Aula 2 - Átomo, Mundo Quântico_modelo de Bohr_modelo atual

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Química Geral – 2022 Profª. Drª. Roselena Faez
Química Geral
Profa. Roselena Faez
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O Átomo e o Mundo Quântico
Aula 2
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Como foi a evolução do conhecimento do mundo atômico?
Desenvolvimento atômico Desenvolvimento da eletricidade
Experimentos com tubos de descarga
(Thomson)*
Átomo com cargas negativas
Descoberta dos raios X e radioatividadeDescoberta do núcleo do átomo
(Rutherford*) 
Radiação eletromagnética
(Luz)
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-Os químicos estudam átomos pela observação das propriedades das radiações
eletromagnéticas que eles emitem.
-Luz é composta por ondas eletromagnéticas que consiste de campos elétricos e
magnéticos oscilantes (variam com o tempo) que atravessam o vácuo a 3x108m/s (c-
velocidade da luz).
Radiação eletromagnética
-Por que usar a
radiação
eletromagnética para
estudar o átomo?
-Campo elétrico
afeta as partículas
carregadas
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C= 3x108m/s
. = c
Natureza da Luz 
(radiação eletromagnética)
Consiste de campos 
elétricos e magnéticos 
oscilantes
2 ciclos completos
Radiação eletromagnética
= frequência da radiação
 = comprimento de onda
C = velocidade da luz
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1. Duas ondas eletromagnéticas são representadas abaixo:
(a) Qual a onda tem a maior freqüência?
(b) Se uma onda representa a luz visível e a outra, a radiação
infravermelha, qual é uma e qual é outra?
Exercícios
(I) (II)
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2. A Luz amarela emitida por uma lâmpada de vapor de sódio usada
para iluminação pública tem um comprimento de onda de 589 nm.
Qual é a frequência dessa radiação (dados: velocidade da luz =
3x108m/s).
Exercício
Estrutura da Matéria - 2009
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Espectroscopia atômica – espectro contínuo e discreto
Corpo Negro
Gás aquecido
Gás frio
Espectro contínuo
Espectro de emissão
Espectro de absorção
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Os elementos gasosos excitados emitem espectros característicos que podem
ser usados para identificar os elementos.
Espectro de emissão de linhas de gases (H, Hg, Ne)
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Os Espectros Atômicos
• Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do
hidrogênio se encaixam em uma simples equação matemática.
• Mais tarde, Rydberg generalizou a equação de Balmer
para:
onde R é a constante de Rydberg (3,29 x 1015 Hz), n1 e n2 são números inteiros (n2 > 
n1).
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Diagrama de níveis de energia do hidrogênio: transições de Paschen, 
Balmer e Lyman
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Espectroscopia e teoria quântica
Observações qualitativas:
À medida que aquecemos um objeto
e ele se torna mais quente ele brilha
com maior intensidade e a cor da luz
que ele emite muda do vermelho para o
branco (Incandescente).
Esta coloração é a emissão de
radiação eletromagnética ou mais
precisamente emissão de vibrações
eletromagnéticas (ondas de luz).
Ex: Elemento calefator de 
uma torradeira (espectro 
visível)
Filamento de uma 
lâmpada de 
incandescência 
(deslocamento para UV)
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Baseado nestas observações Max Planck (1900) fez uma
das maiores descobertas do mundo atômico:
“Quando um corpo emite radiação há uma quantidade
mínima de energia que pode ser emitida em qualquer
instante” – PACOTES DE ENERGIA –QUANTA.
A hipótese de Planck implica em que a radiação de
frequência  pode ser gerada somente se energia
suficiente estiver disponível.
