O documento discute a estrutura atômica, começando com a história da teoria atômica desde Dalton até os modelos modernos. Explica os quatro números quânticos (n, l, ml, ms) que determinam os orbitais eletrônicos e a configuração eletrônica dos átomos.

1. Tópico 3 - Estrutura
Atômica
INFORMAÇÃO
SOBRE
O
PRÓXIMO
ASSUNTO
No
próximo
assunto,
você
vai
conhecer
a
história
da
teoria
atômica
e
os
principais
experimentos
que
levaram
à
descoberta
do
elétron
e
ao
embasamento
da
teoria
atômica
moderna
e
da
teoria
quântica.
Este
assunto
vai
ser
dividido
em
duas
partes.

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Metas
da
aula
Conhecer
a
história
da
teoria
atômica.
Compreender
a
mecânica
quântica
e
os
orbitais
atômicos.
Descrever
as
configurações
eletrônicas
dos
átomos,
distribuindo
em
ordem
crescente
de
energia.
A
partir
de
a
configurações
eletrônicas
aprender
como
os
elementos
estão
enquadrados
na
tabela
periódica.
Objetivos
Esperamos
que,
ao
final
desta
aula,
você
seja
capaz
de:
•
Conhecer
a
história
da
teoria
atômica.
•
Conhecer
os
átomos
existentes
e
as
quantidades
prótons,
elétrons
e
nêutrons.
•
Classificar
os
quatros
números
quânticos
e
aprender
as
diferentes
formas
dos
orbitais.
•
Classificar
os
elétrons
dos
átomos
em
ordem
crescente
de
energia,
de
acordo
com
o
diagrama
de
Lewis
Pauling.
•
Identificar
elementos
na
tabela
periódica
e
suas
propriedades,
a
partir
das
quantidades
de
elétrons
na
camada
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Aula 2 - Estrutura Atômica
3.1 Teoria Atômica da Matéria
Pode-se considerar que o desenvolvimento da teoria da estrutura atômica
ocorreu essencialmente em 3 etapas:
• Descoberta da natureza da matéria e da natureza do elétron;
• Constatação de que o átomo é constituído de um pequeno núcleo rodeado
de elétrons;
• Desenvolvimento das equações mecânico-quânticas que explicam o
comportamento dos elétrons nos átomos.
3.1.1 Modelo de Dalton
Em 1807, o professor e químico inglês, John Dalton, baseado no conceito grego
de átomos indivisíveis, realizou experimentos que estudava a razão das massas dos
elementos que se combinavam para formar compostos. Com base nesses experimentos,
ele desenvolveu sua hipótese atômica:
1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas de átomos;
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de diferentes
elementos têm massas diferentes;
3. Os compostos são formados quando átomos de diferentes elementos se combinam;
um determinado composto tem sempre o mesmo número relativo dos mesmos tipos
de átomos. (Lei da composição constante)
4. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, eles trocam
apenas de parceiros para formar novas substâncias. (Lei da conservação das massas)
Essa hipótese ficou conhecida como “Modelo da bola de bilhar”.
3.1.2 Modelo de Thomson
O modelo da bola de bilhar de Dalton foi substituído pelo modelo Pudim de
ameixa, proposto por Thomson.
O físico britânico Joseph John Thomson, em 1897, estava investigando os raios
catódicos em tubos de Crookes (tubos bombeados até quase esgotar-se o ar), constatou
que os átomos são indivisíveis, mas constituídos de partículas carregadas negativamente
– os elétrons – pois podem sofrer desvios em campos elétricos e/ou magnéticos em
direção a placa positiva.
Um tubo de raios catódicos é um recipiente profundo com um eletrodo em cada
extremidade.
Experimento: Uma alta voltagem era aplicada entre dois eletrodos em um tubo
de vidro sob vácuo. Essa voltagem produzia uma radiação dentro do tubo. A radiação
ficou conhecida como raios catódicos (os elétrons) porque originava-se no eletrodo
negativo (cátodo) em direção ao eletrodo positivo (ânodo).
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A partir deste experimento Thomson calculou a proporção entre a carga elétrica
e a massa do eletron = 1,76 x108 Coulomb/grama.
Uma vez conhecida à proporção carga-massa do elétron foi possível medir a
massa do elétron. Millikan realizou um experimento que ficou conhecido como
“experimento da gota de óleo de Millikan” e determinou a massa do elétron = 9,10x10-
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g.
Thomson argumentou que já que a massa do elétron compreendia uma
fração muito pequena da massa do átomo, eles seriam responsáveis por uma
fração igualmente pequena do tamanho do átomo. E assim ele propôs que o
átomo poderia ser uma esfera maciça carregada positivamente, na qual os
elétrons estariam inseridos, de modo que a se obter um sistema
eletrostaticamente estável (carga total nula).
3.1.3 Modelo de Rutherford
Em 1908, Ernest Rutherford derrubou a teoria de Thomson baseando-se em
observações sobre o espalhamento de partículas α por finas folhas de metal.
Rutherford executou o seguinte experimento:
• Uma fonte de partículas α (partículas carregadas positivamente) foi colocada na
boca de um detector circular.
