Aula_1_-_Estrutura_Atmica

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Docente: Shirlene Kelly Santos Carmo
Pau dos Ferros, 27 de julho de 2022.
Aula 1 – Estrutura Atômica
Universidade Federal Rural do Semi-Árido
Disciplina: Química Geral 
shirlene@ufersa.edu.br
O ÁTOMO
“Os filósofos especulavam sobre a natureza da matéria”
• Tales de Mileto (624 - 546 a.C) foi o primeiro filósofo a
formular a ideia de um elemento primordial. Segundo ele
esse elemento era a água.
• Para Anaxímenes (588 - 524 a.C) discípulo de Tales, o ar
seria o elemento primordial.
• Para Anaximandro (610 - 546 a.C) seria o Ápeiron que ele
classificava como sendo ilimitado e indefinido.
• Para Heráclito (500 - 450 a.C) este elemento seria o fogo.
Atomismo Filosófico Cultura Grega
Atomismo Filosófico Cultura Grega
Empédocles, por volta do século V a.C. Promoveu a junção de
pensamento dos primeiros filósofos e denominou que tudo que existe
no universo seria composto por quatro elementos principais: terra,
fogo, ar e água. Surgiu aí a teoria dos quatro elementos.
4 ELEMENTOS: (Ideia que perdurou por séculos)
 FOGO;
AR;
 TERRA e;
AR.
Um elemento poderia se transformar em 
outro com a remoção ou a adição dessas 
qualidades.
Atomismo Filosófico Cultura Grega
 Aristóteles (384 a 322 a.C)
– A partir de uma visão mais consistente sobre a
teoria dos 4 elementos:
– Defendia a continuidade da matéria;
– Para ele, a matéria pode ser dividida
infinitamente, sendo sempre possível fazer uma
nova divisão.
– Suas idéias prevaleceram até o século XVI.
O primeiro filósofo a falar no átomo foi Leucipo (500 - 430 a.C).
O pensamento atomístico defende a ideia de que as coisas são
formadas por átomos e pelo vazio, onde esse átomos tem a
propriedade de atração e repulsão dando origem aos fenômenos da
natureza.
Tradicionalmente, Leucipo é considerado o mestre de Demócrito de
Abdera e, talvez, o verdadeiro criador do atomismo (segundo a tese de
Aristóteles).
O ÁTOMO
Atomismo Filosófico Cultura Grega
 Demócrito de Abdera (460-370 a.C)
“Este filósofo defendia que a matéria só poderia ser
dividida em porções cada vez menores até um limite,
que correspondia a uma partícula indivisível – o
átomo” (Pires e Ribeiro, 2008)
Modelos Atômicos
O que são modelos em ciência?
Desenhe uma árvore!!!
Você pode pegar uma folha ou fruto da sua árvore?
NÃO! Pois o que você desenhou não foi uma árvore real, foi um modelo
baseado em observações.
A descoberta da Estrutura Atômica – Modelos Atômicos
 Os átomos seriam minúsculas esferas maciças, indivisíveis e indestrutíveis.
 Cada elemento é composto de átomos.
 Todos os átomos de um elemento são idênticos. Átomos de elementos
diferentes tem massas diferentes.
 Uma reação química envolve apenas separação, combinação ou rearranjo dos
átomos.
 Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se
combinam.
Dalton (1803) – Modelo da bola de bilhar
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Johndalton.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Johndalton.jpg
A descoberta da Estrutura Atômica – Modelos Atômicos
LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS: “Átomos compostos se combinavam
preferencialmente na relação 1:1”
EX.: A água deveria possuir fórmula: “HO”; A amônia deveria ser “NH”
O átomo foi definido como uma unidade indivisível até o final
do século XIX, quando foi proposto o primeiro modelo
atômico que provava a existência de partículas subatômicas.
Com o passar dos anos, novos estudos experimentais foram
realizados e novos modelos atômicos surgiram.
A descoberta da Estrutura Atômica – Modelos Atômicos
Modelos Atômicos – O átomo é indivisível mesmo?!
J. J. Thomson (1897)
J. J. Thomson (1897) descobriu os elétrons, partículas de carga
negativa, em experimentos do Raios Catódicos.
