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Estrutura
Eletrônica
2
- A resolução da Equação de Schrödinger conduz a um conjunto
de funções de onda e a um conjunto de energias
correspondentes aos estados do elétron permitidos no átomo.
- Quando a equação de Schrodinger é resolvida em detalhes para
o átomo de Hidrogênio, observa-se que três números quânticos
são necessários para caracterizar cada função de onda.
- Os três números quânticos são chamados de n, l e ml
• Números quânticos:
Teoria Atômica
3
• Espectro do átomo de hidrogênio:
Teoria Atômica
4
Espectro
Transições
1
2
3
ꝏ
Fr
eq
uê
nc
iaE
ne
rg
ia
- A imagem ao lado mostra o arranjo dos
níveis de energia do átomo, cada linha
provém da transição de elétrons entre
dois estados específicos.
- O nível n=1 é o estado fundamental, os
outros níveis são estados excitados. O
elétron pode receber energia e subir
para um desses estados, mas depois de
um curto intervalo de tempo volta para o
estado fundamental.
É um inteiro que determina os níveis de energia.
n = 1,2,3,... ꝏ
• Número quântico principal (n):
Teoria Atômica
5
n = 1 para o primeiro nível, n
=2 para o segundo nível, e
assim por diante, até o
infinito.
En
er
gi
a
1
2
3
4
5
7
6
ꝏ
IMPORTANTE: 
o n está associado ao tamanho e a energia do orbital.
n = número quântico principal (indica a camada em que o
elétron encontra-se)
• Número quântico principal (n):
Camada K L M N O P Q
n 1 2 3 4 5 6 7
Quanto maior o número de camada, mais afastados do núcleo
estão os elétrons daquela camada.
Teoria Atômica
6
l = informa o valor do momento angular do orbital do elétron,
uma medida da velocidade com que o elétron “circula” ao redor
do núcleo (Indica a sub-camada ou sub-nível que o elétron
encontra-se).
l = 0,1,2,..., n - 1
• Número quântico do momento angular do orbital (l ):
Teoria Atômica
7
Valor de l 0 1 2 3
Tipo de orbital s p d f
• Número quântico do momento angular do orbital (l ):
Exemplo: Quantos valores de l são possíveis para n = 3?
Teoria Atômica
8
Outra forma de representação:
s p d f
IMPORTANTE: 
o l está associado a forma do orbital.
Exemplo: Quantos valores de l são possíveis para n = 3?
Teoria Atômica
9
Sabemos que: l = 0,1,2,..., n - 1
Quando: n = 3
l pode assumir qualquer um de três valores, 0, 1, 2.
- As expressões matemáticas das funções de onda
possibilitam determinar a probabilidade de encontrar o
elétron na vizinhança de um ponto próximo do núcleo.
• Representação gráfica das funções de onda:
Teoria Atômica
10
Representações dos orbitais s
Orbital 1s Orbital 2s Orbital 3s
Três orbitais s 
de menor 
energia
Representações dos orbitais p
Teoria Atômica
x
y
z
Orbital py Orbital px Orbital pz
x
y
z
x
y
z
11
Uma subcamada com l = 1 tem três orbitais p. Um orbital p 
tem dois lobos de sinais opostos. Os dois lobos são separados por 
uma região plana chamada de plano nodal, que passa pelo núcleo.
Representações dos cinco orbitais d
Introdução a Química Inorgânica
z
y
x
dx2-y2
z
y
x
dyz
z
y
x
dxz
z
y
x
dxyz
y
x
dz2
Representações dos sete orbitais f
Introdução a Química Inorgânica
4f5z3-3zr2
4fx3-3xy24f5yz2-yr2
4f5xz2-3xr24fy3-3yx24fzx2-zy2
4fxyz
• Número quântico do magnético (ml ):
O terceiro número quântico necessário para especificar um
orbital é ml , que distingue entre si os orbitais de uma subcamada.
Este número quântico pode assumir os valores
ml = l , l – 1 ,..., - l
Teoria Atômica
14
0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
Teoria Atômica
15
Exemplos: Quais os valores de ml quando o l = 1?
ml = l , l – 1 ,..., - lSabemos que:
Quando: l = 1
Substituindo, temos: ml = 1, 1 – 1 ,..., - 1
Então: ml = 1, 0, - 1
-1 0 +1
Representação para o 
subcamada p (l =1)
• Número quântico do magnético (ml ):
O número quântico magnético nos dá a orientação do
movimento orbital do elétron.