E = n h  h= 6,6260755 x 10-34 J.s
Espectroscopia e teoria quântica
Energia de um quantum de radiação= (constante de Planck) . (frequência da radiação)
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Einstein e o Efeito fotoelétrico
O efeito fotoelétrico é obtido quando uma luz de frequência 
suficientemente alta atinge uma amostra metálica, arrancando elétrons 
superficiais, fazendo com que o metal adquira carga positiva 
Outra evidência dos “Pacotes de energia”
Observações experimentais:
-Nenhum elétron é ejetado até que a
radiação tenha frequência acima de um
determinado valor, característica do metal;
-Os elétrons são ejetados imediatamente,
por menor que seja a intensidade da
radiação;
-A energia cinética dos elétrons ejetados
aumenta linearmente com a frequência da
radiação incidente.
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Quantização de energia
Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa
versus a subida em uma escada:
➢ na rampa, há uma alteração constante na altura (aumenta de
maneira uniforme e contínua).
➢ enquanto na escada, há uma alteração gradual e quantizada na
altura.
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Modelo de Bohr
• Os elétrons “orbitam” ao redor do núcleo!
• De acordo com a física clássica: o corpo em movimento
circular ao redor do núcleo emitiria energia cinética e com a
perda da energia cinética o elétron cairia no núcleo e
colapsaria!
• Os elétrons descrevem ao redor do núcleo órbitas circulares,
chamadas de camadas eletrônicas, com energia constante e
determinada. Cada órbita permitida para os elétrons possui
energia diferente.
• Os elétrons ao se movimentarem numa camada não absorve
nem emite energia.
• Ao receber energia o elétron pode saltar para outra órbita,
mais energética. Quando o elétron retorna à órbita de menor
energia ele emite a energia que foi recebida.
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O Modelo Atômico de Bohr - 1913
h.n = Ei - Ef
onde Ei - Ef representam os valores 
da energia do átomo no estado 
inicial e final, respectivamente . 
Como os estados de energia são quantizados, a luz emitida por
átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de
linhas. Bohr mostrou que:
onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, … )
( ) 





−=
−
2
18 1
J 1018.2
n
E
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Exercício
Calcule o comprimento de onda (em nm) de um fóton emitido pelo átomo de
hidrogênio quando um elétron decai de um estado onde o n = 5 para um estado
onde o n = 3. Este fóton encontra-se em qual região do espectro
eletromagnético?
h= 6,63 x 10-34J.s
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Comportamento Ondulatório da Matéria
De Broglie, utilizando as equações de Einstein e de Planck, mostrou
que se os objetos são pequenos os conceitos de onda e partículas
podem ser resumidos como:
momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto  é uma
propriedade ondulatória.
Sabendo que a luz pode se comportar como partícula, 
será que a matéria pode apresentar natureza 
ondulatória? L. de Broglie
(1892-1987)
E= mc2
E= h
 =h/mc
 =c/ 
 =h/mv
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Exercício
Qual é o comprimento de onda (em nm) de De Broglie associado ao movimento
de uma bolinha de pingue-pongue de 2,5 g viajando a 15,6 m/s?
h= 6,63 x 10-34 J.s 1J = Kg. m2.s-2
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O Princípio da Incerteza de Heisenberg
• Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua
posição simultaneamente.
• Se x é a incerteza da posição e mv é a incerteza do momento,
então:
Na escala de massa de partículas atômicas, não podemos 
determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a 
velocidade simultaneamente.


4
·
h
mvx
W. Heisenberg
1901-1976
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O Modelo Atômico Quântico
E. Schrödinger
1887-1961
Em 1926, Schröndinger escreveu uma equação que
descrevia o comportamento partícula/onda do elétron no
átomo de Hidrogênio:   = E
A função de onda () descreve a energia de um determinado elétron e a 
()2 probabilidade de encontrá-lo em um determinado volume do espaço.
Essa equação resulta em inúmeras soluções matemáticas, chamadas
de função de onda. Para cada FUNÇÃO DE ONDA existe uma
ENERGIA associada.
A equação só pode ser resolvida exatamente para o átomo de
hidrogênio. Para átomos multieletrônicos, a solução é aproximada.