Como a matéria em seu estado normal se apresentava neutra,
teria que haver cargas positivas que neutralizassem as cargas dos
elétrons.
Assim, ele comprovou a natureza elétrica da matéria.
Demonstrando com isso que os átomos eram divisíveis.
Modelos Atômico - Thomson
Thomson (1897) – Tubos de raios catódicos
• Os cientistas começaram a
estudar a descarga elétrica
em um tubo quase
desprovido de ar;
• Quando uma alta tensão foi
aplicada aos eletrodos no
tubo, produziu-se uma
radiação;
• Originada no eletrodo
negativo (cátodo) e
deslocava-se para o
eletrodo positivo (ânodo).
Os raios conseguiam ser vistos por meio da emissão de luz 
(fluorescência)
Modelos Atômico - Thomson
CONCLUSÕES:
1) Que os átomos não são indivisíveis, pois partículas negativamente eletrizadas
podem ser arrancadas deles pela ação das forças elétricas;
2) Que essas partículas são todas de mesma massa e carregam a mesma carga de
eletricidade negativa, qualquer que seja a espécie de átomo de que derivem, e
são constituintes de todos os átomos;
3) Que a massa dessas partículas é menor que a massa do átomo.
4) Essas partículas são chamadas de elétrons (Thomson, 1897, p.338)
Modelos Atômico - Thomson
• e e m, carga e massa do elétron;
• k e k’, constantes definidas pelas características do aparelho;
• x e y são os desvios do feixe de elétron, sobre a ação de cada campo
aplicado.
Thomsom (1897) – Proporção carga-massa do elétron
-1,76 x 108 C/g
Modelos Atômicos
Millikan (1909) – Experimento da gota de óleo
Modelos Atômicos
• q, r, u’ e d, respectivamente, carga, raio, velocidade e densidade das 
gotículas de óleo;
• h, viscosidade do ar;
• g, aceleração da gravidade;
• E, intensidade do campo aplicado.
Carga com múltiplos de -1,60 x 10-19 C
me = 9,1 x 10 
-31 Kg 
Massa e carga do elétron 
Modelos Atômicos
Thomson, então, propôs um
modelo para o átomo que levava
em consideração essas novas
propriedades
Este modelo para o
átomo foi conhecido por
“pudim de passas”
Como a matéria no estado normal se
apresenta neutra, deveria haver uma
quantidade de carga positiva para neutralizar
a carga desses elétrons
Modelos Atômicos
Como o átomo no estado normal é 
neutro, deveria haver uma quantidade 
igual de elétrons (carga negativa) e de 
carga positiva. 
A carga positiva se encontrava 
diluída e seria a maior parte do 
átomo e responsável por toda a 
sua massa praticamente
Modelos Atômicos
E. Rutherford (1911) 
Rutherford, descobriu o núcleo e propôs a base para a estrutura
atômica moderna através de seu experimento do desvio da partícula alfa.
Para Rutherford, os átomos são compostos de duas partes: o núcleo
e a parte extra-nuclear.
Seus experimentos provaram que o átomo é amplamente vazio e
que possui um corpo altamente carregado positivamente em seu centro
chamado núcleo.
Experimento da partículas a
Modelos Atômicos
Geiger e Marsden (dois
colaboradores de Rutherford)
elaboraram um experimento
no qual partículas α incidiam
sobre uma lâmina de ouro
De acordo com o Modelo
de Thomson para o
átomo era esperado que
As partículas α deveriam
sofrer pequenos desvios na
sua trajetória!
Modelos Atômicos
As pesquisas sobre radioatividade levaram a descoberta de uma partícula que 
não sofre ação de campos elétricos.
Modelos Atômicos
Experimento de Rutherford
Modelos Atômicos
Conclusão
Rutherford demonstrou também a existência de uma partícula de
massa muito maior que a do elétron, de carga de igual grandeza, mas de
sinal contrário, portanto, positiva, que compõe o núcleo dos átomos,
denominada próton.
