
Configuração eletrônica
17Cl
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
3s2
3p5
-1
0
+1
Números quânticos-último elétron
n=3
 = 1 m = 0 s = -1/2
Configuração eletrônica (exceções)
Se a distribuição eletrônica terminar em s2 d4 ou em s2 d9,
mudar para s1d5 e s1d10, respectivamente. Observe:
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
Cr
1s
24
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
29Cu
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Elétron mais energético
26Fe
(Z = 26 = e)
Elétron mais energético
Por ordem de energia
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Por ordem de distância
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Camada de valência
4s2
Configuração de íons
Cátions: Átomos que perdem elétrons
 Anions: Átomos que ganham elétrons.

Nos cátions retira elétrons da última camada
11
+
Na
1s2 2s2 2p6 3s1
26
Fe3+
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 3d5
10 e-
Nos anions adicionar elétrons da última camada
Cl
17
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3p6
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