1) O documento descreve a evolução da teoria atômica desde os modelos antigos dos gregos até o modelo atual baseado na mecânica quântica. 2) Inclui os principais modelos propostos por cientistas como Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, de Broglie e Schrödinger e suas contribuições para entender a estrutura atômica. 3) O modelo atual incorpora os conceitos de dualidade onda-partícula e quantização da energia e representa o átomo em termos de números quânticos e orbitais at

1. 10/12/2012
Universidade Federal da Paraíba Constituição Elementar da Matéria
Centro de Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química
Disciplina: Química Geral →Gregos - 4 elementos que originavam todas as outras coisas.
Filósofos gregos
Matéria/corpo
Evolução dos modelos atômicos Sucessivas
Divisões
Curso: Tecnologia em Produção Sucroalcooleira/Alimentos
ÁTOMO
Professora: Liliana Lira Pontes
Leucipo Demócrito
Semestre 2012.2
Evolução da Teoria Atômica Reações Químicas
Evolução da Teoria Atômica
Reações Químicas
Experimentação
Experimentação “Toda matéria é feita de várias combinações de formas
1807 Lei da conservação das massas simples de matéria chamadas elementos químicos. Um
John Dalton “ nenhum ganho ou perda de massa elemento é uma substância que consiste de uma única
detectável ocorre nas reações espécie de átomo”
Modelo químicas. A massa é conservada”
Atômico
Lei das proporções definidas Átomo
Hipóteses “ em um dado composto químico, os
elementos estão sempre combinados na (Modelo da bola de bilhar)
mesma proporção de massa”
1. Todos os átomos de um dado elemento químico são idênticos
2. Os átomos de diferentes elementos tem massas diferentes
3. Um composto é uma combinação específica de átomos de mais de um
Em 1989 a IBM assombrou o mundo ao escrever a
elemento
palavra I-B-M usando 25 átomos de xenônio com um
4. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos mas microscópio eletrônico de tunelamento
trocam de parceiros para produzir novas substâncias
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2. 10/12/2012
Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica
“Toda matéria é composta de várias combinações de formas
1897 Descoberta dos Elétrons
simples de matéria chamadas elementos químicos. Um
elemento é uma substância que consiste de uma única
espécie de átomo” Átomos não são indivisíveis
Átomo
(Modelo da bola de bilhar)
Joseph John Thomson
Imagem de STM (7 nm x 7 nm) de uma
(1871-1937)
cadeia em ziguezague simples de átomos de
arsênio (vermelho) sobre uma superfície de
arseneto de gálio (azul). Tubo de raios
catódicos
Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica
De que maneira os prótons e elétrons estariam dispostos
Conclusão de Thomson a respeito dos raios catódicos: no átomo?
Possuem massa
Caminham em linha reta Carga de um elétron:
São formados por partículas negativas
1,602 x 10-19 C
ELÉTRONS Modelo atômico de Thomson
“Pudim de passas”
“”átomos tem carga zero”
“bolha positivamente carregada de material
Outra partícula atômica (Prótons) gelatinoso, com elétrons suspensos nela”
? ?
Novos Até que ponto seria correto o modelo de Thomson?
? Questionamentos
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Evolução da Teoria Atômica Conclusões de Rutherford
1908 1911
Em Experimento de Rutherford O átomo teria um núcleo positivo;
Os elétrons girariam em volta do núcleo (eletrosfera);
O núcleo é muito pequeno em relação ao tamanho do átomo;
Século XX – avanço tecnológico- espectrômetros de massa
“Nem todos os átomos de um elemento tem a mesma massa”
Ernest Rutherford
(1871-1937) Núcleo do átomo deveria conter partículas, além dos prótons, e que
possuem carga zero
elétrons elétrons
Nêutrons núcleo
Sistema Planetário
Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica
(Partículas subatômicas)
 Um elemento químico é um conjunto de átomos
com o mesmo número atômico (Z), ou seja, mesmo
número de prótons.
Representação do átomo do elemento Químico (X)
Um átomo neutro sempre possuirá igual quantidade de prótons e
elétrons;
A quantidade de prótons de um átomo constitui seu número A=Z+N
atômico (Z); A
A quantidade total de prótons e nêutrons de um átomo Z X N = número de nêutrons
corresponde ao seu número de massa (A); A = número de massa
Cada elemento químico possui um número atômico característico.
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Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica
Nem todos os átomos de um elemento tem a mesma massa
Isótopos Modelo de Rutherford aceito...
O que fazem os elétrons? Rutherford
Átomos com o mesmo número atômico (Z), mas diferentes
números de nêutrons (N)
A
O dilema do átomo estável! Imperfeições
Z X Z=10
1- o elétron está parado
2-o elétron está em movimento
20Ne 21Ne 22Ne
(90,92%) (0,26%) (8,82%)
Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica - Novo modelo atômico
Primeira tentativa de descrever o novo modelo...
