quimica aula 2 modelo atomico bohr e saltos quanticos

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Prof. Eduardo Moraes Araujo
Fundamentos de Química
Aula 2
Conversa inicial
A Química está em tudo o que nos cerca, 
mesmo que em muitos casos não seja 
percebida
Um exemplo - estamos imersos em uma 
atmosfera, que nada mais é do que um 
conjunto de gases, entre eles o oxigênio 
(aproximadamente 21% do ar) e nitrogênio 
(aproximadamente 78% do ar)
Outro exemplo são as cores que são 
visualizadas, quando fogos de artificio 
explodem colorindo os céus em momentos 
festivos, como por exemplo, nas festas de 
comemoração de virada do ano
Tudo isso tem a Química envolvida, e nessa 
aula vamos estudar um pouco mais sobre 
esse tão importante conhecimento, como 
saltos quânticos e sua relação com a 
quantidade energética
Modelo Atômico de Bohr e os 
Saltos Quânticos
Teste de chama
Nandalal Sarkar/shutterstock
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rktz/shutterstock
Absorção
de energia
Liberação de
energia (fóton)n = 3
n = 2
n = 1
n = 3
n = 2
n = 1
Salta para o 
nível mais 
externo
Salta para o 
nível mais 
interno
Esse entendimento sobre absorção e 
liberação de energia ligada à cor teve uma 
expressiva revolução a partir dos estudos de 
Max Planck (1858-1947), quando o autor 
supôs que a energia poderia ser absorvida ou 
liberada por átomos apenas em “porções” 
discretas, múltiplas, e de uma quantidade 
mínima, sendo essa porção denominada 
por ele de quantum - que seria a menor 
quantidade de energia que poderia ser 
absorvida ou emitida como radiação 
eletromagnética
A energia (E) de um único quantum deveria 
ser igual a uma constante (h = 6,626.10-34 
joules-segundo) multiplicada pela frequência 
da radiação (ⱱ)
Quantificação de energia
E = h . ⱱ Albert Einstein (1879-1955) recorreu a essa 
teoria para dar explicações sobre o efeito 
fotoelétrico, defendendo que quando uma 
determinada frequência mínima - específica 
para diferentes tipos de metais - ocorrer, 
haverá liberação de elétrons
Albert Einstein
Para exemplificar, a luz com frequência igual 
a 4,6.1014 s-¹, ou superior, atinge o césio 
metálico, esse emite elétrons, mas se a 
frequência for menor, esses elétrons não 
serão emitidos
Calcule a energia de um fóton de luz amarela que 
tem comprimento de onda (λ) de 589nm
E = h . ⱱ ⱱ = c/λ
ⱱ = 3.108 (m/s)/589.10-9 (m)
ⱱ = 5,09.1014 s-1
E = (6,62.10-34 J-s) . (5,09.1014 s-1)
E = 3,37.10-19J
(6,02.1023 fóton/mol) (3,37.10-19 J/fóton)= 
2,03.105 J/mol
Exemplo 
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3
Cor λ/nm ⱱ/(1014hz) E/ev e/kJ.mol-1
infravermelho >1000 <3,00 <1,24 <120
vermelho 700 4,28 1,77 171
laranja 620 4,84 2,00 193
amarelo 580 5,17 2,14 206
verde 530 5,66 2,34 226
azul 470 6,38 2,64 254
violeta 420 7,14 2,95 285
ultravioleta próximo 300 10,0 4,15 400
ultravioleta distante 200 15,0 6,20 598
FONTE: ATKINS, 2011, p.405
O Estudo da Luz e a 
Espectroscopia
A espectroscopia é uma utilização prática das 
relações de absorção ou liberação de energia
O termo “espectroscopia” é usado para 
nomear a técnica de aferição de dados 
que utiliza o estudo da luz, sendo que 
a intensidade da luz em diferentes 
comprimentos de onda é denominada 
de espectro
Em 1666, Isaac Newton demonstrou que quando 
a luz branca passar por um prisma, essa luz é 
decomposta em diferentes cores, formando um 
espectro contínuo
Espectro contínuo 
CRStocker/shutterstock sundora14/shutterstock
Espectros de emissão e de absorção 
Designua/shutterstock
Continuous spectrum
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Hydrogen Emission spectrum
Hydrogen Absorption spectrum
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Com o avanço do estudo dos espectros, surge 
a espectroscopia, que é o estudo da interação 
entre a radiação eletromagnética e a matéria, 
ou seja, que utiliza a luz e sua interação com 
