Teoria Atômica

Teoria Atômica
QUÍMICA GERAL
Do que é feita a matéria?
o Por volta de 440 a.C.  Empédocles sugeriu que a matéria era composta pela
mistura de 4 elementos: água, terra, ar e fogo.
o Por volta de 400 a.C.  Demócrito, outro filósofo grego, propôs que os
elementos eram formados por pequenas partículas que não podiam mais ser
divididas, chamadas de átomos.
Átomos = indivisível
o Filósofos indianos também sugeriram esta ideia por volta da mesma época.
O átomo de Dalton
o John Dalton, químico e físico inglês, em 1803 retomou a ideia de
Demócrito.
o Desenvolveu sua teoria atômica com evidências experimentais,
baseando-se nas leis da conservação das massas e das proporções
definidas.
Teoria atômica de Dalton
1. Toda matéria é composta de partículas fundamentais – os átomos.
2. Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem
destruídos.
3. Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um
dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes
elementos têm diferentes propriedades.
4. As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou
rearranjo de átomos.
5. Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em
uma razão fixa.
O átomo de Thomson
o J. J. Thomson, físico inglês, em 1897 provou a existência de partículas
negativas nos átomos  os elétrons.
o O átomo não é indivisível!
O experimento com o tubo de Crookes
o Thomson
selou um gás em tubo contendo dois eletrodos (tubo de crookes ou de raios
catódicos).
o Os eletrodos foram conectados a uma fonte de alta voltagem, formando-se então, um feixe de
luz.
o O feixe de luz estava sempre presente, independente do gás presente ou do metal utilizado
para os eletrodos.
o Provou que o feixe de luz era composto por partículas com carga negativa devido ao desvio que
o feixe sofre quando submetido a um campo elétrico ou magnético.
O átomo de Thomson
o Thomson propôs que o átomo era composto de partículas carregadas
negativamente (elétrons) em uma esfera carregada positivamente  modelo
“pudim de ameixas”.
elétrons
matéria carregada
positivamente
Cálculo da massa e da carga de um elétron
o Posteriormente, determinou-se experimentalmente que um elétron apresenta:
o Massa igual a 9,1 × 10-28 g.
o Carga elétrica igual a -1,6 × 10-19 C.
O átomo de Rutherford
o Ernest Rutherford, físico e químico neozelandês/britânico, realizou em 1912 um
experimento que culminou em novas descobertas.
o Experimento: uma fonte radioativa emitiu
partículas α (partículas com carga positiva) na
direção de uma fina folha de ouro.
O átomo de Rutherford
o A grande maioria das partículas atravessou a folha de ouro em linha reta com
pouca ou nenhuma deflexão.
oConclusão:
o O átomo é formado por um núcleo minúsculo compreendendo toda a carga
positiva e praticamente toda a massa do átomo;
o Os elétrons estão distribuídos em uma região extra-nuclear (eletrosfera) que é
principalmente um espaço vazio.
Do que o núcleo é composto?
o Em 1914, Rutherford demonstrou a existência de uma partícula com massa
muito maior do que o elétron e com carga igual em grandeza, mas de sinal
oposto  ela foi denominada de próton.
o Os prótons constituiriam a carga positiva do núcleo atômico.
o No entanto, os prótons sozinhos não conseguiam compor a massa dos
núcleos.
Do que o núcleo é composto?
o Em 1932, o físico inglês James Chadwick comprovou a existência de uma
partícula com massa semelhante a do próton e com carga neutra  a
denominou de nêutron.
Partícula
Carga
Elétron
-1
Próton
+1
Nêutron
0
O átomo de Rutherford
o Um núcleo contendo prótons e nêutrons e uma eletrosfera contendo os elétrons em
movimento.
o Obs.: É importante perceber como o núcleo é extremamente pequeno em comparação com
o restante do átomo. Se seu núcleo fosse do tamanho de uma bola de tênis, o átomo inteiro
teria um diâmetro aproximado de 6,4 km.
O número atômico e o número de massa
o Um átomo de determinado elemento é especificado por dois números inteiros:
o O número atômico (Z)  corresponde ao
número de prótons no núcleo.
o O número de massa (A)  corresponde ao
número total de núcleons (prótons +
nêutrons).
o Logo, o número de nêutrons no núcleo é
igual a A – Z.
A
ZX
12
6C
16
8O
Isótopos
o Átomos de um mesmo elemento podem ter diferentes números de massa devido a
presença de diferentes números de nêutrons em seu núcleo.
Átomos
1
1H
(prótio)
2
1H (deutério)
3
1H (trítio)
16
8O
17
8O
18
8O
234
92U
235
92U
238
92U
Prótons
Nêutrons
Elétrons
1
0
1
1
1
1
1
2
1
8
8
8
8
9
8
8
10
8
92
142
92
92
143
92
92
146
92
Isótopos
o Possuem as mesmas propriedades químicas  que são definidas pelo número
atômico.
o Possuem diferentes propriedades físicas  que dependem do número de
massa, como é o caso da densidade.
o Possuem também diferentes propriedades nucleares  havendo alguns
radioisótopos, ou seja, átomos que possuem as mesmas propriedades químicas
do isótopo que não é radioativo, mas com a diferença de que emitem radiações
de seu núcleo.
o Exemplo:
oC-12  não radioativo
oC-13  não radioativo
oC-14  radioativo
Massa atômica
o Número de massa ≠ massa atômica:
o Número de massa = número inteiro que representa o número de partículas
no núcleo.
o Massa atômica de um elemento = média ponderada das massas de todos os
seus isótopos de ocorrência natural (abundância isotópica). Portanto, não são
números inteiros.
Massa atômica
o Uma unidade de massa atômica (1 u) é definida como sendo 1/12 da massa do
isótopo de carbono mais comum ( 126C).
o 1 u = 1,66054 × 10-24 g.
Massa atômica
o Exemplo:
o O cobre ocorre na natureza como uma mistura isotópica de 69,09% de 63Cu
(massa = 62,93 u por átomo) e 30,91% de 65Cu (massa = 64,95 u por átomo).
Qual é a massa atômica do cobre?
Resposta: A massa atômica do cobre é 63,55.
O átomo de Bohr
o Em 1913, o dinamarquês Niels Borh colocou a seguinte questão:
o Se os elétrons são carregados negativamente e o núcleo do átomo é carregado
positivamente, por que os elétrons que orbitam o núcleo não colidem com o
núcleo?
O átomo de Bohr
o Quando átomos são aquecidos ou submetidos a descargas elétricas, eles
absorvem energia que em seguida é emitida como radiação.
o Passando uma descarga elétrica através do gás hidrogênio, este emite luz na
região do visível do espectro eletromagnético  gerando uma série de linhas
com diferentes comprimentos de onda.
O átomo de Bohr
o Espectro eletromagnético
o Espectro do hidrogênio na região
do visível (Série de Balmer)
A teoria atômica de Bohr
o Bohr propôs um modelo atômico onde os elétrons se movem em torno do núcleo em
orbitas circulares, semelhante ao movimento dos planetas em torno do sol.
1. Um elétron não emite energia enquanto permanecer numa mesma órbita, e portanto, não
deve sofrer desaceleração.
2. Quando um elétron passa de uma órbita a outra é porque ele irradiou ou absorveu energia. Se
ele se moveu em direção ao núcleo, houve emissão de energia e, se ele se afastou do núcleo,
houve absorção de energia.
3. Para que um elétron permaneça em sua órbita, a atração eletrostática entre o núcleo e os
elétrons que tende a puxar os elétrons em direção ao núcleo deve ser igual a força centrífuga que
tende a afastar o elétrons.
A teoria atômica de Bohr
o Explicação para o espectro atômico do hidrogênio.
o
Obs.: os átomos podem
encontrar-se no estado
fundamental ou excitado.
A natureza dual dos elétrons
o Na década de 1920 observou-se os elétrons podiam se comportar como
partículas ou ondas, dependendo do experimento específico.
Difração de elétrons – comportamento ondulatório
O princípio da incerteza de Heisenberg
o O elétron é pequeno demais para ser visto, ele só pode ser observado quando
submetido a uma perturbação.
o Werner Heisenberg formulou que quanto mais exatamente pudermos
determinar a posição de um elétron, tanto menor será a exatidão com que
poderemos estimar sua velocidade, ou vice-versa.
o O conceito de elétrons movimentando-se em uma órbita definida, na qual
pode se calcular com exatidão a sua velocidade e a posição, deve ser substituído
pela probabilidade de se encontrar um elétron numa determinada posição ou
volume do espaço.
A função de onda de Schrödinger
o Erwin Schrödinger combinou o princípio da incerteza de Heisenberg com o modelo
atômico de Bohr para descrever a forma dos orbitais atômicos (região de máxima
probabilidade de se encontrar um elétron).
Os números quânticos
o Cada elétron presente em um átomo é identificado pelo seu conteúdo
energético, que é expresso por 4 códigos numéricos denominados números
quânticos.
o Número quântico principal (n)
o Define a órbita (nível de energia principal) na qual o elétron se encontra.
o Pode assumir valores iguais a 1, 2, 3, 4...
Os números quânticos
o Número quântico azimutal ou secundário (l)
o Indica o subnível de energia no qual o elétron está.
o Pode ter valores de 0 a n – 1.
n
n-1
l
l
Subnível
1
0
0
0
s
2
1
0 ou 1
1
p
3
2
0, 1 ou 2
2
d
4
3
0, 1, 2 ou 3
3
f
Os números quânticos
o Número quântico magnético (ml)
o Indica a orientação dos orbitais no espaço.
o Os valores podem variar entre –l, ..., 0, ..., +l.
Subnível
l
ml
Representação gráfica
s
0
0

