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QUÍMICA GERAL E
INORGÂNCIA
TEORIA ATÔMICA
A evolução dos modelos atômicos

Setembro 2013
MODELO DE RUTHERFORD

Toda a carga positiva dos átomos, que comportaria
praticamente toda a sua massa, estaria concentrada numa
pequena região do seu centro: o núcleo.
Os elétrons ficariam orbitando em torno deste núcleo: na
eletrosfera.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
FALHA NO MODELO DE RUTHERFORD
Uma carga negativa, colocada
em movimento ao redor de uma
carga positiva estacionária,
adquire movimento espiralado,
em sua direção, colapsando
com ela.
Segundo o eletromagnetismo,
essa carga negativa deveria
emitir energia na forma de
radiação eletromagnética.

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
O QUE VEM POR AI..
Energia radiante (ou
eletromagnética) possui
caráter ondulatório.

A energia radiante inclui
luz visível, radiação
infravermelha e
ultravioleta, ondas de
rádio, raios X, microondas
e se propaga com
velocidade constante (c).

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
NIELS BORH (1885-1962)
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.

TEORIA QUÂNTICA
De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula
passa de uma situação de maior energia para outra de
menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou
recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta
(quantum é o singular de quanta).
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
No início do século
XX...
... foi demonstrado que a
energia é “quantizada”, sendo
enviada em “pacotes” de
ondas carregadas pelos
fótons.
A energia de um fóton é
calculada pela
expressão:

Max Planck

Albert Einstein

E=hxν
Em que “h” é a constante de
Planck = 6,63 x 10 -34 J x s.

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
Haveria alguma relação entre a energia
de um elétron e o comprimento de onda
da luz emitida por um átomo?
Sabemos que:

c=λxν
e:

Então:

E=hxν

Efóton = h x c
λ

“A energia de um fóton é inversamente proporcional
ao seu comprimento de onda (“c” e “h” são
constantes).
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO
DE BORH
Um espectro visível
contínuo é produzido
quando
um
feixe
estreito de luz branca
atravessa um prisma.

A decomposição da
radiação emitida por
átomos de gás produz
um espectro de luz com
cores bem definidas.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO
DE BORH
Experimentos de espectroscopia
de átomos de H apresentavam
raias espectrais discretas:
Série de Balmer
410 434

486

656

λ(Å)

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Profª Daiane
ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO
DE BORH

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO
DE BORH
O comprimento de onda da
radiação emitida também tem
um valor único.

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
Um gás emite luz quando uma
corrente elétrica passa através
dele...

...porque os elétrons que
compõem seus átomos primeiro
absorvem energia da
eletricidade...
...e posteriormente a
liberam sob a forma
de luz.

A radiação emitida é
limitada para um certo
comprimento de onda...

Ou seja, a
energia de um
elétron é
quantizada!

...então um elétron em
um átomo pode ter
somente certas
quantidades específicas
de energia.

Niels Bohr
POSTULADOS DE BORH
1º postulado: Um elétron em um átomo se move
numa órbita circular em torno do núcleo sob
influência da atração de natureza elétrica, entre o
elétron e o núcleo, obedecendo às leis da mecânica
clássica.
2º postulado: Em vez das infinidades de órbitas que seriam possíveis
segundo a mecânica clássica, um elétron só pode se mover em órbitas
que apresentem momentos angulares L “quantizados”.
3º postulado: Apesar de estar constantemente
acelerado, o elétron que se move numa dessas
órbitas possíveis não emite radiação eletromagnética.
Portanto, sua energia total E permanece constante.
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Profª Daiane
POSTULADOS DE BORH
4º postulado: É emitida radiação eletromagnética se um elétron
que se move inicialmente sobre uma órbita de energia total Ei,
muda seu movimento descontinuamente de forma a se mover
numa órbita de energia total Ef. A frequência da radiação emitida
(n) é igual a: Ei - Ef/h.
Fornecendo energia (elétrica,
térmica, etc) 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.

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
POSTULADOS DE BORH

Órbitas de Bohr para o
átomo de hidrogênio

Segundo postulado de Bohr.
Um átomo irradia energia quando um elétron
salta de uma órbita de maior energia para uma
de menor energia.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
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MODELO ATÔMICO DE BORH

A linha vermelha no espectro atômico é
causada por elétrons saltando
da terceira órbita para a segunda órbita

A

linha

verde-azulada

no

espectro

atômico é causada por elétrons saltando
da quarta para a segunda órbita.

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
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MODELO ATÔMICO DE BORH

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.
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FALHAS NO MODELO DE BORH

Funcionava somente para átomos com um elétron
(“hidrogenóides”).
Não conseguia calcular as intensidades ou estrutura fina
das linhas espectrais (por exemplo, quando os átomos
eram colocados em campos magnéticos).
Não conseguia explicar a ligação dos átomos para formar
moléculas.

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
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Estudando o espectro de emissão do átomo de hidrogênio
com técnicas mais avançadas:

Arnold Sommerfeld
percebeu que as linhas
espectrais não eram únicas,
mas formadas por conjuntos
de linhas muito próximas
umas das outras.

