O documento discute a estrutura atômica, incluindo partículas subatômicas, radiação eletromagnética, quantização da energia, espectros atômicos, modelo de Bohr, dualidade onda-partícula, mecânica quântica, orbitais atômicos, spin eletrônico e distribuição eletrônica.

1. Partículas subatômicas
Partículas fundamentais Estrutura atômica
Estrutura eletrônica dos átomos
Radiação eletromagnética

2. Radiação eletromagnética
•A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação da radiação com
a matéria.

3. A cor da luz depende de sua freqüência ou comprimento de onda
Dispersão da luz visível por um prisma

5. Radiação eletromagnética
Energia quantizada e fótons
Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos
pedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum.
A relação entre a energia e a frequência é onde h é a constante de Planck
(6,626 x 10-34 J s).
Equação Energia é diretamente
proporcional à freqüência
de Planck

6. Efeito fotoelétrico
•Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons.
E = hν
Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha freqüência acima de um
determinado valor, característico do metal;
Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a radiação;
A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a freqüência
da radiação incidente.
O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - “quantização”.

7. Espectro atômico e o modelo de Bohr
Espectros de linhas de emissão - linhas espectrais
Espectros de linhas
A radiação composta por um
único comprimento de onda é
chamada de monocromática.
A radiação que se varre uma
matriz completa de diferentes
comprimentos de onda é
chamada de contínua.
A luz branca pode ser
separada em um espectro
contínuo de cores.
Observe que não há manchas
escuras no espectro contínuo
que corresponderiam a linhas
diferentes.
Um objetivo dos cientistas do final do século XIX era explicar por que os átomos
gasosos emitem luz de somente determinadas freqüências e encontrar uma relação
matemática entre as freqüências observadas.

8. Equação de Balmer-Rydberg
1 ⎛ RH ⎞⎛ 1 1 ⎞ onde RH é a constante de Rydberg (1,096776 x 107 m-1),
=⎜ ⎟⎜ 2 − 2 ⎟
λ ⎝ h ⎠⎜ n1 n2 ⎟
h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J·s),
⎝ ⎠ n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1).
O modelo de Bohr
( )
⎛ 1 ⎞
E = − 2. 18 × 10 −18 J ⎜ ⎟
⎝ n2 ⎠
n = no quântico principal
As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons
entre os estados de energia no átomo.

11. O modelo de Bohr A primeira órbita no modelo
de Bohr tem n = 1, é a mais
próxima do núcleo e
NÍVEIS ESPECTRO
N convencionou-se que ela tem
M
L
6 energia negativa.
5
ENERGIA K
CRESCENTE é 4
núcleo A órbita mais distante no
é 3
nível 1 (n = 1) = K é modelo de Bohr tem n
é 2
nível 2 (n = 2) = L
nível 3 (n = 3) = M 1
próximo ao infinito e
ENERGIA
nível 4 (n = 4) = N
CRESCENTE corresponde à energia zero.
Os elétrons no modelo de
Bohr podem se mover
apenas entre órbitas através
da absorção e da emissão de
energia em quantum (hν).
⎛ 1⎞
ΔE = hν = = − 2.18 ×10 J 2 − 2 ⎟
hc
λ
( −18 ⎜ 1
⎜n ni ⎟
)
⎝ f ⎠
Quando ni > nf, a energia é emitida.
Quando nf > ni, a energia é absorvida.

12. Elétron como partícula-onda
Em 1924, Louis de Broglie, em sua tese de Doutorado, fez uma proposta
revolucionária baseada nos trabalhos de Max Plank, Arthur Compton e Albert
Einstein (mecânica quântica). Para descrever o elétron, Louis de Broglie
considerou que tanto onda como matéria são energias e, portanto podem ser
igualadas. A partir de sua hipótese, o elétron tem comportamento corpuscular
(matéria) e ondulatório e passa a ser conhecido como partícula-onda. Surge então,
O Princípio da dualidade do elétron.
h
λ=
mv
Em 1927, com visão dualística para o elétron (mecânica quântica), Werner
Heisenberg apresentou uma restrição matemática quanto às características do
elétron. O seu trabalho estabeleceu que não fosse possível determinar com
precisão, em um dado momento, a posição e o momento do elétron. Logo não é
possível conhecer, simultaneamente, a posição e a energia do elétron. Esta
restrição ficou conhecida como Princípio da incerteza de Heisenberg.
h
Se Δx é a incerteza da posição e Δmv é Δx·Δmv ≥
a incerteza do momento, então: 4π

13. Equação de Schrödinger
Equação de Schrödinger: Em 1926 e 1927, Erwin Schrödinger publicou seis
trabalhos científicos que estabeleceram uma equção que possibilitou relacionar a
energia do sistema eletrônico com suas propriedades ondulatórias, para qualquer
elétron, de qualquer átomo, de todos os elementos químicos.
psi = função de onda, trata-se de um sistema dualístico
h2
Energia total do sistema = EΨ = x (v2Ψ) + vΨ Energia potencial
2
8π m
Energia cinética
δ2 δ2 δ2
onde, v2 = + + x, y e z são coordenadas de espaço.
δx 2
δy 2
δz 2
m e h são a massa do elétron e a constante de Plank, respectivamente.
A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.
O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o
elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.

14. Orbitais e números quânticos
A solução da equação de Shrödinger impõe três restrições que são conhecidos
como números quânticos: número quântico principal (n) especifica o nível de
energia do elétron como também o volume da região do espaço onde o elétron se
encontra; número quântico secundário (l) determina a forma da região do espaço
onde o elétron será encontrado; número quântico magnético (ml), este no não
especifica energia, mas sim a orientação espacial da região no espaço onde o
elétron poderá ser encontrado (orbital).

15. Orbitais atômicos
Orbitais s
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, ψ2 = 0
Para um orbital s, o
número de nós é n-1.

16. Orbitais p
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.

17. 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.

18. Átomos polieletrônicos O espectro de linhas de átomos
polieletrônicos mostra cada linha
como um par de linhas
minimamente espaçado.
Stern e Gerlach planejaram um
experimento para determinar o
porquê.
Um feixe de átomos passou
através de uma fenda e por um
campo magnético e os átomos
foram então detectados.
Duas marcas foram encontradas:
uma com os elétrons girando em
um sentido e uma com os elétrons
girando no sentido oposto.
Spin eletrônico

19. Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli
Na presença de um campo magnético, podemos elevar a degeneração dos elétrons.

20. O princípio da construção - distribuição eletrônica
As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um
elemento estão localizados.
Três regras:
Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.

21. O princípio da construção - distribuição eletrônica
Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli).
Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital
isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron
(regra de Hund).

22. O princípio da construção - distribuição eletrônica
É experimentalmente observada que o elétron ocupa o orbital disponível
que propicie ao átomo a menor energia possível (Regra n + 1).

23. Configurações eletrônicas e a tabela periódica
A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.
O número do periodo é o valor de n.
Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.
Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

24. Configurações eletrônicas e a tabela periódica