Estrutura Atômica
Objetivos
•  Descrever a estrutura do átomo e definir seus
termos fundamentais;
•  Estudar a evolução histórica do modelo atômico
para conhecer os fundamentos da Tabela Periódica
Aula 2: Átomos e Elementos. Profa. Adélia
Átomos e Elementos
Para os químicos, o átomo é o tijolo fundamental da
construção de nosso universo. Nossa compreensão
atual dos átomos, de sua estrutura e de sua função
foi possível a partir de muitas experiências,
particularmente no século XX.
Vários importantes experimentos envolveram a
descoberta das partículas do átomo: os elétrons, os
prótons e os nêutrons.
Aula 2: Estrutura do Átomo. Profa. Adélia
Desenvolvimento histórico do conceito de átomo
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à Leucipo (~ 500 a.C.) e Demócrito de Abdera (~ 400 a.C.):
existe um limite para a divisão da matéria, denominado
átomo (não divisível) – corpúsculo sólido, compacto,
indestrutível e que pode adotar diferente formatos. Diferentes
combinações de diferentes átomos dariam origem à variedade
das coisas.
à Aristóteles (384-322 a.C.): não aceitava o atomismo –
matéria contínua e infinitamente divisível e importância dos
atributos imateriais.
à A negação ao atomismo perdurou até o século XVII, tanto
que o apoio ao atomismo chegou a ser considerado herético.
Aula 2: Estrutura do Átomo. Profa. Adélia
Estrutura Atômica
u  Grécia Antiga: Alquimistas (400 a.C.)
-  Matéria consiste de partículas distintas indivisíveis (átomos)
-  Ausência de evidências experimentais
u  Teoria Atômica dos Gregos
- Em 430 a.C. Leucipo formula a primeira teoria científica
sobre a composição da matéria.
-  Em 400 a.C. Demócrito confirma esta teora de que a
matéria é constituída por partículas minúsculas e
indivisíveis
-  Em 300 a.C. Epicuro continua a sustentar a teoria atômica
de seus antepassados
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Alquimistas – Idade Média
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Os árabes aprofundam-se no desenvolvimento da
alquimia (Pedra Filosofal e o Elixir da Longa Vida)
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Século XVII – Antoine Lavoisier (1789)
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Química como ciência quantitativa.
Lei da Conservação da Massa
1980
2014
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”
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Modelo Atômico de Dalton (~1808)
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Postulados
Á TOMO
não divisível
Maciça
Indivisível
indestrutível
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Bolinha de Bilhar
1. A Natureza Discreta da Matéria: Um elemento é composto por minúsculas
partículas denominadas átomos. Todos os átomos de um determinado elemento
químico apresentam as mesmas propriedades.
2. Lei da Conservação de Massa: Átomos de elementos diferentes
apresentam propriedades diferentes. Em uma reação química comum, nenhum
átomo de qualquer elemento desaparece ou transforma num átomo de outro
elemento.
3. Lei da Composição Constante: Compostos são formados pela combinação
de átomos de dois ou mais elementos. Em um determinado composto, os
números relativos de átomos de um certo tipo são definidos constantes. De um
modo geral, estes números relativos podem ser expressos como números
inteiros ou frações simples.
Aula 2: Átomos e Elementos. Profa. Adélia
8
:
O modelo de Dalton apresentava problemas para
descrever os seguintes resultados:
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—  Átomos eram compostos de cargas elétricas diferentes.
—  Os elétrons eram partículas que constituíam o átomo e
tinham uma carga e massa bem definida.
—  Elétrons podiam ser ‘retirados’ e ‘colocados’ nos átomos.
• 
Helmoholtz (1811): Tanto a eletricidade positiva quanto a
negativa estão dividida em proporções elementares definidas.
• 
Avogadro (1811), distinguiu o átomo com sendo a menor
partícula que pode participar de uma reação química e a menor
partícula que pode existir permanentemente.
• 
• 
Faraday (1832) → Leis da eletrólise.
J. J. Thompson (1897) → Descoberta do elétron
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* 1897: Modelo atômico de Thomson
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u  Descobriu o elétron em 1897
Pudim de passas
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Determinação da Relação cargamassa do elétron (J.J. Thomson)
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Seus experimentos com raios catódicos levou ao
descobrimento dos elétrons e das partículas
subatômicas. Thomson utilizu o tubo de raios
catódicos en três diferentes experimentos.
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1856-1940
Determinação da Carga do Elétron (Millikan)
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Uma névoa fina de
gotas de óleo é
introduzida em uma
câmara. As gotas caem
na câmara inferior e
são ionozadas por um
feixe de raios X. Os
elétrons se aderem `as
gotas de óleo que caem
devido a gravidade. O
valor da carga do
elétron é determinado
pelo ajuste da tensão
das placas.
