ESTRUTURA ATÔMICA

O filósofo grego Demócrito introduziu, no século V a.C.,

o conceito de átomo como unidade indivisível da matéria e

embora hoje se saiba que os átomos não são indivisíveis,

continua válido o princípio que estes são unidades

elementares da matéria.

Demócrito dizia que, se quebrarmos uma amostra de

matéria em pedaços cada vez menores, chegaremos a

um ponto em que não será mais possível dividi-la.

Chegaremos ao átomo, ou seja, à partícula indivisível.

400 a.C.

Aristóteles divagando em seus pensamentos tenta

integrar os quatro elementos:

350a.C.

1- INTRODUÇÃO

Em 1803, John Dalton, propôs uma teoria baseada nas leis da conservação de

massa e da composição definida, propostas por Antoine Laurent Lavoisier e

Joseph Louis Proust respectivamente, porém, tais leis não explicavam

satisfatoriamente as propriedades relatadas.

No século XIX, o inglês John Dalton revolucionou a Química

estabelecendo os conceitos modernos para átomo e elemento.

Constatou que a matéria é constituída por partículas muito

pequenas e indivisíveis: os átomos.

Átomos do mesmo tipo têm propriedades e massa

idênticas.

Os elementos são caracterizados por seus átomos.

Todos os átomos de um dado elemento são idênticos

em todos os aspectos. Átomos de diferentes

elementos têm diferentes propriedades.

2- MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON

As combinações de átomos formam as substâncias e, nessas

combinações químicas, os átomos não são destruídos nem

modificados, o que se altera são as ligações entre eles.

Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais

elementos em uma razão fixa.

2- MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON

Essa idéia prevalece até 1921, quando são descobertos os isótopos

átomos de um mesmo elemento com massas diferentes.

Thomson, através de seus experimentos

constatou a presença de partículas negativas

denominadas, elétrons. Contrariando Dalton,

começava-se a provar que o átomo pode ser

dividido.

3.3- Em 1875, William Crookes colocou gases muito

rarefeitos em voltagens altíssimas e observou emissões

que foram denominadas raios catódicos .

3- MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON

“Os raios catódicos, negativos, são formados de partículas

menores que os átomos”.

A incandescência emitida pelo gás no interior do tubo a pressões

intermediárias resulta das colisões das partículas em movimento com

moléculas de gás. A baixas pressões, a concentração de moléculas de

gás é muito baixa para produzir luz visível, e sob estas condições

muitas partículas atingem o vidro no ânodo na extremidade do tubo,

causando incandescência.

Em 1908 Robert Milikan descobriu a razão carga-massa de um

elétron, equivalendo -1,6 x10-19 C (coulombs) – 9,1 x 10-28 g.

3.4- Em 1903, Joseph John Thomson propôs

um novo modelo de átomo, formado por uma

“pasta” positiva “recheada” pelos elétrons de

cargas negativas conhecido como “pudim de

passas”.

Corrente elétrica: fluxo de elétrons; Formação de íons: excesso ou falta de elétrons; Descargas elétricas em gases: elétrons arrancados.

3- MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON

Utilizando hidrogênio (H2) na ampola

Eugene Goldstein, em 1886 constatou a

presença de cargas positivas com valor igual

à do elétrons (ráios anódicos ou canais).

4- MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD

4.2 – Em 1898, Ernest Rutherford verificou que algumas emissões

radioativas se subdividiam, quando submetidas a um campo

elétrico:

4.1 - Descoberta da radioatividade: Em 1896, o cientista

francês Henri Becquerel descobriu que o elemento químico

URÂNIO emitia radiações semelhantes aos raios X.

Observação: a maior parte das

partículas alfa atravessava a lâmina de

ouro como se fosse peneira; apenas

algumas desviavam ou até mesmo

retrocediam.

O átomo é formado por núcleos

pequenos, densos e positivos

(PRÓTONS), dispersos em grandes

espaços vazios.

Hoje, sabemos que o tamanho do

átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior que

o seu núcleo.

4.3- Em 1911, Ruterford fez uma experiência muito

importante, que veio alterar e melhorar a

compreensão do modelo atômico:

Em 1911, Ruterford associou o modelo atômico com

ao sistema solar: o núcleo representaria o Sol; e os

elétrons seriam os planetas girando em orbitas

circulares e formando a chamada eletrosfera.

Em 1932, James Chadwick verificou que o núcleo do elemento Berílio radioativo

emite partículas sem carga elétrica e de massa próxima a dos prótons –

confirmando a presença da terceira partícula subatômica chamada nêutron.

O Dilema do Átomo Estável

De acordo com a Física Clássica, quando uma partícula

carregada experimenta uma mudança na direção de seu

movimento (uma forma de aceleração), esta emite energia

radiante.