Contradição no modelo de Rutherford
Elétron em movimento
Niels Bohr (à direita) e Einstein
circular
Bohr – Elucidação da estrutura atômica
Aceleração – física clássica encontrada na natureza da luz emitida
pelas substâncias;
Energia Radiante....eletromagnética
Partícula carregada
Sistema atômico entraria em
(elétron)iria emitir energia
colapso
até cair no núcleo
Mas isso não ocorre!
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Evolução da Teoria Atômica
REM - Parâmetros Ondulatórios
Radiação Eletromagnética (REM) O movimento ondulatório é caracterizado pelos seguintes parâmetros:
 comprimento de onda ()
Um tipo de energia transmitida através do espaço a velocidades
 freqüência ()
altíssimas.
 velocidade da onda (vi) vi= (i= meio material qualquer)
Velocidade - representada por c e chamada de velocidade da luz
amplitude (A)
c (no vácuo)= 3,00 x 108 m s-1
Quando um feixe de luz encontra
um elétron “empurra” o elétron
para uma direção depois para outra, νλ=c
periodicamente.
Onde c= velocidade da luz = 3,00 x 10 8 m s-1 λ(lambda) = comprimento de onda que
depende da luz e ν é a freqüência.
Evolução da Teoria Atômica Evolução da Teoria Atômica
Einstein prôpos, em seus estudos, que a REM consistia de Modelo atômico de Bohr
partículas chamadas de fótons.
1913 Dilema do átomo estável;
Cada fóton pode ser entendido como um pacote de energia, e a Princípios físicos para explicar o movimento dos
energia de 1 só fóton está relacionada com a frequência da elétrons;
radiação pela equação: Fundamentado na Teoria Quântica da Radiação
(1900) de Max Planck;
E = hν Os elétrons emitem energia na forma de luz, mas a
radiação emitida é limitada para um certo
comprimento de onda.
h = constante de Planck=6,63 x 10-34 J s
ν = freqüência (depende da luz) O elétron não está livre para ter qualquer energia.
Niels Bohr
(1885-1962) Energia quantizada!
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Evolução da Teoria Atômica Um átomo irradia energia quando um
elétron salta de uma órbita de maior
1913
Modelo atômico de Bohr energia para uma de menor energia
Move-se em órbitas circulares em torno do núcleo do átomo.
Modelo de Bohr
valores de energia ou camadas K, L, M, N, O, P, Q
Virtudes Limitações
 Não permite descrever
as energias de átomos
Niels Bohr Permite calcular as energias
multieletrônicos.
(1885-1962) núcleo do H concordantes com os
valores experimentais
 Não possibilita explicar
K L Trajetória as ligações químicas.
M N O P Q
fixa-órbita
1 2 3 4 5 6 7
Um elétron daria saltos quânticos de um nível de energia para o outro
Modelo Atômico de Sommerfeld (1916) – átomos mais complexos que o
hidrogênio O MODELO ATUAL BASEADO NA
Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível,
MECÂNICA-QUÂNTICA
ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de
subníveis, que podem ser de quatro tipos: s,p,d,f.
Considera o conceito de quantização de
Bohr, mas extrapola - porquê da quantização
Modelo matemático
Por volta de 1927
Proposta por Heisenberg e
Schrödinger
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Princípio da Incerteza de Heisenberg:
Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie:
É impossível determinar com precisão a posição e a
velocidade de um elétron num mesmo instante.
o elétron apresenta característica DUAL, ou seja,
Deixa clara a impossibilidade de determinar a exata
comporta-se como matéria e energia sendo uma
trajetória do elétron a partir da energia e da velocidade.
partícula-onda.
 Por este motivo, buscou-se, então, trabalhar com a Luis Broglie (comportamento dual – partícula-onda) sugeriu que o elétron, em
provável região onde é possível encontrá-lo. seu movimento ao redor do núcleo, tinha associado a ele um comprimento de
onda particular. Ele propôs que o comprimento de onda característico do elétron
ou de qualquer outra partícula depende de sua massa (m), e de sua velocidade,
Δx > h/4πmΔv (v).
Onde h é a constante de Planck, m é a massa do elétron (9,11 x 10-28 g).
λ = h/mv
EQUAÇÃO FUNDAMENTAL DA MECÂNICA QUÂNTICA – Orbital
Schrödinger- incorpora o que diz Broglie
Derivada da órbita de Bohr! Mas corresponde também à
região do espaço de maior manifestação eletrônica.
H i = Ei 
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a
máxima probabilidade de se encontrar o elétron.
onde:
 H = Hamiltoniano (Energia cinética+energia potencial coulômbica)
 Ei = energias permitidas
 i (psi) = funções de onda dos elétrons nos átomos, ou seja,
orbitais atômicos (i2 densidade de probabilidade)
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8. 10/12/2012
nível, o subnível e o orbital de um elétron podemos utilizar...
Modelo atômico de Schrödinger - não é possível
determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas,
Números Quânticos
a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais
provável de encontrá-lo.
