1) O documento resume a evolução da teoria atômica desde as primeiras ideias de Demócrito sobre átomos até o desenvolvimento da mecânica quântica no início do século XX. 2) Aborda conceitos como elétrons, prótons, nêutrons, números quânticos, orbitais atômicos e espectroscopia. 3) A teoria atômica evoluiu para explicar novos fenômenos como a radioatividade e a dualidade onda-partícula.

1. Teoria atômica - Revisão
Primeiras idéias - Demócrito (460-370 AC) -
partículas indivisíveis ÁTOMOS
John Dalton (1803) - Recuperou a idéia de
partículas muito pequenas
Espécies que não se decompõem quimicamente
Cada espécie tem propriedades específicas (m)
Usada pelas leis de conservação e proporção

2. Teoria Atômica - Revisão
Postulados:
Toda matéria é feita de átomos.
Átomos de mesmo elemento são idênticos em
todas as propriedades e de elementos diferentes
não.
Compostos são combinações de dois ou mais
átomos.
Átomos são unidades das transformações
químicas.

3. Antes de prosseguir.....
.....
..........
.................
DESCULPAS AOS PESQUISADORES
OMITIDOS!!!
RESUMO DO DESENVOLVIMENTO DA
TEORIA ATÔMICA

4. Teoria Atômica - Revisão
Eletricidade - evolução da teoria atômica
Franklin - cargas elétricas + e - Associação
com átomos??
1896 - Becquerel - Minério de Urânio - Radioatividade
1898 - Curie - Isolaram Po e Ra
Separação de partículas
subatômicas

5. Teoria Atômica - Revisão
Teoria de Dalton - 100% aceita??? NÃO!!
Conclusão : Átomos se desintegram!! - Existência
de partículas subatômicas.
1833- Faraday - Mesma quantidade de corrente
quantidades diferentes depositadas de metais diferentes
Semelhantemente: partícula fundamental de um elemento - átomo
Partícula fundamental de eletricidade - elétron

6. Teoria Atômica - Revisão
Raios Catódicos
Thomson - 1887
Relação
carga/massa do
elétron
-1,76 x 108 C/g

7. Teoria Atômica - Revisão
Millikan - 1909 Elétron
Carga -1,60 x 10-19 C
Massa 9,09 x 10-28 g
Atual 9,1093897 x 10-28
Raios Canais
Próton
Massa 1,672623 x 10-24 g
Chadwick - 1932
Nêutron
Massa 1,6749286 x 10-24 g

8. Carga e massa
do elétron
Raios canais

9. Teoria Atômica - Revisão
Rutherford - 1910 Avaliou as idéias de
Thomson
Átomo - Núcleo e elétrons
raio do núcleo - ca. 0,001pm
(10-12m)
raio do átomo - 100pm
Átomos e íons!!
Geiger e Marsden

10. Elementos
Propriedades são
dependentes da distribuição
dos elétrons
Radiação
eletromagnética

12. E = h c/λ
Exemplo E= hν
ν − freqüência – número de ciclos por segundo
λ − Comprimento de onda – pico a pico ou vale
a vale
h- Constante de Planck – 6,6261 x 10-27 erg.s
c- Velocidade da luz – 3,00 x 108m/s
ν = c/λ
Exemplo:
Qual a freqüência da luz amarela (λ = 625 nm)
ν = 3,00 x 108m/s = 4,80 x 1014 s-1 (Hz)
625nm x 10-9 m
1 nm

13. Espectro de emissão

14. Balmer e Rydberg Equação de
Rydberg
Cálculo dos comprimentos de onda das linhas do
espectro
1/λ = RH (1/n12 - 1/n22) onde RH = 109,678 cm-1
n2 > n1

15. Espectro de Hidrogênio
Considerando n1= 2 e n2 =4
1/λ = 109,678 cm-1 (1/22 - 1/42)
1/λ = 2,056 x 104 cm-1
λ = 4,864 x 10-5 cm
Análise dimensional
λ = 4,864 x 10-5 cm x 10-2 m x 1nm
1 cm 10-9 m
λ = 486,4 nm Cor verde

16. Hidrogênio

17. R = 1,097 x 107 m-1

18. O significado dos espectros de linhas
O átomo excitado perde energia que não é arbitrária
A Eelétron é quantizada
Fundamento das teorias de estrutura
eletrônica dos átomos
1o. Modelo Teórico Niels Bohr - 1913
Elétrons ao redor do núcleo - órbitas
E = -b/n2 b= 2,18 x 10-18 J
Calcular a energia do elétron em qualquer órbita

19. Elétrons ao redor do núcleo - órbitas
E = -b/n2 b= 2,18 x 10-18 J
Calcular a energia do elétron em qualquer órbita
b= (2 π2 m e4)/n2h2
E = - (2 π2 m e4)/n2h2
n= 1 estado fundamental para o H
Explicação da Eq. de Rydberg
Teoria de Bohr - fracassou!! Por que????

