Cap 4 Ricardo Feltre

1. A DESCOBERTA DA ESTRUTURA
ATÔMICA
Profa. Prislaine Pupolin Magalhães

2. • século VI a.C - eletricidade - elektron
• 1854 - descargas elétricas em gases - Heinrich
Geissler desenvolveu um tubo de descarga
consNtuído de um vidro largo, fechado e com
eletrodos circulares em suas extremidades.
Histórico

3. • 1875 - raios catódicos - William Crookes colocou gases muito
rarefeitos (isto é, em pressões baixíssimas) em ampolas de
vidro, submetendo esses gases a voltagens elevadíssimas.
• Essas parYculas foram denominadas elétrons. Surgia assim,
pela primeira vez na história, a idéia da existência de uma
par3cula subatômica.
• Contrariando Dalton, começava-se a provar que o átomo
pode ser dividido.
Histórico

4. Reconhecendo a divisibilidade do átomo e a
natureza elétrica da matéria.
• 1886 - Eugen Goldstein, modificou a ampola de Crookes e
descobriu os chamados raios anódicos ou canais.
• o próton - existência de uma segunda parYcula subatômica com
carga posiNva de valor igual à do elétron.
• 1903 - Joseph John Thomson propôs, em, um novo modelo de
átomo, formado por uma “pasta” posiNva “recheada” pelos
elétrons de carga negaNva - neutralidade elétrica.

5. O modelo atômico de
Thomson
• eletrização por atrito, entendendo-se que o
atrito separava cargas elétricas (parte das
posiNvas em um corpo e igual parte das negaNvas
em outro, como no caso do bastão atritado com
tecido);
• corrente elétrica, vista como um fluxo de
elétrons;
• formação de íons negaNvos ou posiNvos,
conforme Nvessem, respecNvamente, excesso ou
falta de elétrons;
• descargas elétricas em gases, quando os
elétrons são arrancados de seus átomos (como
na ampola de Crookes).

6. A DESCOBERTA DA
RADIOATIVIDADE
• 1896 - Henri Becquerel descobriu que o
elemento químico urânio emiNa radiações
semelhantes, em certos aspectos, aos raios X.
Esse fenômeno passou a ser conhecido como
radioaLvidade. Posteriormente, o casal Curie
descobriu radioaNvidade ainda mais forte nos
elementos químicos polônio e rádio.
• 1898 - Ernest Rutherford verificou que algumas
emissões radioaNvas se subdividiam, quando
submeNdas a um campo elétrico.

7. A DESCOBERTA DA
RADIOATIVIDADE
- α seriam formadas por parYculas posiNvas (pois são
atraídas pelo pólo negaNvo) e mais pesadas (pois
desviam menos);
- β seriam parYculas negaNvas e mais leves.
- radiações γ não teriam massa.

8. O MODELO ATÔMICO DE
RUTHERFORD
• 1911, Rutherford: compreensão do modelo atômico.
• tamanho do átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior
que o de seu núcleo.
• Emissão de parYculas alfa.

10. A IDENTIFICAÇÃO DOS ÁTOMOS
• Número atômico (Z ) é o número de prótons
existentes no núcleo de um átomo.
• Número de massa (A) é a soma do número de prótons
(Z) e de nêutrons (N) existentes num átomo.
• Elemento químico é o conjunto de átomos com o
mesmo número atômico (Z).

12. Isótopos, isóbaros e isótonos
• Isótopos são átomos com mesmo número de prótons (Z ) e
diferente número de massa (A).
• Isóbaros são átomos de diferentes números de prótons (elementos
diferentes), mas que possuem o mesmo número de massa (A).
• Isótonos são átomos de diferentes números de prótons (elementos
diferentes), dife- rentes números de massa, porém com mesmo
número de nêutrons (N ).

13. Um breve estudo das ondas
• freqüência: o número de ondas por unidade de tempo, medida em ciclos
por minuto ou em ciclos por segundo, que é denominado hertz (Hz) -
usico Heinrich Hertz.
• comprimento de onda: λ (lambda) - distância entre duas cristas
consecuNvas
• velocidade de propagação: v - a velocidade de passagem das ondas,
medida em metros por minuto.

14. As ondas
eletromagnéLcas
• oscilação simultânea de um campo elétrico e de
um campo magnéNco perpendiculares entre si.
• luz branca (luz solar ou de uma lâmpada
incandescente comum) se decompõe em várias
cores, que formam o chamado espectro
luminoso.

15. • a diferença reside nos comprimentos de onda
e nas freqüências, que variam para cada cor.

17. “Lâmpada” de hidrogênio
• Voltemos agora à experiência de produzir um espectro luminoso fazendo a luz
atravessar um prisma de vidro. Se em vez da luz solar ou de uma lâmpada
incandescente usássemos um tubo semelhante ao de Geissler, contendo o gás
hidrogênio a baixa pressão e sob alta tensão elétrica, o fenômeno observado seria
bem diferente:
• Raias desconYnuas.