Em outras palavras, o elétron deixaria a região extranuclear

e “cairia “ no núcleo.

?

5- MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR

Através de estudos, Max Planck e albert Einstein, mostraram que

independente das radiações eletromagnéticas, todas eram

compostas por pequeninas quantidades de energia, denominada

fóton; onde a energia de um fóton era relacionada pela seguinte

expressão:

(1) Efóton = hv h= constante de Planck (6,63x10-34 J.s)

v= frequência (nº de vibrações por segundo- Hz)

(2) Como: C = vλ

C= velocidade de luz

V= frequência

λ= comprimenta de onda

Substituindo 1 em 2: Efóton = hc/λ

“Em um átomo coexiste um conjunto de energia quantizada, ou

diferentes níveis de energia para os elétrons que o circundam”.

Neste modelo, concebido em 1913, o átomo é constituído

por um núcleo, tal como no modelo de Rutherford, mas em

que os elétrons se movem em órbitas circulares em torno

do núcleo, correspondendo a cada uma delas um nível de

energia.

“A ENERGIA É QUANTIZADA” Os elétrons podem passar de uma órbita para outra por absorção

ou emissão de energia.

Um átomo esta normalmente em seu estado fundamental !!

ESTADO

FUNDAMENTAL

ABSORÇÃO DE

ENERGIA

ESTADO

EXCITADO

LIBERAÇÃO DE

ENERGIA

E1

E2

Quantidade de luz emitida: E2 – E1

Partícula Massa Carga elétrica

Próton 1 +1

Nêutron 1 0

Elétron 1/1.836 -1

Estudos da relação entre as massas e as

intensidades das cargas elétricas das partículas.

Observe que a massa de um elétron é cerca de 1836 vezes menor

que a de um próton ou de um nêutron.

Conseqüentemente, a perda ou ganho de elétrons não irá alterar

sua massa.

O Átomo Moderno

Por convenção:

6- Representação dos elementos químicos

6.1- Número atômico (Z) : é o número de prótons existente no

núcleo de um átomo.

Num átomo no estado fundamental, cuja carga elétrica é zero, o

número de prótons é igual ao número de elétrons.

6.2- Número de massa (A): é a soma do número de prótons (Z) e

de nêutrons (N) existente num átomo (núcleons).

A = P + N ou N = A - P

6.3- Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo

número atômico (Z), representado pelo seu símbolo.

ZX A ou AZX ou ZXA

* Isótopos comuns do Hidrogênio: 1H1, 2H

1, 3H1

Exercícios

1- Determine o número atômico (Z), a massa atômica (A), o número de

nêutrons (N) e o número de elétrons (e) dos seguintes elementos:

a) 23Na11

b) 12C6

c) 16S32

d) 15P31

e) 1H1

f) 26Fe56

g) 48Ti22

h) 35Cl17

i) 53I127

7- ÍONS

Um átomo no seu estado fundamental apresenta carga elétrica

igual a zero, pois a quantidade de cargas positivas (prótons) é igual à

quantidade de cargas negativas (elétrons);

Íons são átomos com cargas diferentes de zero (positiva ou

negativa);

a) CÁTIONS são íons com carga positiva, ou seja o número de

elétrons (-) é inferior ao número de prótons (+).

23Na11

Na Perde 1 elétron

Na

23Na11

+1

Ganha 1 elétron

35Cl 17 35Cl 17

-1

Cl Cl

b) ÂNIONS são íons com carga negativa, ou seja o número de

elétrons (-) é superior ao número de prótons (+).

são átomos que possuem diferentes números de massa e,

portanto, diferentes números de nêutrons em seu núcleo.

• Massa atômicas: São expressas em unidades de massa atômica(u) que corresponde a 1/12 12C6, o mais comum isótopo do carbono . Isto equivale a especificar o valor de 12u como sendo a massa de um átomo 12C6, e as massa de todos os outros átomos são expressas relativamente à massa deste átomo.

12C6 13C6

14C6

A = 12 A = 13 A = 14

Z = 6 Z = 6 Z = 6

N = 6 N = 7 N = 8

8-Isótopos

Abundância isotópica: A maioria dos elementos são

encontrados como uma mistura de isótopos. Um exemplo é

o 63Cu (62,93u por átomo) que ocorre na natureza junto ao

65Cu (64,95u por átomo) em um percentual de 69,09% e

30,91% respectivamente.

Determinação das massas atômicas: A massa atômica é

calculada através da média ponderada das massas dos

isótopos e suas respectivas abundâncias na natureza.

Exemplo:

O enxofre é encontrado na Terra com ima mistura isotópica de 95,02%

de 32S (massa = 31,972u por átomo), 0,75% de 33S (massa = 32,972u por

átomo), 4,21% de 34S (massa = 33,968u por átomo) e 0,02% de 36S

(massa = 35,967u por átomo). Qual é a massa atômica do enxofre?