• As partículas α foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro.
• A maioria das partículas α passou diretamente através da chapa, sem desviar.
• Algumas partículas α foram desviadas com ângulos grandes.
• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford
seria impossível.
• Para fazer com que a maioria das partículas α passe através de um pedaço de chapa
sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de
massa baixa − o elétron.
• Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículas α, o centro ou
núcleo do átomo deve ser constituído de uma carga positiva densa.
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Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira:
No átomo há uma densa carga positiva central circundada por um grande volume
de espaço vazio, onde os elétrons estão inseridos. Rutherford chamou a região
carregada positivamente de núcleo atômico e as partículas positivas de prótons.
Rutherford observou ainda que somente cerca da metade da massa nuclear
poderia ser justificada pelos prótons. Então, ele sugeriu que o núcleo atômico
deveria conter partículas eletricamente neutras e de massa aproximadamente igual a
dos prótons. Em 1932, o cientista inglês Chadwick observou ao bombardear o
berílio com partículas α, a emissão de partículas não carregadas eletricamente e com
massa ligeiramente maior que a dos prótons. Ele as chamou de nêutrons.
Atualmente, o modelo atômico aceito é baseado no modelo de Rutherford, um
modelo nuclear.
3.1.3.1 O Modelo Nuclear
•
O átomo consiste de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e
nêutrons).
• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A
maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo.
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo
se deve aos elétrons.
No átomo nuclear, cada elemento é caracterizado pelo seu
número atômico (Z), o qual determina o número de prótons no
núcleo. Em um átomo neutro a carga total é zero, logo o número de
prótons é igual ao número de elétrons que circunda o núcleo.
Exemplo:
He → número de prótons = 2 (carga positiva)
número de elétrons = 2 (carga negativa)
carga total = (+2 – 2) = 0
3.2 Orbitais e números quânticos
• O orbital é a região do espaço onde é grande a probabilidade de se encontrar um
elétron de determinada energia.
• Os números quânticos são usados para definir os estados de energia e os orbitais
disponível para o elétron.
3.2.1 Número quântico principal, n
• Indica a quantidade de energia. À medida que n aumenta o orbital torna-se
maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.
3.2.2 O número quântico azimutal, l
• Os elétrons em uma determinada camada podem ser agrupados em subcamadas.
• Esse número quântico depende do valor de n.
• Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1.
• Cada valor de l corresponde a um tipo diferente de orbital com um formato
diferente.
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•Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3).
Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.
Então, a camada com n = 2 consiste de duas subcamadas de orbitais, uma com l = 0 e a
outra com l = 1
3.2.3 O número quântico magnético, ml
• Está relacionado à orientação dos orbitais em uma subcamada
• Os orbitais em uma determinada subcamada deferem apenas quanto a sua
orientação no espaço, não quanto a sua energia.
• Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores
inteiros entre -l e +l.
3.2.4 Número quântico de spin magnético, ms
• Cientistas observaram que o elétron comporta-se como se fosse uma esfera
minúscula rodando em torno de seu próprio eixo – chamado spin eletrônico.
• Com isso surgiu um novo número quântico, o número quântico de spin
magnético, ms - pode assumir somente dois valores +½ e -½.
• Podemos caracterizar estes dois estados de spin como a rotação de um elétron
em seu próprio eixo em dois sentidos opostos.
• Os dois estados são freqüentemente representados por duas setas ou pelas letras
gregas α e β
+½ ou α -½ ou β
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3.3 Representação dos orbitais
2.3.1 Orbitais s
• Todos os orbitais s são esféricos.
• À medida que n aumenta os orbitais s ficam maiores.
• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron
é zero.
• Em um nó, Y2 = 0
• Para um orbital s, o número de nós é n-1.
3.3.2 Orbitais p
• Existem três orbitais p, px, py, e pz.
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema
cartesiano.
• As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1.
• Os orbitais têm a forma de halteres.
• À medida que n aumenta os orbitais p ficam maiores.
• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.
3.3.3 Orbitais d e f
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.
• Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z.
• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y-
e z.
• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
3.4 Orbitais e suas energias
• Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.
• Para n = 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons
interagem entre si.
• Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para
sistemas com muitos elétrons.
3.5 Átomos polieletrônicos
• Átomo com mais de um elétron
• Para descrever esses átomos devemos considerar não apenas a natureza dos
orbitais e suas energias, mas também como os elétrons ocupam os orbitais
disponíveis.
• Nos átomos hidrogenóides, isto é, formados por um núcleo e um só elétron (se
chamam assim porque seu comportamento químico é similar ao do hidrogênio.
É hidrogenóide dentro desta definição quaisquer dos isótopos do hidrogênio. Um
caso típico de átomo hidrogenóide é também o de um átomo de qualquer
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elemento que se tenha ionizado até perder todos os elétrons menos um), a
energia de um orbital depende apenas do seu número quântico principal, n.
• Em um átomo multieletrônico a repulsão elétron-elétron faz com que os
diferentes subníveis estejam em diferentes níveis de energia.
Orbitais e suas energias
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