Teoria Atômica
16
IMPORTANTE
Exemplo: Quais os valores de ml quando o l = 4?
• A localização de um elétron em um átomo é descrita por
uma função de onda conhecida como orbital atômico. Os
orbitais atômicos são designados pelos números quânticos
n, l e ml , e organizam-se em camadas e subcamadas.
Teoria Atômica
Tipo de 
subnível
Valores 
de l
Valores de ml Quantidade
de orbitais
Representação gráfica dos 
orbitais
s 0 0 1
p 1 -1, 0, +1 3
d 2 -2, -1, 0, +1, +2, 5
f 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7
17
• Número quântico do magnético de spin (mS ):
De acordo com a mecânica quântica, um elétron tem dois estados
de spin, representados pelas setas ↑ (para cima) e ↓ (para baixo)
ms= Esse número só pode assumir dois valore +½ indica um
elétron ↑ e -½ indica um elétron ↓.
Teoria Atômica
e-
N
S
e-
N
S
ms = + 1/2 ms = - 1/2
18
- O estado de um elétron em um átomo de hidrogênio é
definido pelos quatros números quânticos n, l, ml e ms.
Quando o valor de n aumenta, o tamanho do átomo
também aumenta.
Em resumo:
Teoria Atômica
19
Exemplo: a) Qual tipo de orbital está localizado o seguinte 
conjunto de números quânticos (2, 1, -1, +1/2). b) Qual o 
conjunto de números quânticos para o orbital 4s2.
Exemplo: Em um determinado estado, os três números
quânticos do elétron de um átomo de hidrogênio são n = 4, l
= 2 e ml = -1. Em que tipo de orbital esse elétron está
localizado?
Exemplo: (a) Quantos valores do número quântico l são
possíveis quando n = 7? (b) Quantos valores de ml são
permitidos para um elétron na subcamada 6d? (c) Quantos
valores de ml são permitidos para um elétron em uma
subcamada 3p? (d) Quantas subcamadas existem na camada
n = 4?
Teoria Atômica
20
Faça você mesmo:
David Nadlinger, estudante do Departamento 
de Física da Universidade de Oxford.
Um átomo de estrôncio (Sr) carregado 
positivamente.
Teoria Atômica
21
Imagem de um átomo
Site: https://www.nationalgeographicbrasil.com/fotografia/2018/02/como-um-estudante-fotografou-um-unico-atomo
• O átomo de hidrogênio : níveis de energia
Estrutura eletrônica
22
1s
2s 2p
3s 3p 3d
n = 2
En
er
gi
a
n = 3
n = 1
n = ꝏObserve que esse
diagrama de Aufbau é para
um Sistema de um único
elétron.
À medida que n
aumenta, o espaçamento
entre os níveis de energia
torna-se menor.
• Orbitais e suas enegergias
Estrutura eletrônica
23
- Orbitais de mesma energia são ditos degenerados.
- Para n ≥ 2, os orbitais s e p não são mais degenerados, diz-
se que ocorreu um levantamento da degenerescência,
porque os elétrons interagem entre si.
- Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente
diferente para sistemas com muitos elétrons.
A estrutura eletrônica de um
átomo determina suas propriedades
químicas e, por isso, é necessário
poder descrever essas estrutura. Para
isso, escrevemos a configuração
eletrônica do átomo – uma lista de
todos os orbitais ocupados, com o
número de elétrons que cada um
contém.
• Princípio da Construção:
Estrutura eletrônica
24
Diagrama de Energia
1s
2s
2px 2py 2pz
3s
3px 3py 3pz
4s
3dz2 3dx2-y23dxz3dyz3dxy
4px 4py 4pz
...
K n = 1
L n = 2
M n = 3
N n = 4
En
er
gi
a
- Dois elétrons, no máximo, podem ocupar
um dado orbital. Quando dois elétrons
ocupam um orbital, seus spins devem
estar emparelhados.
- Dois elétrons em um átomo não podem
ter o mesmo conjunto de quatro números
quânticos.
• Princípio da Construção:
- Princípio da exclusão de Pauli:
Wolfgang Pauli
(1900-1958)
Estrutura eletrônica
25
- Dois elétrons, no máximo, podem ocupar um dado orbital.
