BOHR - 1913
Limitações do modelo de Bohr
•Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo
de hidrogênio.
•Os elétrons não são completamente descritos como partículas
pequenas.
A contribuição de Sommerfeld
1916 – Arnold Sommerfeld. Modelo das órbitas elípticas para o
elétron - introdução dos subníveis de energia.
Para cada camada eletrônica (n), há uma órbita circular e (n-1) orbitas
elípticas.
Princípio de Dualidade (Louis De Broglie)
A todo elétron em movimento está associada uma onda característica,
ou seja, ora o elétron se comporta como uma partícula material e ora
como uma onda eletromagnética.
As sementes para um novo modelo viriam do conceito de que todas
as formas de irradiação eletromagnéticas apresentam as propriedades
das ondas e das partículas. Esse conceito levou o oficial da marinha
Louis de Broglie (1892-1987) a pensar que as partículas da matéria
poderiam apresentar características ondulatórias.
Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou:
O momento linear (p), mv, é uma propriedade de partícula, enquanto
 é uma propriedade ondulatória.
Princípio da Incerteza (Werner Heisenberg)
Não é possível determinar com precisão a posição e a velocidade de
um elétron num mesmo instante, pois os próprios instrumentos de
medição interferem na trajetória do elétron.
x.p  1 2 
x  incerteza na localização
p  incerteza no momento linear
ħ  h/2 = 1,054x10
-34 J.s
A mecânica quântica
Resultados experimentais com partículas podem ser explicados por
padrões como as ondas. Assim, o conceito mecânico ondulatório de
Erwin Schöedinger (1887-1961) produziu outra visão do átomo, que
substituiu o modelo de Bohr. Quase simultaneamente, A. Rosemberg
chegou à mesma conclusão, apesar de ter trilhado caminhos
diferentes.
Densidade de probabilidade de encontrar
o elétron em torno do núcleo. Onde é mais
denso, a probabilidade é maior. Sua
posição só pode ser estabelecida no
momento do experimento.
O ÁTOMO
O ÁTOMO
PARTÍCULAS SUBATÔMICAS
Nome
Símbolo
Localização
Núcleo
Carga
relativa
u
+1
Carga
efetiva
C
+ 1,6.10-19
Massa
relativa
u
1
Massa
efetiva
g
~1,67.10-
Próton
P
Nêutron
N
Núcleo
0
0
1
~1,67.10-
Elétron
e-
Eletrosfe
ra
-1
-1,6.10-19
1/1836
~9,11.10-
24
24
28
O ÁTOMO
O ÁTOMO
PARTÍCULAS SUBATÔMICAS
Nome
Símbolo
Localização
Núcleo
Carga
relativa
u
+1
Carga
efetiva
C
+ 1,6.10-19
Massa
relativa
u
1
Massa
efetiva
g
~1,67.10-
Próton
P
Nêutron
N
Núcleo
0
0
1
~1,67.10-
Elétron
e-
Eletrosfe
ra
-1
-1,6.10-19
1/1836
~9,11.10-
24
24
28
Quark
Murray Gell-Manm e
George Zweig propuseram uma
substrutura mais elementar
das partículas – o Quark
Podemos identificar principalmente duas
variedades (sabores) de Quarks: up e down.
Quark:
Sabor
Quark
Carga
up
down
charm
strange
top
bottom
u
d
c
s
t
b
+ 2/3
- 1/3
+ 2/3
- 1/3
+2/3
- 1/3
Antiquark
u*
d*
c*
s*
t*
b*
Carga
Massa
-2/3
+1/3
-2/3
+1/3
-2/3
+2/3
0,3 GeV
0,3 GeV
1,5 GeV
0,45 GeV
>0,45 GeV
4,9 GeV
NÚMERO ATÔMICO
É a identificação de um átomo.
Corresponde ao número de prótons
presentes no núcleo.
Z=P
OBS.: em um átomo (neutro) o n.º de
prótons é igual ao n.º de elétrons.
NÚMERO DE MASSA
É a somatória de prótons e nêutrons. A=P+N
Ex:
P=13
Alumínio (Al) N=14
e-=13
Sódio (Na)
P=11
N=12
e-=11
Z=
Z=
13
A=
11
A=
27
23
MASSA ATÔMICA
É a média ponderada das massas atômicas dos
átomos isótopos mais abundantes na natureza.
Em termos práticos, “é o mesmo” que número
de massa (correspondente a massa de
carbono12, a ser estudado oportunamente),
porém medido em UNIDADES DE MASSA
ATÔMICA (u).
H=1u
C = 12 u
N = 14 u
O = 16 u
MASSA ATÔMICA
MASSA MOLECULAR
É a massa total de uma molécula (u), obtida pela somatória da massa dos átomos
constituintes.
Ex:
H2O=
H2SO4=
18 u
98 u
ELEMENTO QUÍMICO
É o conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z).
H2O  3 átomos e 2 elementos
CaCO3 5 átomos e 3 elementos
ÍONS
São átomos ou grupo de átomos com excesso de carga.
P ≠ eCÁTIONS (+): perdem elétrons P > eÂNIONS (-): ganham elétrons P < e-
ÍONS
ÍONS
ÁTOMOS ISÓTOPOS
São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo número de
prótons e semelhantes propriedades químicas.
ISO = mesmo
TOPOS = lugar
ÁTOMOS ISÓTOPOS
Ex:Isótopos do Hidrogênio
1
1H
Hidrogênio ou Hidrogênio leve ou prótio
2 Hidrogênio pesado ou deutério
H
1
3 Trítio
H
1
ÁTOMOS ISÓBAROS
São átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de
massa.