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Descobertas de Milikan
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—  Utilizando este experimento, Millikan determinou que a
carga no elétron é 1,60 x 10-19 C.
—  •Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g,
Millikan calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.
—  Com números mais exatos, concluimos que a massa do
elétron é 9,10939 x 10-28 g.
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Descoberta do Próton
(Eugene Goldstein)
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Os elétrons colidem
com as moléculas de
gás neste tubo de raios
catódicos com um
cátodo perfurado. As
moléculas tornam-se
positivas e são atraídas
ao cátodo negativo.
Algumas partículas positivas passam através dos furos e formam
um feixe ou “raio”. Assim como os raios catódicos, os raios
positivos (raios canais) são defletidos por campos
eletromagnéticos, mas de forma menos intensa, pois as partículas
positivas são mais pesadas do que os elétrons.
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Partículas Subatômicas
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Prótons, Elétrons e Nêutrons: Desenvolvimento da Estrutura Atômica
Eletricidade está envolvida em muitas das experiências a partir das
quais a teoria da estrutura atômica foi derivada.
•  Experimentos de Benjamin Franklin (1706-1790).
Radioatividade contribuiu para a evolução das partículas
subatômicas.
•  Experimentos de Henri Becquerel (1852-1908). Descobriu o
Urânio (1896);
•  Experimentos de Marie Curie e colaboradores (1898) isolaram Po
e Ra que emitiam raios incomuns quando se desintegram.
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Radioatividade
Em 1896, o físico Henri Becquerel
(1852-1908) descobriu que um minério de
urânio emitia raios capazes de escurecer
uma placa fotográfica, mesmo se esta
estivesse protegida pela luz.
Em 1898, Marie Curie isolou o polônio e o
rádio e que estes emitiam raios luminosos
quando se desintegram. Ela chamou este
fenômeno de Radioatividade.
Aula 3: Átomos e Elementos. Profa. Adélia
Tipos de Emissões Radioativas
Raios (alfa, α), (beta, β) e (gama, γ) de um elemento
radioativo são separados pela passagem entre
placas eletricamente carregadas.
Aula 3: Átomos e Elementos. Profa. Adélia
Características dos Átomos
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§  Elétrons (e): descobertos pela experiência dos
raios catódicos.
§  Carga do elétron: -1,60x10-19C (-1)
§  Massa do elétron: 9,109382x10-28g
§  Prótons (Z): descobertos pela experiência dos
raios canais.
§  Carga do elétron: +1,60x10-19C (+1)
§  Massa do próton: 1,672622x10-24g
§  Nêutrons (n): descobertos por James Chadwick.
§  Carga elétrica ZERO (0) e massa 1,674927x10-24g
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1911: Modelo atômico de Rutherford
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Espalhamento de partículas α por uma fina folha de metal.
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Conclusões de Rutherford
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Ø O átomo é um GRANDE VAZIO
Ø Núcleo : 10.000 a 100.000 vezes menos que o átomo
Ø Na região ao redor do núcleo – eletrosfera – estão os
elétrons.
!
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* 1932: Modelo atômico de Rutherford
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NÚCLEO
§  Prótons (P): carga +
§  Nêutrons (N): carga nula
ELETROSFERA
§  Elétrons (e-): carga Aula 2: Átomos e Elementos. Profa. Adélia
Estrutura Atômica
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Cátions = íons positivos (p>e)
A
Z
23
11
11p
Na
11e
12n
Ânions = íons negativos (e>p)
E
23
11
+
11p
Na
10e
12n
Todo cátion é menor que o seu respectivo átomo neutro.
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Estrutura atômica
23
35
17
35
17p
Cl
17e
17p
2 8 7
─
Cl
17
18n
17p
18e
17p
2 8 8
18n
Todo ânion é maior que o seu respectivo átomo neutro.
Ø  Espécies isoeletrônicas
2-
O ,
8
+
Na ,
11
Aula 2: Átomos e Elementos. Profa. Adélia
9
F
-
, 12 Mg
2+
, 10 Ne
1913: Modelo atômico de Bohr
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•  Bohr: salto de camadas
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Aula 2: Átomos e Elementos. Profa. Adélia
Bohr: cores de chama
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Distribuição Eletrônica
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Exemplos: 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 K=2 L=8 M=14 N=2 2+
26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 K=2 L=8 M=14 16S
2-­‐ (somam-­‐se 2 elétrons) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 K=2 L=8 M=8 Aula 2: Átomos e Elementos.
Profa. Adélia
Subníveis:
spd
f (2, 6, 10, 14 elétrons)
Modelo Quântico
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Natureza ondulatória do elétron
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