Aula 01 - Atomística

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ATOM Í S T I CA
Profa. Ma. Priscila Nascimento
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• Histórico
Desenvolvimento do 
conhecimento científico
Notável evolução do volume de 
informações disponíveis
Robert Boyle
Contrariava a teoria dos quatro
elementos, defendida por 
Aristóteles, argumentando que 
tudo deveria ser realmente
formado por átomos, retomando 
o que originalmente havia sido 
proposto por Leucipo e
seu discípulo, Demócrito, por 
volta do século V a.C.
Segunda metade do século 
XVIII e século XIX
Um dos mais brilhantes períodos 
em termos de desenvolvimento 
científico
Conceitos das propriedades dos 
gases, o conhecimento sobre 
meteorologia, a atmosfera
e a eletricidade, as exigências 
experimentais de análise e, 
principalmente, as proposições
a respeito da constituição da 
matéria
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• Teoria atômica de Dalton
• A matéria seria formada por átomos, que são esferas maciças, indivisíveis, 
imutáveis, imperecíveis e que não podem ser criadas nem destruídas.
• Átomos com tamanhos e massas diferentes apresentariam propriedades 
diferentes.
Átomos com tamanhos e massas iguais e que têm, portanto, as mesmas 
propriedades seriam átomos de um mesmo elemento.
• Os átomos poderiam se unir, formando novas substâncias.
• Numa transformação química, os átomos não seriam criados nem destruídos; 
seriam rearranjados, produzindo outras substâncias.
Em 1808, baseando-se na lei da conservação da massa e em suas próprias 
experiências com gases, o inglês John Dalton definiu:
Esse modelo atômico hoje é conhecido como modelo “bola de bilhar”.
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• Teoria atômica de Thomson
Um novo modelo atômico
O átomo na 
visão de Thomson.
Thomson
- novo modelo em 1898 -
O átomo seria uma esfera com 
elétrons na sua superfície
Para compensar as cargas 
negativas dos elétrons, a esfera 
teria uma carga positiva 
suficiente para deixar o átomo 
neutro, e cada elemento químico 
teria um número diferente de 
elétrons.
“Pudim com passas”
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• Teoria atômica de Rutherford
Arranjo experimental 
preparado pela equipe 
de Rutherford.
Virada do 
século XIX para o XX
Rutherford e seus 
colaboradores, Geiger 
e Marsden
Trabalhos com
emissões radioativas
(partículas )
Partículas  → carga 
específica positiva.
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• Teoria atômica de Rutherford
Espalhamento das partículas alfa na lâmina de ouro, de acordo com Rutherford, provando 
que o átomo não é maciço.
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• Teoria atômica de Rutherford
Rutherford propôs um novo modelo atômico em 1911, depois de analisar 
os resultados de sua experiência, concluiu:
• Como algumas partículas alfa são rebatidas, podemos dizer que elas se chocam 
com algo de massa maior que a delas. Portanto, o átomo deve ter uma região 
mais “pesada”. Essa região foi chamada núcleo e tem praticamente toda a 
massa do átomo.
• Se algumas partículas alfa – que são positivas – são desviadas, o núcleo também 
deve ter carga positiva. As que passam perto do núcleo são desviadas por causa 
da repulsão entre cargas iguais.
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• Teoria atômica de Rutherford
• Os elétrons giram numa região praticamente 
vazia ao redor do núcleo. Como a maioria das 
partículas alfa atravessou diretamente a 
lâmina de ouro, Rutherford afirmou que essa 
região é muito maior que o núcleo. Por meio 
de cálculos matemáticos, ele estimou que o 
diâmetro do átomo é 10 mil vezes maior do 
que o diâmetro do núcleo. Assim sendo, se o 
diâmetro do núcleo de um átomo fosse de 1 
cm (que absurdo!), o diâmetro do átomo seria 
de 100 m! Ou seja, o átomo é um grande 
vazio.
Rutherford propôs um novo modelo atômico em 1911, depois de analisar 
os resultados de sua experiência, concluiu:
O modelo atômico proposto por Rutherford é conhecido como modelo sistema 
solar, em que o núcleo seria o Sol e os planetas girariam ao redor do núcleo.
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• Partículas atômicas
Novo modelo 
atômico
Contribuição
de Rutherford
Divisão da estrutura atômica 
em duas partes distintas
núcleo e 
eletrosfera
Elétron 
(carga negativa)
Giram ao redor do núcleo 
(eletrosfera)
Próton
(carga positiva)
Próton e nêutron 
(núcleo)
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• Partículas atômicas
Número atômico (Z)
Número atômico
Número de prótons no 
núcleo de um átomo
Átomos que apresentarem o mesmo número atômico 
serão átomos do mesmo elemento químico
Z = p = e−
Identidade do átomo
Átomo eletricamente 
neutro
O número de carga positivas (prótons) tem
de ser igual ao número de cargas negativas (elétrons)
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• Partículas atômicas
Número de nêutrons (n)
Corresponde à quantidade de nêutrons no núcleo do átomo. É uma 
propriedade que não aparece representada junto ao símbolo do 
elemento. X
Número de massa (A)
É a soma do número de prótons (Z) com o número de nêutrons (n) no 
núcleo de um átomo:
A = Z + n ou A = p + n
Z
A
X Z
X
A
número de massa
símbolo do elemento químico ou
número atômico
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• Propriedades interatômicas
Isotopia
92
234
U
92
235
U
92
238
U
Átomos diferentes podem ter mesmo número de prótons, nêutrons, 
elétrons ou mesmo número de massa.