Ex:
40
K
19
40
Ca
20
ÁTOMOS ISÓTONOS
São átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de
nêutrons.
Ex:
79
Se
34
80
Br
35
SÉRIE ISOELÊTRONICA
São espécies químicas (átomos ou íons) que apresentam a mesma quantidade de
elétrons.
Ex:
-3
N
7
10Ne
-2
O
8
+1
Na
11
-1
F
9
+2
Mg
12
ELETROSFERA
CAMADAS OU NÍVEIS
SUBNÍVEIS
Subníveis
s
p
d
f
Nº máximo de
Elétrons
2
6
10
14
ORBITAIS s
ORBITAIS p
ORBITAIS d
NÚMEROS QUÂNTICOS
São parâmetros matemáticos, calculados por Paul Dirac,
utilizados para determinar a posição de um elétron no
átomo.
a) N º Quântico Principal (n): Indica a camada (energia).
b) N º Quântico Azimutal (l): Indica o subnível.
c) N º Quântico Magnético (m): Indica a orbital.
d) N º Quântico Spin (s): Indica a rotação de elétrons.
NÚMEROS QUÂNTICOS
Nome
Associado a
Número
máximo de
e–
Número quântico
principal (n)
Energia, raio médio
(tamanho)
2.n2
1, 2, 3, ...
Número quântico
azimutal ou orbital (ℓ)
Módulo do momento
angular do orbital
(forma)
2(2ℓ + 1)
0, 1, 2, ..., n-1
Número quântico
magnético
(m ou mℓ)
Direção do momento
angular do orbital
2
0, 1, 2, …, ℓ
(2ℓ+1 diferentes
valores)
Número quântico de
spin magnético
(S ou ms)
Sentido de rotação do
e– (estado do spin)
--
½
Valores
permitidos
NÚMEROS QUÂNTICOS
NÚMEROS QUÂNTICOS
Elétron mais energético, é aquele
que apresenta a maior soma:
n+
6s
6+0 = 6

4f
4+3 = 7
NÚMEROS QUÂNTICOS
5s
5+0 = 5
4s
4+0 = 4
Se dois elétrons apresentarem a
mesma soma, terá mais energia aquele
que apresentar o maior n.
5s
5+0 = 5
4p
4+1 = 5
PRÍNCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com
quatro números quânticos iguais. Como conseqüência
desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm
spins opostos. Um orbital semicheio contém um elétron
desemparelhado. Um orbital cheio contém dois elétrons
emparelhados (de spins opostos).
Wolfgang Pauli (1900-1958)
REGRA DE HUND
Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse
subnível recebe inicialmente apenas um elétron;
somente depois de o último orbital desse subnível ter
recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento
de cada orbital semicheio com o segundo elétron.
Friedrich Hermann Hund (1896-1977)
ELÉTRON DE DIFERENCIAÇÃO
Elétron de maior energia ou elétron de
diferenciação é o último elétron
distribuído no preenchimento da
eletrosfera, de acordo com as regras
estudadas.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Diagrama de Linus Pauling
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
2e K (1)
1 s2
8e L (2)
2 s2
2 p6
18e M (3)
3 s2
3 p6
3 d10
32e N (4)
4 s2
4 p6
4 d10
4 f14
32e O (5)
5 s2
5 p6
5 d10
5 f14
18e P (6)
6 s2
6 p6
6 d10
2/8e Q (7)
7 s2
6
p
7
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Hf (Z=72)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2
Ordem Energética.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d2 6s2
Ordem Geométrica.
2e
8e
18e
32e
10e
2e
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Hf (Z=72)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2
Ordem Energética.
Xe (Z=54)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Hf (Z=72)
[Xe]
6s2 4f14 5d2
Cerne do Gás Nobre.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
2
s
1
26Fe(26e )
K
2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s2 3 d6
L
M
N M
2+(24e-) 1 s2 2 s2 2 p6
Fe
3 s2 3 p6 3 d6
26
3+(23e-) 1 s2 2 s2 2 p6
Fe
3 s2 3 p6 3 d5
26
REFÊRENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
•Atkins, Peter & Jones, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio
ambiente. trad. Ignez Caracelli ...[et al.] . Porto Alegre, Bookman, 2001.
•Brown, T.L., Le May, H.E.Jr e Bursten, B.E. Química, ciência central. Rio de Janeiro, LTC,
1999.
•Feltre, Ricardo e Yoshinaga, Setsuo. Físico – Química, vol. 2. São Paulo, Moderna, 1974.
•Fonseca, Martha R. M. da. Completamente Química, vol. 1. São Paulo, FTD, 2001.
•Kotz, John C. e Treichel Jr, Paul. Química e Reações Químicas. Rio de Janeiro, LTC, 1998.
•Mahan, Bruce M.e Myers, Rollie J. Química, um curso universitário. São Paulo, Edgard Blücher,
1995.
•Masterton, William L., Slowinski, Emil J. e Stanitski, Conrad L. Princípios de Química. Rio de
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•O’Connor, Rod. Introdução à Química. Trad. Elia Tfouni ... [et al]. São Paulo, Harper & Row do
Brasil, 1977.
•Russel, John Blair. Química Geral, tradução Márcia Guekezian... São Paulo, Makron Books,
1994.
•Ziani Suarez, Paulo Anselmo e Mindim, Kleber Carlos. Química Geral. Brasília, Editora UnB,
2003