p
1
-1, 0, +1

d
2
-2, -1, 0, +1, +2

f
3
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

Os números quânticos
o Número quântico de spin (ms)
o Indica o sentido da rotação dos elétrons.
o Em cada orbital pode existir até 2 elétrons que não se repelem porque giram sobre
seu próprio eixo em sentido oposto.
o Pode assumir os valores +½ ou -½.
O princípio da exclusão de Pauli
Um elétron em um átomo não pode apresentar os quatro números quânticos
exatamente iguais a nenhum outro.
o São necessários três números quânticos n, l e ml para definir um orbital.
o Cada orbital pode conter até dois elétrons desde que tenham spins opostos.
A regra de Hund
Quando um átomo encontra-se em seu estado fundamental, o número de
elétrons não emparelhados em um dado nível energético deve ser máximo.
o A permanência dos elétrons desemparelhados, ou seja, com spins paralelos ocasiona
uma menor repulsão intereletrônica.
o Exemplo: átomo de nitrogênio no estado fundamental – 7 elétrons.
O princípio de Aufbau (diagrama de Pauling)
o Método utilizado para distribuir os elétrons na eletrosfera de átomos ou íons.
o Os elétrons devem ocupar primeiramente os níveis energéticos mais baixos.
número quântico principal
1s2
quantidade de elétrons no
número quântico secundário
número quântico secundário
Exemplos: distribuição eletrônica
o 12Mg
o Ordem energética: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2.
o Ordem geométrica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2.
o 30Zn
o Ordem energética: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10.
o Ordem geométrica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2.
o 50Sn
o Ordem energética: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p2.
o Ordem geométrica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6, 4d10, 5s2, 5p2.
Recapitulação: teoria atômica