Isso ajudou a corrigir problemas apresentados pelo modelo
proposto por Niels Bohr.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
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Para várias
linhas
espectrais,
várias órbitas...
Para cada “n”,
n possíveis
valores de “l”.
Sommerfeld utilizou um
número, chamado de
“número quântico
secundário ou azimutal” (l)
para representá-las.

Subníveis
de
energia.

Foi determinado
que o número
máximo de
elétrons num
subnível é dado
por: 2 (2 l + 1).

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
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Aos subníveis foram dados nomes:
Valor de “l”

Capacidade

“s” (sharp)

0

2 (2 l + 1)
2

“p” (principal)

1

6

“d” (diffuse)

2

10

“f” (fundamental)

3

14

“g”

4

18

“h”

5

22

“i”

6

26

Nome

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MODELO ATUAL

Heisenberg, Nobel
de Física de 1932.

Louis de Broglie, Nobel
de Física de 1929.

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MODELO ATUAL
Princípio da Incerteza de Heisenberg:
é impossível determinar com precisão a posição e
a velocidade de um elétron num mesmo instante.
Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie
:
o elétron apresenta característica DUAL, ou seja,
comporta-se como matéria e energia, sendo
portanto, uma partícula-onda.
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
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MODELO QUÂNTICO
Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma
teoria chamada de "Teoria da Mecânica
Ondulatória" que determinou o conceito de
"orbital".
Orbital é a região do espaço ao redor do
núcleo onde existe a máxima
probabilidade de se encontrar o elétron.
A partir das equações de Schrödinger não é possível
determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo,
mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a
região mais provável de encontrá-lo.
Usa-se três números quânticos, n, l e ml, para
descrever um orbital.
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MODELO QUÂNTICO

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
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NÚMEROS QUÂNTICOS
n - níveis de energia principais do elétron na região
mais provável de encontrá-lo - No. Máximo de
elétrons 2n
l - momento angular do elétron - subníveis de
energia nos quais é mais provável encontrar o
elétron. (0 a n -1)
ml - orientação orbital no espaço. - l a + l

ms - momento angular intrínseco
do elétron. +1/2 e -1/2
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
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REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS
ORBITAL s

Distribuição de
densidade
eletrônica de um
orbital s

A região mais provável
de encontrar um elétron
com energia
correspondente a de um
orbital s, tem formato
esférico.
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REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS
ORBITAL p

Distribuição de
densidade
eletrônica de um
orbital 2p

Representação dos três orbitais p

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS

Representação dos cinco orbitais d

ORBITAL d

Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
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ORBITAL f

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ÁTOMOS MONOELETRÔNICOS
Orbitais com o mesmo valor de n
têm a mesma energia

ÁTOMOS POLIELETRÔNICOS
Orbitais com o mesmo valor de n e
de l têm a mesma energia

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Resumo
• Elétron descreve órbitas

Borh

Quântico

• Órbita: linha onde existe a
certeza de encontrar o elétron,
com uma dada energia

• Elétron ocupa um orbital
• Orbital: região do espaço
onde há probabilidade de se
encontrar um elétron com
uma dada energia.
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quimica geral Aula 03