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O Modelo Atômico Quântico
• Somente certas vibrações podem ser observadas numa corda
vibrante. Por analogia o comportamento do elétron no átomo é
descrito da mesma forma – somente são permitidas certas
funções de onda. Quantização surge naturalmente....(analogia
com as cordas)
• Cada função de onda () corresponde a energia permitida para o
elétron e concorda com o resultado de Bohr para o átomo de H.
• Cada função de onda () pode ser interpretada em termos de
probabilidade e (2) dá a probabilidade de encontrar o elétron
numa certa região do espaço.
• A solução da equação ou função de onda () descreve um estado
possível para o elétron no átomo denominado de ORBITAL.
• Cada função de onda, ou seja, cada Orbital, é descrito por
NÚMEROS QUÂNTICOS, que nos informam ENERGIA, FORMA E
TAMANHO
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Os Números Quânticos
A equação de Schrödinger necessita de quatro números
quânticos:
1 - Número quântico principal, n.
Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o
orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante
do núcleo. n = 1, 2, 3, 4, 5 ...
 = fn (n, l, ml, ms)
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
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Os Números Quânticos
2 - O número quântico azimutal, l.
Esse número quântico depende do valor de n e representa a
forma espacial da subcamada do orbital.
Os valores de l começam de 0 e aumentam até n-1.
Normalmente utilizamos letras para designar o l (s, p, d e f para l =
0, 1, 2, e 3).
Valor de l símbolo da subcamada nº elétrons
0 s (sharp) 2
1 p (principal) 6
2 d (diffuse) 10
3 f (fundamental) 14
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l = 0 (orbital s)
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais s
• Todos os orbitais s são esféricos.
• À medida que n aumenta, os
orbitais s ficam maiores.
• 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, 2 = 0
• Para um orbital s, o número de
nós é n-1.
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Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais p
l = 1 (orbital p)
Quando l = 1, existe um plano 
NODAL que passa pelo núcleo. 
Plano Nodal:  passa pelo zero
• Existem três orbitais p, px, py, e
pz.
• Os três orbitais p localizam-se
ao longo dos eixos x-, y- e z- de
um sistema cartesiano.
• 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
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Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais d
l = 2 (orbital d)
Quando l = 2, existem dois planos NODAIS
que passam pelo núcleo
• Existem cinco orbitais d
• 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.
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Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais f
l = 3 (orbital f)
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3 - O número quântico magnético, ml.
Esse número quântico depende de l. O número quântico
magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a
orientação do orbital no espaço.
Os Números Quânticos
Existem 2l+1 valores diferentes de ml para cada valor de l
e, portanto, 2l+1 orbitais em uma subcamada de número
quântico l.
Ex: l = 1 – ml = +1, 0, -1
l = 2 – ml = +2, +1, 0, -1, -2
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Orbitais e Números Quânticos
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Os Números Quânticos
4 - O número quântico de spin, ms.
Experimentos mostraram que as linhas espectrais do H e
outros elementos se desdobravam quando submetidos a um campo
magnético. O elétron se comportava como se tivesse uma rotação
(spin) própria em torno do seu eixo
ms = -½ms = +½
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Paramagnetismo e DiamagnetismoParamagnético
Elétrons desemparelhados
2p
Diamagnético
Todos elétrons emparelhados
2p
•Sal de cozinha, giz,
tecidos – são
repelidos pela
aproximação de um
imã: Diamagnéticos
•Metais – são
atraídos pela
aproximação de um
imã:
Paramagnéticos
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A Energia dos Orbitais
• Um orbital pode ser ocupado por no máximo 2 elétrons
• Pelo princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a
mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no
mesmo orbital devem ter spins opostos.
• De acordo com as regras de Hund:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo
orbital (Pauli).
- Para os orbitais degenerados (de mesma energia), os elétrons
preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital
receber um segundo elétron (regra de Hund).