Segundo Alves (2014) “quando Rutherford descobriu que o
número de prótons em um núcleo, suficientes para justificar sua carga,
não era suficiente para justificar sua massa, imediatamente sugeriu a
existência de outras partículas, eletricamente neutras, no núcleo.
Os prótons foram descobertos em 1919 por Rutherford e
colaboradores e os nêutrons em 1932, pelo cientista Britanico James
Chadwick (1891 – 1972).
Modelos Atômicos
Rutherford sugeriu uma estrutura planetária, semelhante
ao sistema solar, onde o núcleo corresponde ao sol e os elétrons
aos planetas que se movimentas num espaço vazio em órbitas
fixas.
SOBRE OS NÊUTRONS:
• Os nêutrons são partículas subatômicas presentes no núcleo
atômico.
• São eletricamenteneutros, com massa aproximadamente igual
à do próton.
• O número de nêutrons pode ser determinado pelo Número de
Massa (A).
• Os nêutrons mantêm o núcleo atômico coeso (ajustado) por
conta da força forte.
Modelos Atômicos
Modelos Atômicos
Núcleo de carga positiva
(constituído por prótons e
nêutrons assim por ele
denominadas) que continha
praticamente toda a massa do
átomo.Elétrons com cargas 
negativas girando ao 
redor do núcleo em 
trajetórias circulares.
Conhecido como modelo “Planetário”
Teoria atômica de Bohr: Origens da Teoria Quântica
 Quando os átomos reagem, são os elétrons que interagem.
 O melhor entendimento sobre a estrutura eletrônica dos átomos é
resultado da teoria quântica.
 Havia um problema sério com o modelo atômico de Rutherford: Os
elétrons em movimento em torno de um núcleo de cargas positivas,
iria perder energia na forma de radiação, com isso, suas órbitas iriam
diminuir gradativamente e os elétrons iriam ser “sugados” pelo núcleo,
causando a instabilidade atômica.
Dois anos depois de Rutherford ter lançado sua proposta,
Niels Bohr tentou resolver o aparente paradoxo analisando a
estrutura atômica utilizando a Teoria quântica da energia, o
qual havia sido desenvolvido por Max Plank, em 1900.
Teoria atômica de Bohr: Origens da Teoria Quântica
Niels Bohr tinha conhecimento do trabalho de Planck, assim
tentou solucionar o problema da instabilidade do modelo
atômico de Rutherford.
“Se só aparecem determinadas riscas no espetro, isto é, se só
são emitidas pelo átomo determinadas radiações, então,
dentro do átomo, o elétron só pode ter certas energias e não
todas” (Dantas e Ramalho, 2007, p. 31).
Teoria atômica de Bohr: Origens da Teoria Quântica
Origem da Teoria Quântica
Teoria Clássica da Radiação
Vemos a maioria dos objetos devido à luz que é refletida por
eles. A Idéia que a luz é constituída por ondas eletromagnéticas
deslocando-se no espaço foi aceita sem contestação, até 1900. Ou seja,
todos os experimentos que utilizassem a luz poderiam ser explicados,
imaginando-a como uma combinação de campos elétricos e magnéticos
oscilantes propagando-se pelo espaço (ondas eletromagnéticas).
Natureza Ondulatória da Luz
Natureza Ondulatória da Luz
Natureza Ondulatória da Luz
c=λ . ν
Velocidade 
da luz
Comprimento 
de onda
frequência
A radiação eletromagnética se movimenta através do vácuo com uma
velocidade de 3,00 x 108 m/s.
Natureza Ondulatória da Luz
Espectro Eletromagnético 
A radiação visível tem comprimentos de onda entre 400 nm (violeta) e 750 nm (vermelho).
O espectro elétromagnético é o conjunto de radiações eletromagnéticas conhecidas.
De todas as radiações eletromagnéticas, apenas a luz é captada pelo olho humano. Existem
contudo outras radiações muito importantes, mas que o nosso olho não consegue captar:
Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e
admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos
de energia. Esses foram denominados órbitas ou camadas.
Teoria atômica de Bohr: Origens da Teoria Quântica
Todo composto químico, quando levado à chama emite luz com
cor característica. Por exemplo, na figura abaixo podem ser vistas as cores
para diversos compostos metálicos quando levados à chama.