  • 1. QUÍMICA GERAL E INORGÂNCIA TEORIA ATÔMICA A evolução dos modelos atômicos Setembro 2013
  • 2. MODELO DE RUTHERFORD Toda a carga positiva dos átomos, que comportaria praticamente toda a sua massa, estaria concentrada numa pequena região do seu centro: o núcleo. Os elétrons ficariam orbitando em torno deste núcleo: na eletrosfera. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 3. FALHA NO MODELO DE RUTHERFORD Uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado, em sua direção, colapsando com ela. Segundo o eletromagnetismo, essa carga negativa deveria emitir energia na forma de radiação eletromagnética. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 4. O QUE VEM POR AI.. Energia radiante (ou eletromagnética) possui caráter ondulatório. A energia radiante inclui luz visível, radiação infravermelha e ultravioleta, ondas de rádio, raios X, microondas e se propaga com velocidade constante (c). Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 5. NIELS BORH (1885-1962) 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. TEORIA QUÂNTICA De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior energia para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta (quantum é o singular de quanta). Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 6. No início do século XX... ... foi demonstrado que a energia é “quantizada”, sendo enviada em “pacotes” de ondas carregadas pelos fótons. A energia de um fóton é calculada pela expressão: Max Planck Albert Einstein E=hxν Em que “h” é a constante de Planck = 6,63 x 10 -34 J x s. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 7. Haveria alguma relação entre a energia de um elétron e o comprimento de onda da luz emitida por um átomo? Sabemos que: c=λxν e: Então: E=hxν Efóton = h x c λ “A energia de um fóton é inversamente proporcional ao seu comprimento de onda (“c” e “h” são constantes). Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 8. ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO DE BORH Um espectro visível contínuo é produzido quando um feixe estreito de luz branca atravessa um prisma. A decomposição da radiação emitida por átomos de gás produz um espectro de luz com cores bem definidas. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 9. ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO DE BORH Experimentos de espectroscopia de átomos de H apresentavam raias espectrais discretas: Série de Balmer 410 434 486 656 λ(Å) Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 10. ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO DE BORH Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 11. ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO DE BORH O comprimento de onda da radiação emitida também tem um valor único. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 12. Um gás emite luz quando uma corrente elétrica passa através dele... ...porque os elétrons que compõem seus átomos primeiro absorvem energia da eletricidade... ...e posteriormente a liberam sob a forma de luz. A radiação emitida é limitada para um certo comprimento de onda... Ou seja, a energia de um elétron é quantizada! ...então um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades específicas de energia. Niels Bohr
  • 13. POSTULADOS DE BORH 1º postulado: Um elétron em um átomo se move numa órbita circular em torno do núcleo sob influência da atração de natureza elétrica, entre o elétron e o núcleo, obedecendo às leis da mecânica clássica. 2º postulado: Em vez das infinidades de órbitas que seriam possíveis segundo a mecânica clássica, um elétron só pode se mover em órbitas que apresentem momentos angulares L “quantizados”. 3º postulado: Apesar de estar constantemente acelerado, o elétron que se move numa dessas órbitas possíveis não emite radiação eletromagnética. Portanto, sua energia total E permanece constante. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 14. POSTULADOS DE BORH 4º postulado: É emitida radiação eletromagnética se um elétron que se move inicialmente sobre uma órbita de energia total Ei, muda seu movimento descontinuamente de forma a se mover numa órbita de energia total Ef. A frequência da radiação emitida (n) é igual a: Ei - Ef/h. Fornecendo energia (elétrica, térmica, etc) 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. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 15. POSTULADOS DE BORH Órbitas de Bohr para o átomo de hidrogênio Segundo postulado de Bohr. Um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 16. MODELO ATÔMICO DE BORH A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons saltando da terceira órbita para a segunda órbita A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quarta para a segunda órbita. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 17. MODELO ATÔMICO DE BORH 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. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 18. FALHAS NO MODELO DE BORH Funcionava somente para átomos com um elétron (“hidrogenóides”). Não conseguia calcular as intensidades ou estrutura fina das linhas espectrais (por exemplo, quando os átomos eram colocados em campos magnéticos). Não conseguia explicar a ligação dos átomos para formar moléculas. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 19. Estudando o espectro de emissão do átomo de hidrogênio com técnicas mais avançadas: Arnold Sommerfeld percebeu que as linhas espectrais não eram únicas, mas formadas por conjuntos de linhas muito próximas umas das outras. Isso ajudou a corrigir problemas apresentados pelo modelo proposto por Niels Bohr. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 20. Para várias linhas espectrais, várias órbitas... Para cada “n”, n possíveis valores de “l”. Sommerfeld utilizou um número, chamado de “número quântico secundário ou azimutal” (l) para representá-las. Subníveis de energia. Foi determinado que o número máximo de elétrons num subnível é dado por: 2 (2 l + 1). Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 21. Aos subníveis foram dados nomes: Valor de “l” Capacidade “s” (sharp) 0 2 (2 l + 1) 2 “p” (principal) 1 6 “d” (diffuse) 2 10 “f” (fundamental) 3 14 “g” 4 18 “h” 5 22 “i” 6 26 Nome Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 22. MODELO ATUAL Heisenberg, Nobel de Física de 1932. Louis de Broglie, Nobel de Física de 1929. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 23. MODELO ATUAL Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante. Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie : o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia, sendo portanto, uma partícula-onda. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 24. MODELO QUÂNTICO Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital". Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron. A partir das equações de Schrödinger não é possível determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais provável de encontrá-lo. Usa-se três números quânticos, n, l e ml, para descrever um orbital. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 25. MODELO QUÂNTICO Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 26. NÚMEROS QUÂNTICOS n - níveis de energia principais do elétron na região mais provável de encontrá-lo - No. Máximo de elétrons 2n l - momento angular do elétron - subníveis de energia nos quais é mais provável encontrar o elétron. (0 a n -1) ml - orientação orbital no espaço. - l a + l ms - momento angular intrínseco do elétron. +1/2 e -1/2 Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 27. REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS ORBITAL s Distribuição de densidade eletrônica de um orbital s A região mais provável de encontrar um elétron com energia correspondente a de um orbital s, tem formato esférico. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 28. REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS ORBITAL p Distribuição de densidade eletrônica de um orbital 2p Representação dos três orbitais p Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 29. REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS Representação dos cinco orbitais d ORBITAL d Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 30. REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS Representação dos sete orbitais f ORBITAL f Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 31. ÁTOMOS MONOELETRÔNICOS Orbitais com o mesmo valor de n têm a mesma energia ÁTOMOS POLIELETRÔNICOS Orbitais com o mesmo valor de n e de l têm a mesma energia Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane
  • 32. Resumo • Elétron descreve órbitas Borh Quântico • Órbita: linha onde existe a certeza de encontrar o elétron, com uma dada energia • Elétron ocupa um orbital • Orbital: região do espaço onde há probabilidade de se encontrar um elétron com uma dada energia. Aula 03 – Química Geral e Inorgânica Profª Daiane 32