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A Energia dos Orbitais em um Átomo Monoeletrônico
Energia depende apenas do número quântico n
n=1
n=2
n=3
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A Energia dos Orbitais em um Átomo Polieletrônico
Energia depende de n e l
n=1 l = 0
n=2 l = 0
n=2 l = 1
n=3 l = 0
n=3 l = 1
n=3 l = 2
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A Energia dos Orbitais em um Átomo Polieletrônico
A que se deve essa ordem de energia dos orbitais 
em átomos polieletrônicos?
1 - Efeito de penetração dos orbitais:
s > p > d > f .......
Quanto maior a 
probabilidade de 
encontrar o elétron 
perto do núcleo, mais 
ele é atraído pelo 
núcleo, maior o poder 
de penetração do 
orbital
2 - Efeito de blindagem: elétrons mais
internos blindam os elétrons mais
externos da atração pelo núcleo
Quanto maior o poder de penetração do orbital, 
os seus elétrons exercem maior blindagem sobre 
os elétrons mais externos
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1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
Ordem de Preenchimento dos Orbitais
Diagrama de Pauling (Aufbau)
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Notação da Configuração Eletrônica
Notação spdf - espectroscópica
Ex: H, Z = 1
Valor de n
no. de elétrons
Valor de l
1
1s
Notação em caixa
Ex: He, Z = 2
1s Direção das 
setas indicam a 
orientação do 
spin dos 
elétronsConfiguração eletrônica: 
• descreve o arranjo dos elétrons em um átomo
• o arranjo do estado fundamental é aquele que
apresenta a menor energia possível
• o arranjo de menor energia é o mais estável
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Configuração Eletrônica na Tabela Periódica
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• Dar a atividade da Tabela periódica
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Lítio - Li
Grupo 1A
Z = 3
1s22s1 ---> 3 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
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Berílio - Be
Grupo 2A
Z = 4
1s22s2 ---> 4 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
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Boro -B
Grupo 3A
Z = 5
1s2 2s2 2p1 ---> 5 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
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Carbono -C
Grupo 4A
Z = 6
1s2 2s2 2p2 ---> 6 elétrons
Por quê não emparelhar o elétron? 
Regra de HUND1s
2s
3s
3p
2p
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Nitrogênio - N
Grupo 5A
Z = 7
1s2 2s2 2p3 ---> 7 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
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Oxigênio -O
Grupo 6A
Z = 8
1s2 2s2 2p4 ---> 8 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
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Fluor - F
Grupo 7A
Z = 9
1s2 2s2 2p5 ---> 9 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
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Neônio - Ne
Grupo 8A
Z = 10
1s2 2s2 2p6 ---> 10 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Chegamos no final do 
segundo período!!!!!
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Sódio - Na
Grupo 1A
Z = 11
1s2 2s2 2p6 3s1 or
“elétrons internos do Ne” + 3s1
[Ne] 3s1 (notação de gás nobre)
Iniciou-se um novo período
Todos os elementos do grupo 1A tem a configuração [elétrons 
internos] ns1.
Elétrons de valência
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Alumínio - Al
Grupo 3A
Z = 13
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
[Ne] 3s2 3p1
1s
2s
3s
3p
2p
Elétrons de valência
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Fósforo - P
Grupo 5A
Z = 15
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
[Ne] 3s2 3p3
1s
2s
3s
3p
2p
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Formação de Cátions e Ânions – Elementos Representativos
Na [Ne]3s1 Na+ [Ne]
Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar]
Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne]
Átomo perde elétrons de 
modo que o cátion venha a 
ter uma configuração 
eletrônica de gás nobre.
H 1s1 H- 1s2 ou [He]
F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 ou [Ne]
O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 ou [Ne]
N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 ou [Ne]
Átomo ganha elétrons 
de modo que o ânion 
venha a ter 
configuração de gás 
nobre