Espectro Eletromagnético – Teste de chamas 
- Quem apresenta menor frequência?
- Quem apresenta maior frequência?
Li
K
Energia Quantizada e fótons
Plank (1900)
Apesar de o modelo ondulatório da luz explicar muitos aspectos
de seu comportamento, existem vários fenômenos que ele não pode
explicar.
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 (f) , onde h é a constante de
Planck (6,626 X 10-34 J.s).
E = h.f (Energia do Fóton) 
Para entender a quantização, considere uma escada e uma rampa.
Energia Quantizada e fótons
As grandezas físicas são ditas quantizadas quando entre um
valor que ela pode assumir e outro, existem valores proibidos.
Por exemplo, a menor energia que um elétron pode possuir ao
orbitar em torno de um núcleo de hidrogênio é -13,6eV (este
valor corresponde a camada 1.
Se este elétron for "aquecido" ele poderá saltar para o nível
seguinte mas jamais possuirá uma energia intermediária. Por
isso dizemos que a energia está quantizada.
Energia Quantizada e fótons
Ou seja, Planck observou que, na verdade, a matéria absorvida
ou emitia energia, apenas em múltiplos de números inteiros do
valor hf, em que h é a constante de Planck, 6,626x10-34J⋅s, E “f “é
a frequência da luz absorvida ou emitida.
Energia Quantizada e fótons
E = h.f; E = 2 h. f; (...)
• Bohr, baseando-se nos conceitos de quantização, estipulou
que a energia dos elétrons em suas órbitas em torno do
núcleo também era quantizada.
• A transição entre os níveis só seria possível se o elétron
emitisse ou absorvesse quantidades discretas de quantum,
que na faixa óptica recebe o nome de fóton.
Energia Quantizada e fótons
Esse último postulado explica porque os fogos de artifício
emitem cores diferentes. Cada sal presente nos fogos de artifício
possui um cátion de elementos químicos diferentes. Quando são
aquecidos, os elétrons desses elementos saltam de nível de
energia, mas quando retornam para o nível original, eles emitem
a energia que foi absorvida na forma visível. Cada cor
corresponde a uma quantidade de energia característica.
Energia Quantizada e fótons
A Luz
É a energia radiante em forma de partícula emitida sob certas
circunstâncias pelos átomos e que pode ser detectada pela nossa retina.
O Quantum
A emissão dessa energia pelos átomos não se dá de uma maneira
contínua, mas aos saltos, em pequenas quantidades denominadas
‘quanta’. É o chamado salto quântico da Física quântica; logo, dizemos que
a energia é quantizada ou discreta ao invés de contínua.
O Fóton
Em 1905, Einstein desenvolveu a idéia, proposta por Planck, de que a
energia de um feixe de luz concentrava-se em pacotes, os fótons. O
quantum de energia luminosa é o fóton.
Energia Quantizada e fótons
Espectro de Linhas
Uma fonte específica de energia radiante pode emitir um comprimento
de onda único, como na luz de um lazer. A radiação composta por um
único comprimento de onda é chamada monocromática. Entretando, a
maioria das radiações comuns, incluindo lâmpadas incandescentes e
estrelas, produz radiação contendo muitos comprimentos de ondas
diferentes.
Quando a radiação de fontes como essas são separadas em seus
diferentes comprimentos de ondas, temos um espectro produzido.
O espectro produzido constitui-se de uma faixa contínua de
cores. O arco-íris por exemplo, contendo luz de todos os
comprimentos de onda, é chamado de espectro contínuo..
Espectro de Linhas
Comprimento de onda (nm)
400 500 600
Espectro de Linhas
O espectro descontínuo de cada elemento serve para identificá-lo
e cada uma das linhas ou raias é caracterizado por um λ (comprimento de
onda).
A visão moderna da estrutura Atômica 
Bohr(1913) 
 Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os
planetas orbitam em torno do sol, entretanto, uma partícula carregada
movendo em uma trajetória circular deve perder energia;
 Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de
Rutherford;
 Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu
que a luz emitida por substâncias químicas quando levadas à chama ou sob
efeito de um campo elétrico, ocorre porque os elétrons absorvem energia
(térmica ou elétrica) e depois emitem a energia recebida na forma de luz.
