1. POLIANA DUBRUSCK

3. Modelos atômicos
A origem da palavra átomo
A palavra átomo foi utilizada pela primeira vez na Grécia antiga, por volta de
400 aC. Demócrito (um filósofo grego) acreditava que todo tipo de matéria fosse
formado por diminutas partículas que denominou átomos (sem divisão).
Acreditava-se que tais partículas representavam a menor porção de matéria
possível, ou seja, eram indivisíveis. Como esta idéia não pôde ser comprovada
por Demócrito e seus contemporâneos, ela ficou conhecida como 1º modelo
atômico, mas meramente filosófico.

4. Modelo Atômico de Dalton
As idéias de Demócrito permaneceram inalteradas por
aproximadamente 2200 anos. Em 1808, Dalton retomou estas
idéias sob uma nova perspectiva: a experimentação.
Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas, chegou à conclusão de que os
átomos realmente existiam e que possuíam algumas características:
- Toda matéria é formada por diminutas partículas esféricas, maciças, neutras e
indivisíveis chamadas átomos.
- Existe um número finito de tipos de átomos
na natureza.
-Todos os átomos de um determinado elemento
são idênticos em todos os aspectos.
-Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles
não podem ser destruídos.

5. Modelo Atômico de Thomson (1898)
Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um modelo de
átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam uniformemente distribuídos,
garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva dos prótons e negativa
dos elétrons.

6. Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) 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 "alfa" por ele emitidas.
Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de
sulfeto de zinco (ZnS).

7. - Os Postulados de Niels Bohr (1885-1962): De acordo com o modelo
atômico proposto por Rutherford, os elétrons ao girarem ao redor do núcleo, com
o tempo perderiam energia, e se chocariam com o mesmo.
Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria (1913)
sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da Radiação
(1900) de Max Planck.
A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados:
1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do
núcleo, sem emitirem nem absorverem energia.

8. 2º postulado (de Niels Bohr) : Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo,
um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem
as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz.

9. 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.

10. RELAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS
Isótopos: átomos que apresentam mesmo número atômico e número de
massa diferentes. Pertencem ao mesmo elemento químico, pois têm
mesmo valor de Z.
1 H 1
1 H 2
1 H 3
Isóbaros: átomos que apresentam valores diferentes para o número
atômico e mesmo número de massa.
20 Ca42
21 Sc42
Isótonos: átomos que apresentam valores diferentes de número atômico
e de massa, no entanto, mesmo número de nêutrons (A - Z).
17 Cl 37
20 Ca 40
Isoeletrônicos: átomos que apresentam número de elétrons iguais.
Ex: 19K+
16S2-

11. Órbitas:
1circular e as demais elípticas

12. -Modelo Atômico de Sommerfeld
Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível,
ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a
que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos: s , p
, d , f.

13. Subnível  conjunto de orbitais.
s  formado por 1 orbital – máximo: 2 elétrons
p  formado por 3 orbitais máximo: 6 elétrons
d  formado por 5 orbitais máximo: 10 elétrons
f  formado por 7 orbitais máximo: 14 elétrons
Números Quânticos: resolução da expressão matemática da energia
do elétron.
1) Número Quântico Principal (n)  indica o nível de energia do
elétron, ou seja, a camada.
n = 1, 2, 3, 4,...

14. 2) Número Quântico Secundário ou Azimutal(l):Indicação do
subnível onde está o elétron.
L varia de 0 a n- L
Valores possíveis para l:
subnível s  l = 0
subnível p  l = 1
subnível d  l = 2
subnível f  l = 3

15. Camada Subníveis Existentes na Camada Quantidade de Subníveis
na Camada
K (n = 1) s (l = 0); 1
L (n = 2) s (l = 0); p (l = 1) 2
M (n = 3) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); 3
N (n = 4) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); f (l = 3) 4
O (n = 5) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); f (l = 3) 4
P (n = 6) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); 3
Q (n = 7) s (l = 0); 1
l = 0 indica o subnível s
l = 1 indica o subnível p
l = 2 indica o subnível d
l = 3 indica o subnível f

16. Os subníveis teóricos, com l = 4, 5, 6, ..., são representados pelas letras g, h, i, ..., na
seqüência alfabética. A representação de cada subnível é feita pelo valor de n, seguido
da letra que indica o subnível (s, p, d, f).
Exemplo: 1s: representa o subnível s (l = 0) do 1 º nível
Com isso ficamos com:

17. O número máximo de elétrons, em cada subnível, é dado pela
equação 2 (2l + 1). Considerando apenas os subníveis conhecidos, com
isso temos:
O número quântico secundário define o formato do orbital e
localiza o elétron no seu subnível de energia:

18. •l = 0, orbitais s, com formato esférico
•l = 1, orbitais p, com formato de dois
lóbulos e um nódulo
• l = 2, orbitais d, com formato de
quatro lóbulos e dois nódulos
•l = 3, orbitais f, com formato de oito
lóbulos e quatro nódulos

20. Química
Geral
4) Números Quânticos Spin (ms): um elétron tem dois
estados de spin representados pelas setas sendo que
estas setas só podem assumir dois valores +1/2 e -1/2.

21. PARAMAGNETISMO: espécie química que possuem elétrons
desemparelhados.
Oxigênio – 8O
1s 2s 2p
       

22. DIAMAGNETISMO: espécie química que não possuem
elétrons desemparelhados .
Ca (Z=20):1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

23. DIAGRAMA DE PAULING

24. REGRA DE HUND: depois que todos os orbitais de um
mesmo subnível terem recebido seu primeiro elétron, só
então poderão receber o segundo.

25. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NOS ÍONS
Os elétrons serão retirados da última camada eletrônica, e
não do subnível mais energético.
Ex: Fe:(Z= 26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
K=2; L=8; M=14; N=2
QUANDO ÁTOMO DE FERRO PERDE 2 ELÉTRONS E SE
TRANSFORMA NO ÍON Fe2+ TERÁ A DISTRIBUIÇÃO:
EX: Fe2+: (Z= 26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
K=2; L=8; M=14;

26. EXERCÍCIOS
1. Em um determinado estado,os três números quânticos do
elétron de um determinado átomo de hidrogênio são: n=4, l=2,
ml= -1.Em que tipo de orbital esse elétron está localizado.
2. Qual das configurações eletrônicas, implica num
paramagnetismo mais acentuado?
a) 1s2 2s1
b) 1s2 2s2 2p1
c) 1s2 2s2 2p3
d) 1s2 2s2 2p6
3. Indique o conjunto de números quânticos: 23V