Quando dois elétrons ocupam um orbital, seus spins devem estar
emparelhados.
• Vamos entender o princípio de exclusão de Pauli
Estrutura eletrônica
26
Exemplo: Vamos utilizar o Hélio (número atômico = 2)
Distribuição eletrônica para o átomo de Hélio = 1s2
1s
En
er
gi
a
Os spins de dois elétrons estão emparelhados
se um é e ou outro . Os spins emparelhados
são representados e os elétrons têm números
quânticos magnéticos de spin de sinais opostos.
Diagramade Energia
- Dois elétrons em um átomo não podem ter o mesmo conjunto
de quatro números quânticos.
• Vamos entender o princípio de exclusão de Pauli
Estrutura eletrônica
27
Exemplo: Vamos utilizar o Hélio (número atômico = 2)
1s
En
er
gi
a
Vamos analisar cada elétron no orbital 1s. Sabemos que o 
conjunto de números quânticos é: (n, l, ml, ms)
Primeiro elétron em vermelho: (1, 0, 0, +1/2)
Segundo elétron em roxo: (1, 0, 0, -1/2)
Diferentes
Exemplos: Faça a configuração eletrônica e determine os
conjuntos de números quânticos para cada elétron dos
átomos: Li e Be.
Estrutura eletrônica
28
Faça você mesmo:
- Adicione elétrons, um após o outro, aos orbitais, porém não
coloquem mais de dois elétrons em nenhum orbital.
- Se mais de um orbital em uma subcamada estiver disponível,
adicione elétrons com spins paralelos aos diferentes orbitais
daquela subcamada até completa-la, antes de emparelhar dois
elétrons em um dos orbitais (regra de Hund).
• Princípio da Construção:
Estrutura eletrônica
29
- Adicione elétrons, um após o outro, aos orbitais, porém não
coloquem mais de dois elétrons em nenhum orbital.
• Vamos entender outras regras:
Estrutura eletrônica
30
Exemplo: Vamos utilizar o Boro (número atômico = 5)
Distribuição eletrônica para o átomo de Boro = 1s22s22p1
1s
2s
2px 2py 2pz
En
er
gi
a
1s
2s
2px 2py 2pz
En
er
gi
a
Errado!!
Forma 
correta
- Se mais de um orbital em uma subcamada estiver disponível, adicione
elétrons com spins paralelos aos diferentes orbitais daquela subcamada
até completa-la, antes de emparelhar dois elétrons em um dos orbitais
(regra de Hund).
Estrutura eletrônica
31
• Vamos entender outras regras:
Exemplo: Vamos utilizar o Carbono (número atômico = 6)
Distribuição eletrônica para o átomo de Carbono = 1s22s22p2
1s
2s
2px 2py 2pz
En
er
gi
a
Errado!!
1s
2s
2px 2py 2pz
En
er
gi
aForma 
correta
Faça você mesmo:
Exercícios
Faça a configuração eletrônica dos elementos abaixo:
a) Ne (Z=10)
b) Si (Z=14)
c) Ca (Z=20)
d) Fe (Z=26)
Estrutura eletrônica
32
Ex1: Titânio (Ti, N.A.º 22)
Ex2: Cromo (Cr, N.A.º 24)
Ex3: Cobre (Cu, N.A.º 29)
Ex4: Lantânio (La, N.A.º 57)
Estrutura eletrônica
Diagrama de Energia
33
1s
2s
2px 2py 2pz
3s
3px 3py 3pz
4s
3dz2 3dx2-y23dxz3dyz3dxy
4px 4py 4pz
5s
...
K n = 1
L n = 2
M n = 3
N n = 4
O n = 5
En
er
gi
a
Faça você mesmo:
Estrutura eletrônica
Exemplo:
- O Hélio (He) tem configuração eletrônica: 1s2
- Lítio (Li) tem configuração eletrônica: 1s22s1
O átomo de hélio tem camada fechada, isto é, uma camada em que o 
número de elétrons é o máximo permitido pelo princípio de construção.
1s2
2s1
Apresenta uma camada 
caroço (camada semelhante 
ao átomo de hélio).
[He] = 1s2
O Lítio (Li) pode ser representando de forma simplificada: [He]2s1
34
Exemplo:
- O Magnésio tem configuração eletrônica: 1s22s22p6 3s2
Simplificando sua configuração, então: [Ne]3s2
Observação: As camadas caroços sempre serão camadas fechadas, 
ou seja, camadas dos gases nobres (He, Ne, Ar, Xe, Rn).