a matéria para estudar a sua composição
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Modelo de Sommerfeld
Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld (1869-
1951) propôs em 1924 seu modelo atômico, 
sendo uma versão aprimorada do modelo de 
Bohr, o qual se baseou também em pesquisas 
de Planck
Esse cientista propôs 
que as órbitas descritas 
pelos elétrons não 
seriam circulares, e sim 
elípticas, sendo suas 
pesquisas baseadas em 
ponto de vista 
relativístico e não 
relativístico, com o 
objetivo de explicar as 
linhas adicionais no 
espectro atômico
FONTE: UNIVESP, 2022
n
ív
ei
s 1 2 3 4 5 6 7
k l m n o p q
n° quântico 
azimutal 
(secundário) (l)
0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 0 1
subníveis s s p s p d s p d f s p d f s p d s p
Para cada nível de energia (representados 
pelas letras K, L, M, N, O, P e Q), existe 
uma quantidade de subníveis de energia 
(representados pelas letras s, p, d e f)
Para cada camada eletrônica, identificada 
pelo número quântico principal (n), há uma 
órbita circular e (n-1) órbitas elípticas
E por fim, o diagrama de Linus Pauling 
(1901-1994) (ou princípio de aufbau, que 
significa “construção”, em alemão) que nada 
mais é do que um método de distribuir os 
elétrons na eletrosfera do átomo
Embora ele seja atribuído a Pauling, não 
existe evidência de que ele tenha inventado o 
conceito, tendo este método sido 
desenvolvido a partir de estudos do físico 
alemão Erwin Madelung (1881-1972)
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Diagrama de Distribuição 
Eletrônica
Loekiepix/shutterstock
Números Quânticos
O termo “quântico” é definido como a 
quantidade de energia, ou seja, está 
diretamente ligado com a quantidade 
de energia existente em cada nível e 
subnível de um elétron
Considere a seguinte 
distribuição:
1s² 2s² 2p5
2 p5
Principal
Secundário
Magnético Spin subnível número quânticosecundário
s 0
p 1
d 2
f 3
Número quântico secundário (ou azimutal)
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6
00
‐1‐1 00 +1+1
‐2‐2 +2+2
‐3‐3 +3+3
‐1‐1 00 +1+1
‐2‐2 +2+2‐1‐1 00 +1+1
Subnível Possíveis números quânticos magnéticos
s
p
d
f
Número quântico magnético
Para compreender esse número, é necessário 
lembrar a regra de Hund para o 
preenchimento dos orbitais
Essa regra nos indica a forma como os 
elétrons entram nos orbitais, sendo que entra 
um elétron de cada vez, com o mesmo spin, 
em diferentes orbitais, até o último orbital. 
Depois disso, volta ao preenchimento do 
primeiro orbital, com o spin invertido
Regra de Hund
1° elétron
2° elétron
3° elétron
4° elétron
5° elétron
ELÉTRON VALORES DE SPIN
1º +1/2
2º +1/2
3º +1/2
4º -1/2
5º -1/2
Valores de spin dos elétrons do subnível 2p5
Fouad A. Saad/shutterstock
Na Prática 
(UEG) De acordo com o modelo atômico atual, a 
disposição dos elétrons em torno do núcleo 
ocorre em diferentes estados energéticos, os 
quais são caracterizados pelo número quântico 
principal e secundário. Para o elétron mais 
energético do átomo de escândio no estado 
fundamental, os números quânticos principal e 
secundário são, respectivamente: (Z = 21)
a) 3 e 0
b) 3 e 2
c) 4 e 0
d) 4 e 2
31 32
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Finalizando
A tabela periódica atual poderia ser mais bem 
compreendida com a utilização dos números 
quânticos, que podem informar, por exemplo, o 
número de elétrons de um determinado átomo -
e sabendo que sendo esse átomo neutro, o 
número será igual ao número de prótons, que é, 
na verdade, o número atômico - pode-se 
identificar a posição correta do elétron, com a 
utilização das regras certas
Em relação ao conhecimento sobre os modelos 
atômicos, a aula nos dá base para a 
compreensão do funcionamento de 
equipamentos muito utilizados, como, por 
exemplo, o espectrofotômetro
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