CONCEITOS
TEORIA ATÔMICA
MATÉRIA
• Matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço;
• A nível microscópico, a matéria consiste de átomos.
• Pode ser classificada de duas maneiras:
1- De acordo com seu estado físico: gás, líquido ou sólido.
2- De acordo com sua composição: elemento, substância simples,
composto ou mistura.
Fe
H2
H2O
Moléculas
• Moléculas são formadas por dois ou mais átomos ligados entre si.
• A fórmula química indica quais átomos são encontrados na molécula e em
qual proporção eles são encontrados.
• Compostos formados a partir de moléculas são compostos moleculares.
Íons e compostos iônicos
• Quando um átomo ou uma molécula perde elétrons, ele fica com carga positiva.
Exemplo:
• Íons com carga positiva são chamados de cátions.
• Quando um átomo ou uma molécula ganha elétrons, ele fica com carga negativa.
Exemplo:
• Íons com carga negativa são chamados de ânions.
• Compostos formados a partir de íons são compostos iônicos.
TEORIA ATÔMICA:
- Democritus (± 400 a.C) - definição
- Dalton (1808)
- Thomson (1898)
- Rutherford (1911)
- Bohr (1913)
- Schrödinger (1926)
Democritus (± 400 a.C.)
Definição do átomo:
O átomo é uma partícula infinitamente pequena, indivisível, compacta,
não compressível, sem poros e homogênea em sua pequena
extensão.
Os átomos diferem apenas em sua forma, arranjo, posição e magnitude.
Modelo Atômico de Dalton (1808)
1a Teoria Atômica Moderna
O átomo é a menor unidade da matéria que
conserva suas propriedades;
São partículas compactas, esféricas e indivisíveis
(Modelo da Bola de Bilhar);
Os átomos de um mesmo elemento apresentam
massas idênticas.
Permanecem inalterados durante as reações
químicas;
Bola de Bilhar
Raios catódicos e os elétrons
Em 1897, J.J. Thomson constatou que o átomo é constituído de entidades
carregadas.
Essas entidades possuem massa e carga negativa - elétron.
Partículas α, β e raios-ϒ
Em 1898 Marie Curie descobriu o
rádio e o polônio.
Rutherford descobriu que elementos
radioativos emitem partículas  e  e
raios .
Radiação de alta energia composta por três tipos de radiação:
fenda
• As radiações  são elétrons em alta velocidade, atraídas pela placa positiva.
• As radiações  são mais compactas e têm cargas positivas - são atraídas pela placa negativa.
• As radiações  são de alta energia e não possuem carga.
Modelo Atômico de Thomson (1898)
O átomo consiste de partículas carregadas (+ e -).
Modelo do Pudim de Ameixas
Este modelo teve uma vida muito curta.
Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Experimento (1910):
Folha de Au
(+)
Se o modelo do átomo de
Thomson estivesse correto, a
maioria das partículas seria
desviada.
Rutherford postulou que:
A massa do átomo e toda sua carga positiva residiam em uma região muito
pequena e extremamente densa - núcleo.
A carga negativa está difusa em torno
do núcleo.
A maior parte do volume total do
átomo é espaço vazio.
Os elétrons orbitam o núcleo da mesma forma que os planetas
orbitam em torno do sol.
Modelo Planetário
Falhas do Modelo Planetário
Uma carga negativa, em movimento ao redor de uma carga positiva
estacionária, perde energia e adquire movimento espiralado em sua
direção, colidindo com ela.
Essa carga em movimento emitiria radiação continuamente.
O modelo planetário de Rutherford, em seu estado normal, não emite
radiação.
Modelo Atômico de Bohr (1913)
A luz emitida pelas substâncias a
temperaturas altas ou sob influência
de descarga elétrica era produzida
quando elétrons nos átomos sofriam
alterações de energia.
A Natureza Ondulatória da Luz
Campo elétrico
Campo magnético
Propagação
Propriedades da Radiação Eletromagnética
E = h, onde
E = energia
h = constante de Planck
 - frequência
=c

Espectro de Cores
A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo de cores.
A Radiação Visível
Nem todas as fontes de radiação produzem um espectro contínuo.