Códigos matemáticos associados à energia do elétron
Caracterização do elétron
Principal = tamanho Princípio da exclusão de Pauli:
Secundário = forma no mesmo átomo, não existem
2 elétrons
Magnético=orientação com os mesmos números
Spin = direção do elétron no quânticos
espaço
Número Quântico principal (n) Número Quântico principal (n)
Indica a energia do elétron Número máximo de elétrons
Indica a energia do orbital
K L M N
Onde
Equação de Rydberg
X= número máximo de elétrons
n= 1, 2, 2, ....7 ....7 X= 2n2
núcleo
n= 1, 3, 3, n = número quântico principal
Núcleo
2
Exemplo: para o nível 3, temos: K
L 8
n=1 n=2 n=3 n=4 N= 2.(n)2  N= 2.(3)2  N= 2.9 = 18 M 18
N 32
Quanto maior o valor do n maior é a energia do orbital Então, para o nível de n=3, comporta no máximo 18 O 32
elétrons P 18
Q 8
8

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Número Quântico secundário (l) ou azimutal Número Quântico secundário (l)
Cada nível de energia é constituído por um ou mais subníveis
Para um número quântico principal n, teremos n subníveis possíveis.
Designação dos subníveis: s, p, d, f (na prática)
(g, h e i) – existem na teoria Generalizando para outros valores de n, temos:
Número quântico secundário (l) pode assumir qualquer valor
inteiro entre 0 e (n-1)
Quando n = 1, há apenas um valor possível para l: (0)zero.
No primeiro nível de energia, só existe um subnível: o subnível s
Quando n = 2, há dois valores possíveis para l: 0 e 1
Então, no segundo nível de energia existem dois subníveis s e p.
Número Quântico secundário (l) Generalizando para os outros valores de l, temos:
Número máximo de elétrons em cada subnível
Nelétrons=2(2l + 1)
Por exemplo, para o subnível s, onde l = 0, temos:
2. (2l + 1) = 2 Uma observação experimental  subníveis do mesmo
nível têm energias diferentes.
Ou seja,
Portanto, 2 elétrons são permitidos para o
subnível s. Seus subníveis sempre aumentam de energia
s<p<d<f
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10. 10/12/2012
Representação esquemática da
Distribuição eletrônica distribuição dos elétrons de um Distribuição eletrônica
átomo de um determinado
elemento Relação Direta entre níveis e subníveis
Proposta por Linus Pauling- químico quântico
Relação
Níveis de Energia  Subníveis de Energia
Número quântico principal Número quântico secundário
(n) (l)
Por exemplo:
2p
Nível Subnível
Distribuição eletrônica Distribuição eletrônica
Pauling também estabeleceu que:
Energia de cada subnível é dada pela soma do número
quântico principal (n) com o número quântico secundário (l)
E=n+l
Subnível 3d mais
energético que 4s
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11. 10/12/2012
Distribuição eletrônica Distribuição eletrônica
Efetuando a soma de E = n+l para todos os subníveis Pode-se, então, fazer a distribuição eletrônica a
conhecidos, temos a ordem energética: partir do número atômico do elemento:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d Número de elétrons
nível n sx existentes no subnível
subnível s
Exemplo: Átomo de Hidrogênio
1H  1s1
Nível 1 subnível s Apenas 1 elétron
Distribuição eletrônica de íons Distribuição eletrônica de íons
Íons são formados de átomos por ganho ou perda de
elétrons. (Ocorre sempre na camada de valência) Ânions ou íons negativos
Cátions ou íons positivos Formado pelo ganho de elétrons
Formado pela perda de elétrons Exemplo: 16S
Exemplo: 11Na
CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Config. Eletrônica (CE): 1s2 2s2 2p6 3s1
Ganho de 2 elétrons (S2-)
Perda de 1 elétron (Na+)
CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Config. Eletrônica: 1s2 2s2 2p6
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Distribuição eletrônica Orbital s
Relembrando....
 orbital é esférico
De acordo com o princípio da Incerteza de Heisemberg, não se
pode afirmar que exista uma órbita definida para o elétron. O
 mais baixa energia
mais adequado é considerar que existam regiões, denominadas
orbitais, em torno do núcleo.
Suporta no máximo 2 elétrons
Região de maior probabilidade de se encontrar o elétron no
átomo
Orbital p Número Quântico magnético (m ou ml)
Indica a orientação dos orbitais no espaço
Para cada orbital, temos um determinado número
quântico magnético
m = -l, .....0......+l
Suporta no máximo 6 elétrons
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13. 10/12/2012
Número Quântico magnético (m ou ml) Relação do subnível com o orbital
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Representação gráfica de um orbital
Número Quântico spin (s ou ms) Distribuição Eletrônica em Orbitais
Diferencia os elétrons de um mesmo orbital de acordo Princípio de exclusão de Pauli: “Num orbital existem
com sua rotação no máximo 2 elétrons com spins opostos”
2He: 1s2
+1/2 Regra de Hund: elétrons, ao entrarem em uma
subcamada contendo mais do que um orbital, serão
s espalhados sobre os orbitais disponíveis com seus spins na
-1/2 mesma direção.
7N: 1s2 2s2 2p3
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