Estrutura eletrônica
35
[Ne]: 1s22s22p6
Exercício: Determinar a configuração eletrônica dos
elementos: Fe; La; Pd.
Estrutura eletrônica
36
Faça você mesmo:
Camada de Valência
É a camada ocupada com o maior número de n (número 
quântico principal).
Exemplo: O átomo de carbono (C)
- distribuição eletrônica: 1s22s22p2
- apresenta n = 1 e 2
- sendo assim, o maior valor de n = 2
Então, na camada 2 vão apresentar 4 elétrons de valência
Estrutura eletrônica
37
Exercício: Determinar a camada de valência dos elementos: 
Na; S; Co.
Estrutura eletrônica
38
Faça você mesmo:
Exceções da configuração eletrônica:
Estrutura eletrônica
A configuração eletrônica experimental do Crômio (Cr) é:
[Ar]3d54s1 e não [Ar]3d44s2
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
3d5
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d4
Absorção 
de Energia
Camada 
semipreenchida
Apresenta menor 
energia
39
Exceções da configuração eletrônica:
Estrutura eletrônica
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
3d10
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d9
Absorção 
de Energia
Camada 
preenchida
Apresenta menor 
energia
A configuração eletrônica experimental do Cobre (Cu) é:
[Ar]3d104s1 e não [Ar]3d94s2
40
Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com 
o maior número quântico principal, n:
Li (1s22s1) - Li+ (1s2) 
Fe ([Ar]3d64s2) - Fe3+ ([Ar]3d5)
Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo 
valor de n disponível: 
F (1s22s22p5) - F- (1s22s22p6) 
Estrutura eletrônica de íons
41
Tabela periódica
A tabela periódica foi construída empiricamente, muito
antes de serem conhecidas as estruturas dos átomos, a partir
do relacionamento de dados experimentais.
Contribuições:
- Dmitri Ivanovich Mendeleev.
Organização baseada na massa atômica.
- Henry Moseley
Organização baseada em número atômico.
- Glenn T. Seaborg
Tabela atômica atual.
40
Tabela proposta por Dmitri Mendeleev (1834-1907):
Tabela periódica
Tabela Periódica publicada por
Mendeleev no periódico
Zeitschrift für Chemie, 1869
41
Tabela proposta por Dmitri Mendeleev (1834-1907):
Tabela periódica
Verificou que as propriedades variavam periodicamente
à medida que aumentava a sua massa atômica.
42
Tabela periódica
Tabela proposta por Henry Moseley (1887-1915):
Reordenou os elementos químicos por ordem crescente
dos seus números atômicos.
43
Tabela periódica
Tabela proposta por Glenn T. Seaborg (1912-1999):
Formulou o "conceito de
actinídeo“ da estrutura
eletrônica de elementos
pesados.
Descobriu todos os elementos transurânicos, do número
atômico 94 a 102, tendo reconfigurado a tabela periódica e
colocando a série do actinídeos debaixo da série dos lantanídeos. 44
Tabela periódica
Tabela periódica atual:
45
Periodicidade das Propriedades dos átomos
CARGA NUCLEAR EFETIVA
A carga nuclear de um átomo é dada pelo número de prótons
presentes no núcleo deste átomo e é chamada número atômico (Z).
Z = carga nuclear = número de prótons.
A carga nuclear efetiva (Zef) 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.
46
Periodicidade das Propriedades dos átomos
A carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron é dada por: 
Zef = Z - S 
Zef = carga nuclear efetiva 
Z = carga nuclear (número atômico) 
S = constante de blindagem 
Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), 
a carga nuclear efetiva (Zef) diminui. 
Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
47
Periodicidade das Propriedades dos átomos
- Cada elétron de um átomo é protegido (blindado) do efeito de
atração da carga nuclear pelos elétrons do mesmo nível de energia e,
principalmente, pelos elétrons dos níveis mais internos.
- Apenas uma parte da carga nuclear atua realmente sobre os
elétrons: é a Carga Nuclear Efetiva (Zef).