De acordo com o modelo de Bohr, o elétron no átomo de
hidrogênio percorre uma órbita circular de raio r, concêntrica em
relação ao núcleo. Ele admitiu ainda, que o núcleo consiste de um
único próton, cuja massa era muito superior à do elétron.
Modelos Atômicos
Modelos Atômicos
Após muita matemática, Bohr mostrou que a energia de cada orbita é
dada por:
onde n é o número quântico principal (por exemplo,n = 1, 2, 3, … ).
  







2
18 1
J 1018.2
n
E
Modelos Atômicos
O novo modelo de Bohr pode ser resumido nos seguintes postulados:
1. Um elétron descreve órbitas circulares ao redor do núcleo;
2. As orbitas diferem entre si pelo raio e pela quantidade de energia;
3. Um elétron pode encontrar-se em uma série limitada de orbitas;
4. A passagem de um elétron de uma orbita para outra envolve
absorção ou emissão de energia, conforme o elétrons se mova para a
órbita mais externa ou mais interna, respectivamente;
5. Enquanto permanecer em uma orbita, o elétron é dito estacionário e
não emite energia;
6. Cada órbita é caracterizada por um número quântico(n), que pode
assumir valores inteiros(1,2,3,....).
Modelos Atômicos
Conceito Atômico Atual
Pode-se imaginar um átomo como uma partícula com duas regiões
diferentes: o núcleo, no qual encontramos prótons e neutros, e a
eletrosfera, na qual estão os elétrons conforme figura a seguir.
Em azul claro está representada a
eletrosfera, na ficam os elétrons
(círculos azuis). Os prótons (círculos
vermelhos) e os nêutrons (círculos
pretos) encontram-se no núcleo.
Conceito Atômico Atual
Conceito Atômico Atual
Costuma-se representar um elemento químico (X) em termos de
duas grandezas: o número atômico (Z) e a massa atômica (A), juntamente
com o símbolo do elemento, conforme esquema a seguir.
O número atômico representa o número de prótons que o átomo
possui;
A massa atômica representa a massa total do átomo, ou seja,
basicamente a soma do número de prótons e de nêutrons, expressa em
u.m.a.
A diferença entre a massa atômica e o número atômico é igual ao
número de nêutrons no núcleo.
Conceito Atômico Atual
Por convenção, o número atômico aparece sempre escrito como,
por exemplo:
O significa que o átomo de carbono tem numero atômico a 6 (6
prótons) e massa atômica igual a 12 (6 prótons + 6 nêutrons).
CeHeLiH 126
4
2
7
3
1
1 ,,
Conceito Atômico Atual
Isótopos
Todos os isótopos de um átomo têm em comum o número
atômico (Z) e consequentemente o mesmo número de elétrons,
produzindo assim uma carga total nula. Eles diferem uns dos outros
apenas pela massa atômica.
Conceito Atômico Atual
Isóbaros
São átomos com a mesma massa atômica (A), mas com diferentes
números de prótons (elementos diferentes).
Conceito Atômico Atual
Isótonos
São átomos que possuem a mesma diferença entre a massa
atômica(A) e o número atômico (Z). Eles possuem, portanto, o mesmo
número de nêutrons (n).
Conceito Atômico Atual
Mecânica Quântica
Em 1926, Erwin Schrödinger formulou a equação de
onda de Schrödinger, que descreve o comportamento
ondulatório como o de uma partícula do elétron. Seu trabalho
abriu uma nova maneira de lidar com partículas subatômicas,
conhecida como Mecânica Quântica ou Mecânica Ondulatória.
A resolução da equação de Schrödinger leva a uma série
de funções matemáticas, chamadas funções de onda, que
descrevem a questão ondulatória do elétron.
A função de onda  ( psi).
 A mecânica quântica altera a maneira de pensarmos sobre o
movimento das partículas.