18. Raias ou bandas do espectro.

19. O modelo de Rutherford-Bohr
• 1913 - Niels Bohr aprimorou o modelo atômico de Rutherford,
uNlizando a teoria de Max Planck (Em 1900, Planck já havia
admiNdo a hipótese de que a energia não seria emiNda de
modo conYnuo, mas em “pacotes”. A cada “pacote de energia”
foi dado o nome de quantu).
Surgiram, assim, os chamados postulados de Bohr:
• os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número
limitado de órbitas bem definidas, que são denominadas
órbitas estacionárias;
• movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite
nem absorve energia;
• ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite
ou absorve uma quanNdade bem definida de energia, chamada
quantum de energia (em laNm, o plural de quantum é quanta).

20. Essa emissão de energia é explicada a seguir.
• Recebendo energia (térmica, elétrica ou
luminosa) do exterior, o elétron salta de uma
órbita mais interna para outra mais externa; a
quanNdade de energia recebida é, porém, bem
definida (um quantum de energia).
• Pelo contrário, ao “voltar” de uma órbita mais
externa para outra mais interna, o elétron
emite um quantum de energia, na forma de luz
de cor bem definida ou outra radiação
eletromagnéNca, como ultravioleta ou raios X
(daí o nome de fóton, que é dado para esse
quantum de energia).
• Esses saltos se repetem milhões de vezes por
segundo, produzindo assim uma onda
eletromagnéNca, que nada mais é do que uma
sucessão de fótons (ou quanta) de energia.

21. • Considerando que os elétrons só podem saltar entre
órbitas bem definidas, é fácil entender por que nos
espectros desconYnuos aparecem sempre as mesmas
raias de cores também bem definidas.

22. Modelo atômico de Rutherford-Bohr
(1913).
Estudos posteriores mostraram:
• As órbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agrupam
em sete camadas eletrônicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q.
• Em cada camada, os elétrons possuem uma quanNdade fixa de
energia (por esse moNvo, as camadas são também denominadas
estados estacionários ou níveis de energia).
• Cada camada comporta um número máximo de elétrons.

23. O MODELO DOS ORBITAIS ATÔMICOS
• elétron se comporta ora como par3cula, ora como onda - uma
par3cula-onda.
• 1924 - , Louis De Broglie associa a natureza dual da luz ao
comportamento do elétron, enunciando o seguinte postulado: A
todo elétron em movimento está associada uma onda caracterísNca
(princípio da dualidade ou de De Broglie).
• 1926 - Werner Heisenberg enunciou o seguinte princípio: Não é
possível calcular a posição e a velocidade de um elétron, num
mesmo instante (princípio da incerteza ou de Heisenberg).
• 1926 – Erwin Schrödinger - dificuldade de se prever a posição exata
de um elétron na eletrosfera, podemos calcular a região onde
haveria maior probabilidade de se encontrar o elétron - orbital.
– Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde é máxima a
probalidade de encontrar um determinado elétron.

24. OS ESTADOS ENERGÉTICOS DOS
ELÉTRONS

25. Números quânNcos
• Níveis energéLcos: sete camadas - K, L, M, N,
O, P e Q (modelo de Rutherford-Bohr).
– número quânLco principal (n), que é um número
inteiro, variando de 1 a 7.
• Subníveis energéLcos: São os “degraus” de
cada camada. número quânLco secundário
ou azimutal (l), que assume os valores 0, 1, 2 e
3, mas que é habitualmente designado pelas
letras s, p, d, f, respecNvamente.

26. • Orbitais: Completando o modelo atual da eletrosfera,
devemos acrescentar que cada subnível comporta um
número diferente de orbitais, de acordo com o diagrama
energéNco:
– número quânLco magnéLco (Ml ou m).

27. Os elétrons são negaNvos, por que não
se repelem e se afastam?
• Spin: um orbital comporta no máximo dois elétrons.
• númeroquânLcodespin(Ms ou s), cujos valores são: -½ e + ½.
Normalmente, a representação dos elétrons nos orbitais é
feita por meio de uma seta éê.
• Princípio da exclusão de Pauli - Um orbital comporta no
máximo dois elétrons, com spins contrários.
R: Os elétrons podem girar no mesmo senNdo ou em senNdos
opostos, criando campos magnéNcos que os repelem ou os
atraem. Essa rotação é conhecida como spin.

28. Exemplo: quais os números quânNcos
do elétron abaixo:
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons
com os quatro números quânNcos iguais!!!

29. Regra de Hund ou da máxima
mulLplicidade
• subnível, de início, todos os orbitais devem
receber seu primeiro elétron, e só depois cada
orbital irá receber seu segundo elétron.

30. • elétron mais afastado do núcleo (ou elétron de valência) é
aquele com maior valor do número quânNco principal (n);
• elétron mais energéLco é aquele situado no nível (n) ou
subnível (l) de maior energia, o que é dado pela soma n + l.

31. A DISTRIBUIÇÃO
ELETRÔNICA
• Diagrama de
Pauling

32. Consideremos, como exemplo, a distribuição dos 26 elétrons de
um átomo de ferro (Z = 26). Aplicando o diagrama de Pauling,
temos:

33. Distribuição eletrônica nos íons
• Os elétrons serão recebidos ou reNrados da
úlNma camada eletrônica, e não do subnível
mais energéNco.
• Exemplo: Fe (Z=26)
• Fe2+

34. • Fe3+
• S (Z=16)
• S2-
• S2-