BLINDAGEM
Exemplo:
Li: 1s22s1
Atração mais fraca pelo núcleo
Z
e-
e-
e-
Repulsão elétron-elétron
Atração mais forte pelo núcleo
48
Periodicidade das Propriedades dos átomos
Para determinar Zef, os elétrons são divididos em grupos
(a cada um corresponde uma constante de blindagem
diferente).
1) Escreva a configuração eletrônica dos elementos na seguinte 
ordem e grupos: 
(1s); (2s, 2p); (3s, 3p); (3d); (4s, 4p); (4d); (4f); (5s, 5p); etc.
Determinação da Blindagem (Regra de Slater)
49
Periodicidade das Propriedades dos átomos
2) Elétrons em qualquer grupo à direita do grupo (ns, np) não
contribuem para a constante de blindagem.
3) Todos os outros elétrons no grupo (ns, np) blindam o
elétron de valência de 0,35 cada.
4) Todos os elétrons na camada (n -1) contribuem com 0,85
cada.
Determinação da Blindagem (Regra de Slater)
50
Periodicidade das Propriedades dos átomos
Determinação da Blindagem (Regra de Slater)
5) Todos os elétrons (n - 2) ou em camadas mais baixas
blindam completamente, ou seja, contribuem com 1 para ofator de blindagem.
Quando o elétron que está sendo blindado pertence a um
grupo (nd) ou (nf), as regras 2 e 3 são as mesmas, mas as
regras 4 e 5 tornam-se:
6) Todos os elétrons nos grupos à esquerda do grupo (nd) ou
(nf) contribuem com 1,0 para o fator de blindagem. 51
Periodicidade das Propriedades dos átomos
Exemplo: Determinar a carga nuclear efetiva para o átomo de P.
O primeiro passo é fazer a distribuição eletrônica no P.
então, 1s22s22p63s23p3
Aplicando a regra 1
(1s2)(2s22p6)(3s23p3)
Determinação da Blindagem (Regra de Slater) – Passo a passo
Qualquer grupo pode ser 
analisado para efeito da 
blindagem.e- e-
e-e
-
e-
e-
e-
e-
e- e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
Z
e-
Qual grupo sentirá a 
menor carga nuclear 
efetiva?
52
Periodicidade das Propriedades dos átomos
Vamos analisar o último grupo (em preto)
(1s2)(2s22p6)(3s23p3)
A regra 2: não se aplica, pois não tem grupo a direita.
A regra 3: Como queremos saber a blindagem sobre 1 elétron do
grupo (3s23p3) subtraindo dos 5 e-, então vai sobrar 4 e-:
então,
S = 4 x 0,35 +
Determinação da Blindagem (Regra de Slater) – Passo a passo
53
Periodicidade das Propriedades dos átomos
Vamos analisar o último grupo (em preto)
(1s2)(2s22p6)(3s23p3)
A regra 4: Todos os elétrons na camada (n -1) contribuem com
0,85 cada.
ou seja, como a camada analisada é a n = 3, então (n – 1) é
a camada n = 2. Na camada n = 2, tem 8 e-.
S = 4 x 0,35 + 8 x 0, 85 +
Determinação da Blindagem (Regra de Slater) – Passo a passo
54
Periodicidade das Propriedades dos átomos
Vamos analisar o último grupo (em preto)
(1s2)(2s22p6)(3s23p3)
A regra 5: Todos os elétrons na camada (n – 2) ou abaixo
contribuem com 1,00 cada.
ou seja, como a camada analisada é a n = 3, então (n – 2) é
a camada n = 1. Na camada n = 1, tem 2 e-.
S = 4 x 0,35 + 8 x 0, 85 + 2 x 1,00 = 10,2
Determinação da Blindagem (Regra de Slater) – Passo a passo
55
Periodicidade das Propriedades dos átomos
A carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron é dada por: 
Zef = Z - S 
Zef = 15 – 10,2 = 4,8
A blindagem para os outros grupos:
S = 7 x 0,35 + 2 x 1,00 = 4,45
S = 2 x 0,35 = 0,7
A carga nuclear efetiva para os outros grupos são:
Zef = 10,55
Zef = 14,3
Determinação da Blindagem (Regra de Slater) – Passo a passo
56
Periodicidade das Propriedades dos átomos
Faça você mesmo:
Exemplos: Determine a carga nuclear efetiva dos elementos:
O, Fe, Mg, Cl,
57
Periodicidade das Propriedades dos átomos
CARGA NUCLEAR EFETIVA, Zef
58