 Na Física Clássica, está implícita a ideia de que qualquer grandeza
de movimento de uma partícula pode ser medida e descrita de
modo exato. Por exemplo, podemos medir simultaneamente a
posição e a velocidade de uma partícula sem perturbar o seu
movimento. De acordo com a Física Quântica, o ato de medir
perturba a partícula e modifica o seu movimento.
 Em 1927, Werner Heisenberg mostrou que era impossível
conhecer, simultaneamente, com absoluta exatidão, a posição e o
momento de uma partícula como o elétron.
Mecânica Quântica
Partículas versus Ondas: Teoria Corpuscular e a Teoria Ondulatória 
No âmbito da Física Clássica, uma partícula em movimento caracteriza-
se por estar em uma posição bem definida em cada instante de tempo,
com velocidade determinada. Dessa forma, a partícula, descreve uma
trajetória contínua no espaço, pois esperamos que não desapareça em
um ponto e reapareça em outro.
No entanto, uma onda é caracterizada como uma excitação que se
propaga juntamente com a energia a ela associada. Ao contrário da
partícula, uma onda não é localizada em pontos bem definidos no
espaço.
Mecânica Quântica
Isaac Newton (1642-1727) defendia a hipótese de que a luz era
constituída de corpúsculos. Os principais fenômenos óticos (reflexão e
refração) podiam ser explicados com o uso da teoria corpuscular. Este
modelo era combatido por Christiaan Huygens (1629-1695), que
defendia a teoria ondulatória.
Por volta de 1801, o experimento da DUPLA FENDA realizada por
Thomas Young (1773-1829) provou que a luz se comportava como uma
onda, porque os fenômenos da difração e da interferência, por ele
descobertos, eram características exclusivamente ondulatórias. Logo, a
dualidade partícula-onda, proposta por de Broglie, sugeriu a
possibilidade de ocorrência desses fenômenos para o caso de partículas.
Mecânica Quântica
Mecânica Quântica
Dessa forma, a propagação da luz se comporta
como uma onda eletromagnética, porém em
alguns fenômenos ela pode se propagar como
uma partícula.
Luz: Onda ou partícula?
Mecânica Quântica
O produto da incerteza associada ao valor de uma coordenada xi (posição) e
a incerteza associada ao seu correspondente momento linear pi (movimento)
não pode ser inferior, em grandeza, à constante de Planck em termos
matemáticos, exprime-se assim:
Onde h a constante de Planck (h) dividida por 2π
Mecânica Quântica
Mecânica Quântica
O modelo atômico ATUAL
 Se sabe que os elétrons possuem carga negativa, massa muito pequena e que se
encontram ao redor do núcleo atômico.
 O núcleo atômico é situado no centro do átomo e constituído por prótons que são
partículas de Carga elétrica positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837 vezes
superior a massa do elétron, e por nêutrons, partículas sem carga e com massa
ligeiramente superior a dos prótons.
 O átomo é eletricamente neutro, por possuir números iguais de elétrons e prótons.
 O número de prótons no átomo se chama número atômico, este valor é utilizado
para estabelecer o lugar de um determinado elemento na tabela periódica.
 A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos químicos conhecidos.
 Cada elemento se caracteriza por possuir um número de elétrons que se distribuem
nos diferentes níveis de energia do átomo correspondente.
 Os níveis energéticos ou camadas, são denominados pelos símbolos K, L, M, N, O, P e
Q.
Mecânica Quântica
O número de massa é equivalente à soma do número de prótons e
nêutrons presentes no núcleo.
 O átomo pode perder elétrons, carregando-se positivamente, é
chamado de íon positivo (cátion). E o átomo se torna negativo ganhando
elétrons, sendo chamado íon negativo (ânion).
 Os isótopos são átomos de um mesmo elemento com mesmo número
de prótons (podem ter quantidade diferente de nêutrons).
 Os isóbaros são átomos que possuem o mesmo número de massa.
 Os isótonos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons.
Erwin Schrödinger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg,
reunindo os conhecimentos de seus prodecedores e contemporâneos,
acabaram por desenvolver uma nova teoria do modelo atômico, além de
postular uma nova visão, chamada de Mecânica ondulatória.
Mecânica Quântica
Orbitais e números atômicos
Cada elétron, num átomo, é descrito por quatro números
quânticos diferentes, três dos quais (n, l e m) especificam a função de
onda do elétron.