Ma = (95,02x31,972 + 0,75x32,972 + 4,21x33,968 +0,02x35,967) / 100

R:Ma = 32,064u.

Número de massa X Massa atômica

O nº de massa é um valor inteiro, pois representa o número

de partículas no núcleo. A massa atômica de um elemento é a

média das massas de todos os seus isótopos de ocorrência

natural, não sendo um valor inteiro.

O princípio da incerteza de Werner Heisenberg

“É impossível conhecer simultaneamente e com certeza

a posição e o momento (massa x velocidade) de uma

pequena partícula, tal como um elétron”.

“A busca na identificação da posição de um elétron,

introduz uma incerteza nos resultados”, derrubando a idéia

de Bohr das órbitas circulares.

Dualidade partícula-onda de Louis De Broglie

“A energia radiante tem uma natureza dualística, podendo exibir as propriedades de um feixe de partículas (fótons) ou de ondas”.

E = energia

m = massa da partícula

c = velocidade da luz no

vácuo (3x108 m/s)

Por Einstein: E= mc2 Energia de uma partícula de massa m.

E= energia

h= constante de Planck

V= freqüência

Por Planck: E = hv

Energia de uma onda de frequência v.

Interagindo as expressões de Einstein e Planck:

mc2 = hv → m= hv/c2

como: c = vλ → v = c/λ m = h/cλ

Como os elétrons movimentam-se em diferentes velocidades,

diferentemente da luz, a nova relação se processa da seguinte forma:

m = h/vλ → λ = h/mv

Equação de Onda por Erwin Schrödinger Ψ

É uma equação que determina as propriedades ondulatórias do elétron

em um nível de energia.

A teoria da equação fornece probabilidades de encontrar um elétron

em várias posições (densidade de probabilidade, denominada orbital).

Uma maneira de designar a camada, a subcamada e o orbital para um elétron

dentro de um átomo, é a utilização dos quatro números quânticos.

9- Números Quânticos

Camada

ou nível

Número de elétrons

por camada dos elementos atuais

K- (n=1) 2

L- (n=2) 8

M- (n=3) 18

N- (n=4) 32

O- (n=5) 32

P- (n=6) 18

Q- (n=7) 8

9.1- Número quântico Principal (n): Designa a camada (nível) em

que o elétron se encontra.

• Atualmente, são sete (7) as camadas habitadas por elétrons.

• Número máximo de elétrons por nível: e = 2n2.

2n2

2

8

18

32

50

72

98

n: 1,2,.., infinito.

9.2- Número quântico azimutal (l): Especifica a subcamada ou o

subnível, e assim, a forma do orbital em que se encontra o elétron.

Cada subnível comporta no máximo: (4l +2) elétrons

l = 0 a (n-1)

S

p

d

f

l=0

l=1

l=2

l=3

Logo: S= 2 elétrons d= 10 elétrons

p= 6 elétrons f= 14 elétrons

9.2.1- Distribuição eletrônica de Linus Carl Pauling

(K)1

(L)2

(M)3

(N)4

(O)5

(P)6

(Q)7 7p

........................................

Ordem de energia: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, ...

s até 2 elétrons

p até 6 elétrons

d até 10 elétrons

f até 14 elétrons

Subníveis

Organizou os subníveis em ordem crescente de energia.

EXEMPLOS

23Na11

Possui 11 elétrons no estado fundamental

Distribuição eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

Possui 17 elétrons no estado fundamental

Distribuição eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

35Cl17

56Fe26 Possui 26 elétrons no estado fundamental

Distribuição eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d6

(K = 2e, L = 8e, M = 1e)

(K = 2e, L = 8e, M = 7e)

(K = 2e, L = 8e, M = 14e, N = 2e)

9.3- Número quântico magnético (ml): Fornece a informação

sobre a orientação de um orbital no espaço.

Cada orbital no átomo acomoda no máximo dois elétrons

e, quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, são ditos

emparelhados.

O número quântico magnético, em cada subnível, possui a

seguinte variação: ml= (-l...0...+l).

0

-1 0 +1

-2 -1 0 +1 +2

-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

l = 0 s

l = 1 p

l = 2 d

l = 3 f

9.4- Número quântico spin (ms): Indica a rotação dos elétrons em

um orbital – podendo ser de duas maneiras: horário ou anti-horário.

Princípio da exclusão de Pauli: Não existem dois elétrons

num átomo que possuam os mesmos valores para todos os

números quânticos, ou seja, um orbital comporta no máximo

dois elétrons, com spins contrários.

• Os elétrons são simbolizados por setas.

+1/2

-1/2

Regra de Hund: Deve-se preencher os orbitais de cada

subnível de modo que tenhamos um maior número possível

de elétrons desemparelhados.