Quando diferentes gases são colocados sob pressão em um tubo e submetidos a
uma alta voltagem (Experimento de Thomsom), os gases emitem luz de cor
diferente .
(a) hidrogênio.
(b) neônio.
Quando a luz vinda de tais tubos passa através de um prisma,
apenas algumas linhas.
As linhas coloridas estão separadas por regiões pretas, que
correspondem a comprimentos de onda ausentes na luz proveniente
destes átomos.
A energia quantizada e fótons
Segundo Planck, a energia só pode ser liberada (ou
absorvida) por átomos em certos “pacotes de energia” ,
chamados quantum.
A luz possui propriedades de partículas a nível atômico e de
ondas a nível macroscópico.
O átomo de Bohr
Os elétrons estão confinados em estados específicos de energia.
As cores de gases excitados surgem devido
ao movimento dos elétrons entre os estados
de energia no átomo.
Esses estados foram denominados órbitas.
Limitações do modelo de Bohr
• Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de
hidrogênio.
Estado Excitado
Absorção
ΔE = h
Estado Fundamental
Emissão
Estado Excitado
ΔE = h
Estado Fundamental
Comportamento ondulatório da matéria
• Partículas pequenas, tais como os elétrons, apresentam um comportamento
ondulatório, não considerado por Bohr.
• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou:
h

mv
onde,
mv = momento - propriedade de partícula
 = comprimento de onda - uma propriedade ondulatória.
Mecânica Quântica e Orbitais Atômicos
• Em 1926 Erwin Schrödinger propôs uma equação
que contém os termos onda e partícula.
• A função de onda () fornece o contorno do
orbital eletrônico.
• O quadrado da função de onda (2)
fornece a probabilidade de se
encontrar o elétron (densidade
eletrônica).
O Átomo Moderno
O átomo é composto de duas regiões:
- Um núcleo compreendendo toda carga positiva e praticamente toda
massa do átomo (prótons e nêutrons).
- A região extranuclear composta de elétrons (eletrosfera).
• Grande
parte
do
volume do átomo se deve
aos elétrons.
Comparação entre prótons, nêutrons e elétrons.
Números Quânticos
A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
1) Número quântico principal, n. À medida que n aumenta, o orbital
torna-se maior e o elétron permanece mais distante do núcleo.
Camada eletrônica.
2) Número quântico azimutal, l. Esse número quântico depende do
valor de n  l = n - 1. Forma do orbital.
l = 0 (s); l = 1 (p); l = 2 (d); l = 3 (f)
3) Número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende do
valor de l  ml = (-l, 0, +l). Orientação do orbital no espaço.
Orbitais e números quânticos
Spin Eletrônico – 4o Número Quântico
Número quântico de spin, ms.
O spin eletrônico é quantizado, ms =  ½.
Representações dos orbitais
Orbitais s
•
Todos os orbitais s são esféricos.
•
À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
•
À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
•
Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron
é zero (2 = 0).
Densidade eletrônica dos orbitais s
Orbitais p
•
Existem três orbitais p.
•
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.
•
À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
•
Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.
Orbitais d
•
Existem cinco orbitais d.
•
Dois dos orbitais d apresentam lóbulos ao longo dos eixos x,y e z.
•
Três dos orbitais d apresentam lóbulos entre os eixos x, y e z.
Orbitais f
•
Existem sete orbitais f, cujas formas são mais complexas.
Preenchimento dos Orbitais:
Para n = 1
(Átomos de Hidrogênio e Hélio).
Orbitais de mesma energia são conhecidos
como degenerados.
Para n  2:
(Átomos Polieletrônicos).
Há perda de degenerescência para orbitais
de átomos polieletrônicos.
Três regras:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital
isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron
(Regra de Hund).
- Dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos.
Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos
(Princípio de Exclusão de Pauli).
Distribuição Eletrônica utilizando o diagrama de Pauling:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6 ,7s2, 5f14
Isótopos, números atômicos e números de massa
• Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo.
• Número de massa (A) = número total de partículas no núcleo (prótons e
nêutrons).
• Por convenção, para um elemento X, escreve-se
Z
AX
• Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente.
Ex.: 612C e 613C.
• Encontramos o Z na tabela periódica.