A função de onda de um elétron num átomo é um Orbital
Atômico. Um orbital atômico pode ser imaginado como a descrição
qualitativa das regiões do espaço onde é elevada a probabilidade de se
encontrar elétrons.
NÚMEROS QUÂNTICOS
1) Número Quântico Principal (n): este número quântico é o que determina, em
grande parte, a energia do elétron no átomo. Pode ter qualquer valor inteiro
positivo: 1, 2, 3, ....Quanto menor n, mais baixa a energia.
Orbitais e números atômicos
O tamanho do orbital também depende de ‘n’. Quanto maior for o
valor de n, maior seráo orbital. Os orbitais que têm o estado quântico com o
mesmo n constituem uma camada. As camadas são identificadas pelas letras:
Orbitais e números atômicos
2) Número Quântico do Momento Angular (l): Este número quântico caracteriza
orbitais que têm o mesmo n, mas formas diferentes; pode ter qualquer valor
inteiro entre 0 e n-1. Esse número define a forma do orbital.
Orbitais e números atômicos
Para identificar uma subcamada numa certa camada escrevesse o valor
do número quântico n da camada seguido pela identificação da subcamada.
Assim, 2p identifica a subcamada com os números quânticos n = 2 e l = 1.
3) Número Quântico Magnético (ml): este número quântico diferencia orbitais
com o mesmo n (energia) e mesmo l (forma), mas tendo orientações diferentes
no espaço. Os valores permitidos são inteiros desde –l até +l.
Para l = 0 (subcamada s), o número quântico permitido m é
apenas 0, isto é, só há um orbital na subcamada s. Para l =1
(subcamada p), m = -1, 0, +1, há três orbitais. Cada orbital, numa
mesma subcamada, têm a mesma energia.
Orbitais e números atômicos
4) Número Quântico do Spin (ms): este número quântico refere-se a duas
orientações possíveis para o eixo do spin de um elétron.
Orbitais e números atômicos
Orbitais e números atômicos
O movimento de cada elétron é perfeitamente definido
pelos seus quatro números quânticos:
a) número quântico principal (n)  distância
de maior probabilidade do elétron ao núcleo;
b) número quântico secundário ou azimutal ()  forma do
orbital
c) número quântico magnético (m)  orientação
do orbital no espaço;
d) número quântico de spin (ms)  rotação do
elétron em torno do seu eixo
Orbitais e números atômicos
Representado ψ2 frente a distancia do núcleo (r) vemos que a probabilidade de
encontrar o elétron diminuindo conforme aumenta r . Isto indica que no estado
fundamental a atração eletrostática do núcleo é suficientemente forte para
manter o eletron em um raio próximo do núcleo.
Representações dos Orbitais
ORBITAIS ‘S’
É o orbital de mais
baixa energia e tem
forma esférica, como
mostrado ao lado:
Representações dos Orbitais
Representações dos Orbitais
ORBITAIS ‘P’
ORBITAIS ‘D e F’
Representações dos Orbitais
Representações dos Orbitais
Figura 6.22 - Forma do orbital f
http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/electrons/images/f-2.jpg
http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/electrons/images/f-2.jpg
Um dos objetivos vistos até aqui foi determinar as estruturas
eletrônicas dos átomos. Visto que a mecânica quântica conduz a uma
descrição muito elegante do átomo de hidrogênio. Entretanto, ele tem
apenas um elétron. Como nossa descrição da estrutura eletrônica atômica
mudaria quando considerássemos átomos com dois ou mais
Átomos Polieletrônicos
Orbitais e suas energias
Átomos Polieletrônicos
A idéia importante é esta: em um átomo
polieletrônico, para certo valor de n, a
energia de um orbital aumenta como
aumento do valor de ‘l’. Você pode ver isso
ilustrado. Observe, por exemplo, que os
orbitais com n = 3 aumentam sua energia na
ordem s < p < d. A Figura ao lado é um
diagrama de níveis de energia qualitativo.