20. Dualidade onda x partícula
Louis de Broglie - 1924 - elétrons se comportam
também como ondas.
λ = h/mv m - massa da partícula
v − velocidade da partícula

21. Dualidade onda x partícula
Abordagem de Schrödinger mais adequada que a de
Bohr!
O elétron às vezes se comporta como onda, outras como partícula
Heisenberg - Determina-se a posição com exatidão então não se
tem exatidão na medida da energia.
O que se tem? Probabilidade de se encontrar o elétron com certa
energia num dado volume de espaço!!
Princípio de incerteza de Heisenberg
∆x . ∆(mv) > 1/2 h
A incerteza na posição x a incerteza no momento (mv) (relativo a
energia) > h

22. Se quisermos saber com exatidão o valor do momento, a incerteza
na posição será grande
Calcular a incerteza na posição de um elétron (m= 9,11 x 10-28 g)
com velocidade 1,20 x 108 m/s
Supondo a incerteza na velocidade - 0,100%
(6,626 x 10-34 kg.m2/s2)(s)
(9,11 x 10-31 kg) (1,20 x 108m/s) (0,00100)
> 6,06 x 10-9 m distância grande em relação a distâncias
atômicas e moleculares
Grande incerteza na posição do elétron - probabilidade de se
encontrar o elétron numa região do espaço.

23. Equação de Schrödinger
Átomo de Hidrogênio e funções de onda
Equação matemática mais complexa - Funções de onda (ψ) -
Elétron como uma onda
Somente algumas funções são permitidas
Cada ψ corresponde a um valor de energia
A energia do elétron é quantizada
ψ2 − probabilidade de se encontrar o elétron - densidade de
elétrons
Resolução da equação - introdução de 3 números quânticos (n, l e
m l)
Números quânticos !!!

27. Números quânticos
n - níveis de energia principais do elétron na região mais
provável de encontrá-lo - No. Máximo de elétrons 2n
l - momento angular do elétron - subníveis de energia nos
quais é mais provável encontrar o elétron. (0 a n-1)
ml - orientação orbital no espaço. - l a+ l
Ms - momento angular intrínseco do elétron. +1/2 e -1/2

28. Representação gráfica - 1s

29. Representação gráfica - 2s e 3s

30. Representação gráfica - 2p e 3p
+
- -
+ +
-

31. Representação gráfica - 3d

32. Orbitais f

33. Função probabilidade

34. Números quânticos e orbitais

35. Atenção! Princípio de “Aufbau”
Distribuição eletrônica - Mais provável através de cálculos teóricos

36. Princípio de exclusão de Pauli
Não é possível ter 02 elétrons com os mesmos
números quânticos
Regra de Hund
Multiplicidade máxima - maior desemparelhamento
Estado fundamental e excitado
Elétrons com E menor (mais estável) e E maior
(menos estável).
Elétrons de valência e elétrons internos
Elétrons de ligação e elétrons mais internos.

37. Distribuição eletrônica

38. Exercícios de revisão:
Ca - Z= 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Fe - Z= 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Ag- Z= 47 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5s1
Ar - Z= 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Br - Z= 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
Ca2+- Z= 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0
Fe3+ - Z= 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d5
Ag+- Z= 47 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5s0
Ar+ - Z= 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Br- - Z= 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

39. Energias atrativas e repulsivas

40. Espectros de emissão de átomos
diferentes

42. Estrutura dos átomos hidrogenóides
ORBITAL s

43. Evolução das teorias
Teorias que se
desenvolveram em
conjunto com outras
descobertas/ teorias!!

44. Penetração e blindagem - principio de construção
 Um elétron s de qualquer das camadas pode ser
encontrado em uma região muito mais próximo do
núcleo, e podemos dizer, que ele pode penetrar
através das camadas internas;
 Um elétron p penetra muito menos que um elétron
s, a sua função de onda possui um plano nodal que
atravessa o núcleo; Dessa forma, o elétron p está
mais blindado em relação ao núcleo.
Penetração : s〉p〉d〉f

45. Blindagem (S)
 É a diferença entre a carga nuclear total e a carga
nuclear efetiva.
 A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um
elétron em um átomo polieletrônico.
 A carga nuclear efetiva não é igual à carga no
núcleo devido ao efeito dos elétrons internos.
Zef = Z - S
Como calcular a BLINDAGEM?

46. Blindagem – Regras de Slater
Agrupar a configuração eletrônica
(1s) (2s2p) (3s3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s5p) (5d) (5f)....
 os elétrons de qualquer agrupamento à direita de um
grupamento (ns,np) não influi na blindagem dos elétrons
do grupo (ns,np);
todos os elétrons do grupamento (ns,np) vão blindar o
elétron de valência por um valor de 0,35 cada.
todos os elétrons da camada n-1 vão blindar o elétron de
valência por um valor de 0,85 cada.
todos os elétrons n-2 ou menor blindam o elétron de
valência completamente, ou seja, com um valor igual a 1,00.

47. Para os elétrons d
Aplicamos a regra 2
TODOS os elétrons internos blindam aqueles por um valor igual a
1,00.
Exemplos: Para o elétron 2p do Nitrogênio
N= 1s2 2s2 2p3 (1s)2 (2s2p)5
S= 2 x 0,85 + 4 x 0,35 = 3,1
Z* = 7 - 3,1 = 3,9
Para o elétron 4s do Zinco com Z = 30
(1s)2 (2s2p)8 (3s3p)8 (3d)10 (4s)2
S = (18 x 0,85) + (10 x 1) + (1 x0,35)
S = 25,65 Z* = 30 – 25,65 = 4,35
Já um elétron 3d do mesmo Zinco teria um S = (18 x 1) + (9 x
0,35) = 21,15, o que renderia para ele um Z* = 8,85.