Estrutura atômica

1. 2 - Estrutura Atômica
Prof. Carlos Angelo Nunes
Disciplina : Ciência dos Materiais
LOM 3013 – 2015M1

2. Estrutura Atômica
Conceitos Fundamentais
Átomo : Prótons + Néutrons + Elétrons
Carga elétrica do próton = +1,602 . 10-19 C
Carga elétrica do elétron = - 1,602 . 10-19 C
Carga elétrica do néutron = 0
Massa do próton ~ massa do néutron = 1,67.10-27 kg
Massa do elétron = 9,11 10-31 kg

3. • Cada elemento químico é caracterizado pelo número de
prótons no seu núcleo, ou seu número atômico (Z).
• A massa atômica de um átomo específico pode ser
expressa como a soma das massas dos prótons e néutrons
no interior do seu núcleo.
Pergunta: Todos os átomos de um mesmo elemento químico
possuem a mesma massa atômica?
• Z varia de 1 (H) a 92 (U), considerando apenas os
elementos que ocorrem naturalmente.

4. • Isótopos : Átomos do mesmo elemento químico, mas com
diferentes número de néutrons.
• 1 uma = equivale a 1/12 da massa atômica do isótopo mais comum do
carbono, o carbono 12 (12C). Assim, cada elemento químico terá um
peso atômico expresso em uma.
• Peso atômico : Corresponde à média ponderada das massas
atômicas dos isótopos do átomo que ocorrem naturalmente. A
unidade de massa atômica (uma) é usada para calcular o peso
atômico.
• A massa molar de um elemento corresponde à massa de 6,02 . 10 23
atomos daquele elemento. O mesmo vale para um composto ou molécula.
Pergunta: Qual a massa de um átomo de Ferro?
Qual a massa de um mol de Al2O3?
• A massa de 6,02.10 23 átomos (número de avogrado) de 12C = 12 g.
Então, 1 uma/átomo = 1 g/mol.

5. Estrutura Atômica
Elétrons nos átomos
• Modelo atômico de Bohr : assume que os elétrons circulam ao redor do
núcleo atômico em orbitais discretos e a posição de qualquer elétron
particular está mais ou menos bem definida em termos do seu orbital. E as
energias dos elétrons só podem variar de maneira discreta.
• Bohr foi um dos precursores da Mecânica Quântica
• A energia de um elétron pode mudar, mas para fazê-lo o elétron deve
realizar um salto quântico para um estado de energia permitido mais
elevado (com absorção de energia) ou para um estado de energia
permitido mais baixo (com emissão de energia).

6. A figura abaixo mostra os três primeiros níveis de energia permitidos para
o elétron do hidrogênio
OBS.
• O nível zero de referência corresponde ao elétron sem qualquer ligação,
ou seja, o elétron livre.
• O modelo de Bohr representa uma tentativa de descrever os elétrons
nos átomos, em termos tanto de posição (orbitais eletrônicos) quanto da
energia (níveis de energia quantizados)

7. • A incapacidade do modelo de Bohr de explicar vários fenômenos
envolvendo os elétrons conduziu a um modelo mecânico-ondulatório.
Neste, o elétron possui características tanto de uma onda como de
uma partícula.
• Neste novo modelo a posição do elétron é considerada como a
probabilidade de um elétron estar em locais ao redor do núcleo. A
posição é descrita por uma distribuição de probabilidades, ou uma
nuvem eletrônica.

8. Números quânticos
• Cada elétron é caracterizado por quatro parâmetros conhecidos como
números quânticos.
• O primeiro número quântico (n), chamado principal, define a camada.
Este pode assumir valores inteiros a partir da unidade: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
Algumas vezes essas camadas são designadas por K, L, M, N, O ... e
assim por diante
• O segundo número quântico (l) define a subcamada, que é identificada
por uma letra minúscula s, p, d, f; ele está relacionado à forma da
subcamada. A quantidade dessas subcamadas está limitada pelo valor
de n.
OBS. Apenas a
quatro primeiras
camadas

9. Números quânticos
• O número de estados energéticos para cada subcamada é determinado
pelo terceiro número quântico, ml. Para uma subcamada s existe um
único estado energético, enquanto para as subcamadas p, d e f existem,
respectivamente, três, cinco e sete estados de energia. Na ausência de
campo magnético externo, os estados dentro de cada subcamada são
idênticos.
• Associado a cada elétron há momento de spin (momento de rotação). O
quarto número quântico, ms, está relacionado a este momento de spin,
para o qual existem dois valores possíveis (+1/2 e -1/2)
OBS. Apenas a
quatro primeiras
camadas

10. Formatos dos orbitais s, p, d e f

11. A figura abaixo mostra as energias relativas dos elétrons para várias
camadas e subcamadas

12. Configurações eletrônicas
• Como são preenchidos os estados quânticos em um átomo isolado
(gás)? Para isso fazemos uso do Princípio de Exclusão de Pauli.
• Princípio de Exclusão de Pauli: Cada estado eletrônico pode comportar
no máximo dois elétrons, os quais devem possuir spins opostos.
• Os elétrons preenchem os estados energéticos mais baixos possíveis nas
camadas e subcamadas eletrônicas, dois elétrons (que possuem spins
opostos) por estado.

15. Elétrons de valência
• São aqueles que ocupam a camada mais externa. São estes elétrons
que participam da ligação entre os átomos para formar agregados
atômicos e moleculares.
• Muitas das propriedades físicas e químicas dos sólidos estão baseadas
nestes elétrons de valência.
• Alguns átomos possuem o que é denominado configuração eletrônica
estável, isto é, os estados na camada eletrônica mais externa, ou de
valência, estão completamente preenchidos Esses elementos (Ne, Ar, Kr,
He) são os gases inertes, ou gases nobres, que são, virtualmente não
reativos.
He : 1s2
Ne: 1s2 2s2 2p6
Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6

16. A Tabela Periódica
• Elementos posicionados em ordem crescente de número atômico, em
sete fileiras horizontais chamadas de períodos
• Todos os elementos localizados em uma dada coluna ou grupo,
possuem estruturas semelhantes dos seus elétrons de valência, assim
como propriedades físicas e químicas similares

17. Alcalinos
Alcalinos
terrosos
Metais de transição
Gases nobres
Halogênios
• Metais de transição: possuem estados eletrônicos d parcialmente preenchidos e, em
alguns casos, um ou dois elétrons na próxima camada energética mais elevada.

18. • Metais : elementos eletropositivos, indicando que são capazes de ceder
seus poucos elétrons de valência para se tornarem íons carregados
positivamente
• Os elementos situados no lado direito da tabela são eletronegativos, isto
é, prontamente aceitam elétrons para formar íons carregados
negativamente, ou algumas vezes compartilham elétrons com outros
átomos.