Átomos Polieletrônicos
Spin do Elétron e Princípio de Exclusão de Pauli
O princípio da exclusão de Pauli
afirma que dois elétrons em um
átomo não podem ter o conjunto de
quatro números quânticos n, l,ml e
ms. Iguais. Para um dado orbital (1s,
2pz, etc.), os valores de n, l e m são
fixos. Se quisermos colocar mais de
um elétron em um orbital e
satisfazer o princípio da exclusão de
Pauli, nossa única escolha é assinalar
diferentes valores de ms para os
elétrons. Como existem apenas dois
desses valores, concluímos que um
orbital pode receber o máximo.
MODELO DE 
DALTON 
(1803)
MODELO DE 
THOMSON 
(1897)
MODELO DE 
RUTHERFOR
D (1911)
MODELO DE 
BOHR 
(1913)
MODELO 
ATUAL 
(-)
Modelos Atômicos
Átomos Polieletrônicos
Diagrama de Pauling
Átomos Polieletrônicos
Configurações Eletrônicas
Uma orbital só pode conter no máximo, dois elétrons e estes devem ter números
quânticos de spin opostos. Quando preenchemos orbitais da mesma energia (como são as
três orbitais de p) devemos fazer primeiro o semi-preenchimento de cada uma, mantendo
os elétrons com o mesmo spin, e só depois proceder ao emparelhamento de spins (colocar
electrões com spins opostos.
Exemplo:
Configurações Eletrônicas
Regra de HUND
Configurações Eletrônicas
Como podemos observar o Lítio é o primeiro membro dos metais
alcalinos (grupo IA). O elemento posterior ao lítio é o berílio; sua configuração
eletrônica é 1s22s2. O boro, número atômico 5, tem configuração eletrônica 1s22s2
2p1. O quinto elétron deve ser colocado em um orbital 2p porque o orbital 2s está
preenchido. Como todos os três orbitais 2p estão com energias iguais, não
importa qual orbital 2p é ocupado.
Com o próximo elemento, o carbono, deparamos com uma situação
nova. Sabemos que o sexto elétron tem de ir para um orbitaI 2p. Entretanto, esse
novo elétron vai para o orbital2p, que já tem um elétron, ou para um dos outros?
Essa pergunta é respondida pela regra de Hund, que afirma que para orbitais
degenerados, a menor energia será obtida quando o número de elétronscom o
mesmo spin for maximizado. Isso significa que os elétrons ocuparão
individualmente os orbitais até a máxima extensão possível, com o mesmo
número.
Configurações Eletrônicas
A regra de Hund é baseada em parte no fato de que os elétrons se
repelem. Ocupando orbitais diferentes, os elétrons permanecem afastados
quando possível um do outro, assim minimizando as repulsões elétron-elétron.
Configurações Eletrônicas Condensadas
O sódio tem o número atômico 11, e ele tem um único elétron 3s além
da configuração estável do neônio. Pode-se, mos abreviar a configuração
eletrônica do sódio como a seguir:
Na: [Ne]3s1
O símbolo Ne representa a configuração eletrônica dos 10
elétrons do Neônio, 1s22s2 2p6.
ÍONS
O íon é definido como um átomo eletrizado que ganhou ou perdeu
elétrons; assim, o cátion e o ânion são considerados íons.
ÍON
CÁTION
(Íons positivos)
ÂNION
(Íons negativos)
Exemplos de Cátions:
• Na⁺¹ (sódio)
• K⁺¹ (potássio)
• Mg⁺² (magnésio)
Exemplos de Ânions:
• O-2 (potássio)
• Cl-1 (magnésio)
ÍONS
Exemplo distribuição eletrônica para um íon cátion:
a) Sr+2 (p = 38)
Exemplo distribuição eletrônica para um íon ânion:
a) Cu-3 (p = 29)
ÍONS
1. Sobre os átomos A e B são conhecidos os seguintes dados:
I- O átomo A tem 21 elétrons e número de massa igual a 40.
II- O átomo B tem número atômico igual a 20.
III- A e B são átomos isótonos entre si.
Portanto, podemos afirmar que o número de massa do átomo B é:
a) 39
b) 40
c) 41
d) 38
e) 37
EXERCÍCIOS