Isótopos
Átomos com o mesmo 
número atômico
Átomos do mesmo 
elemento químico
propriedades 
químicas iguais
propriedades 
físicas 
diferentes
número de 
nêutrons 
diferente
Exemplo
Elemento urânio, que tem três isótopos encontrados na natureza:
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• Propriedades interatômicas
Isotopia
1
1
H
1
2
H
1
3
H
Átomos diferentes podem ter mesmo número de prótons, nêutrons, 
elétrons ou mesmo número de massa.
Hidrogênio leve ou prótio
0 nêutron
abundância natural: 99,99%
O nome do isótopo é o nome do próprio elemento, seguido do seu número 
de massa.
Os isótopos do hidrogênio são os únicos que recebem nomes especiais:
Hidrogênio pesado ou deutério
1 nêutron
abundância natural: 0,0026%
Trítio, trício ou tritério
2 nêutrons
abundância natural: traços
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• Propriedades interatômicas
Isobaria
Átomos que têm o mesmo número de massa, mas com números atômicos 
diferentes (portanto, átomos de elementos químicos diferentes), são 
chamados isóbaros.
Exemplo
6
14
N
7
14
N
8 nêutrons 7 nêutrons 
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• Propriedades interatômicas
Isotonia
Átomos com o mesmo número de nêutrons, mas com número atômico e 
número de massa diferentes, são chamados isótonos.
Exemplo
9
19
F
10
20
Ne
10 nêutrons 10 nêutrons 
Cálculo do número de nêutrons: A = Z + n  n = A − Z
Para o F: n = 19 − 9 = 10
Para o Ne: n = 20 − 10 = 10
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• Propriedades interatômicas
Íons
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• Propriedades interatômicas
Isoeletrônicos
Átomos e íons que têm o mesmo número de elétrons são chamados 
isoeletrônicos.
Exemplo
19
39
K+
16
32
S2−
18
40
Ar
18 elétrons 18 elétrons18 elétrons
Resumidamente:
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• Teoria atômica de Rutherford-Bohr
Niels Bohr 
- 1913 -
Aprimorou o 
modelo atômico 
de Rutherford
Espectro do 
átomo de 
hidrogênio
Distribuição dos 
elétrons ao redor 
do núcleo.
Elétrons
Trajetórias circulares 
ao redor do núcleo
Trajetória  Órbita
Camadas ou 
níveis
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• Teoria atômica de Rutherford-Bohr
Postulados de Bohr 
Primeiro postulado 
Os elétrons movem-se em órbitas de trajetória circular ao redor do núcleo.
Segundo postulado 
Somente certas órbitas são permitidas e, ao circular em uma mesma órbita, o 
elétron não emite nem absorve energia.
Terceiro postulado 
Ao mudarem de órbita, os elétrons absorvem ou emitem uma quantidade de 
energia bem definidadenominada quantum.
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• Teoria atômica de Rutherford-Bohr
Um elétron fica no mesmo nível enquanto em movimento
Elétron recebe 
energia
“muda” para
um nível mais 
distante do núcleo
Elétron libera 
a energia recebida
“muda” para
um nível mais 
próximo do núcleo
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• Teoria atômica de Rutherford-Bohr
As diferentes cores dos fogos de artifício são decorrentes das 
transições eletrônicas que acontecem em vários elementos químicos.
G
in
o
 S
a
n
ta
 M
a
ri
a
/
S
h
u
tt
e
rs
to
c
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S E G U N D A - F E I R A , 1 D E F E V E R E I R O D E 2 0 X X
E
xe
m
p
lo
 d
e
 T
e
xto
 d
e
 R
o
d
a
p
é
22
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• A estrutura da eletrosfera
Os números da capacidade eletrônica aplicam-se aos elementos 
conhecidos até o momento. O número máximo teórico obedece à 
equação de Rydberg (X = 2 ∙ n2: 2 − 8 − 18 − 32 − 50 − 72 − 98), em que 
n é o número de camadas eletrônicas.
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• A estrutura da eletrosfera
São conhecidos quatro subníveis de energia, designados pelas letras 
minúsculas s (sharp), p (principal), d (difuse) e f (fundamental).
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• A estrutura da eletrosfera
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• A estrutura da eletrosfera
Distribuição eletrônica
Diagrama das diagonais
As setas mostram o sentido
em que aumenta a energia 
do subnível.
O químico estadunidense Linus Pauling 
propôs um diagrama, também conhecido 
como diagrama das diagonais, em que as 
setas indicam a ordem crescente de 
energia dos subníveis, conhecido por 
diagrama das diagonais de Pauling.
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• A estrutura da eletrosfera
Distribuição eletrônica
Interpretação
Esta representação mostra que existem 6 elétrons no subnível p do 
3º nível de energia (3ª camada).
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• A estrutura da eletrosfera
Distribuição eletrônica
Pela distribuição em ordem de energia:
Pela distribuição em ordem geométrica:
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• A estrutura da eletrosfera
Distribuição eletrônica
Para a distribuição do ferro, podemos inferir ainda:
• nível de valência (nível mais afastado do núcleo)  4
• camada de valência (camada mais afastada do núcleo)  N
Exemplos
Para o hidrogênio (H), com Z = 1, temos 1s1.
Para o hélio (He), com Z = 2, temos 1s2.
No caso do lítio (Li), com Z = 3, os primeiros dois elétrons estão no subnível 1s; 
o terceiro elétron deve ficar no subnível 2s (o seguinte na ordem de energia); 
portanto, a distribuição eletrônica do lítio é 1s2 2s1.
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OBR IGADA☺
E
xe
m
p
lo
 d
e
 T
e
xto
 d
e
 R
o
d
a
p
é
S E G U N D A - F E I R A , 1 D E F E V E R E I R O D E 2 0 X X 30
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	Slide 28
	Slide 29
	Slide 30: Obrigada