Aula 2 - Estrutura atômica

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Estrutura atômica
QUÍMICA A - QUI09677
Aula 2
Prof. Dr. Zeca
05/04/2023 1
2
O átomo grego
3
Teoria atomística
• A matéria é composta por partículas
minúsculas, indivisíveis e imutáveis
• O átomo seria alcançado ao dividir a
matéria finamente, até o ponto de
não ser possível mais dividi-la
• Matéria discreta ou descontínua
Empédocles
Teoria cosmogônica dos 4 elementos
• Fogo, Água, Terra e Ar
• 4 elementos que compõem todo
o universo
• Os elementos sempre retornam
à suas origens
Leucipo
Demócrito
O átomo grego
4
John Dalton era filho de um tapeceiro inglês pobre. Dalton começou a dar aulas quanto tinha 12 anos. Passou a maior parte de sua vida em
Manchester, onde lecionou tanto na escola secundária quanto na faculdade. Durante toda sua vida seu interesse em meteorologia o conduziu a
estudar gases e, conseqüentemente, química. Estudava a teoria atômica eventualmente.
MODELO ATÔMICO DE DALTON
A teoria atômica surgiu durante o período
1803-1807 no trabalho de um professor
inglês, John Dalton (1766-1844).
O modelo atômico de Dalton
5
O modelo atômico de Dalton
6
• Todos os elementos químicos são formados de partículas extremamente 
pequenas – Átomos – que seriam o menor componente da matéria
• Átomos de um mesmo elemento são idênticos em tamanho e massa
• Respeita a Lei da conservação das massas: m REAGENTES = m PRODUTOS
• Respeita a Lei das proporções definidas:
A razão entre as massas dos elementos que formam um composto é sempre a mesma
• Contribuição de Avogadro:
Volumes iguais de gases, sob mesma pressão e temperatura, 
possuem a mesma quantidade de entidades
Dalton
Avogadro
Experimentos em tubos de crookes
7
William Crookes (1832-1919), um químico e físico britânico. 
Foi o primeiro de vários cientistas a construir tubos de 
descarga de gás (1869):
 Chamados de tubos Crookes.
Os eletrodos de um tubo Crookes são primeiro ligados a uma fonte de alta voltagem: cerca de 20.000 volts.
O tubo é então conectado a uma bomba de vácuo e evacuado gradualmente por meio de um pequeno tubo lateral.
Como a pressão no tubo diminui: Uma série de fenômenos podem ser observados.
Experimentos em tubos de crookes
8
Tubo Crookes e o experimento da Cruz de Malta.
Experimentos em tubos de crookes
9
Em 1887, o físico inglês J. J. Thomson (Joseph John Thomson, 1856-1940).
 Mostrou que as partículas no raio catódico são:
 Carregadas negativamente.
Pela descoberta dos elétrons:
J.J. Thomson recebeu o Nobel de Física de 1906.
Experimentos em tubos de crookes
10
O modelo atômico de Thomsom
11
Experimentos de Thomsom com os tubos de raios catódicos
1. m ÁTOMO DE H ≈ 1000 m RAIOS CATÓDICOS
2. mRAIOS CATÓDICOS: independente do metal gerador
3. Os raios catódicos são negativamente carregados
J. J. Thomsom
Descoberta 
do e–
O modelo do pudim de passas
• Corpo do átomo: positivo, não tão rígido
• Elétrons: partículas menores, negativas, imersas no corpo
e
me
= 1,759 × 1011 C / kg
O modelo atômico de Thomsom
12
J. J. Thomsom
Modelo “pudim de ameixa” do átomo de J. J. Thomson. Ele imaginou que os pequenos elétrons estariam embutidos no átomo como
passas em um pudim ou como sementes em uma melancia. Ernest Rutherford provou que o modelo dele estava errado.
O modelo atômico de Thomsom
13
Pouco depois do início do século XX (em 1911):
Experimentos realizados na Inglaterra pelos físicos:
Ernest Rutherford (Neozelandês, 1871-1937),
Ernest Marsden (Britânico, 1889-1970) e
Johannes (Hans) Wilhelm Geiger (Alemão, 1882-1947)
Levaram à substituição do modelo de Thomson.
O modelo atômico de Rutherford
14
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
Em 1911, Rutherford, Geiger e Marsden lançaram um fluxo de partículas alfa emitidas por
uma pequena quantidade do elemento radioativo polônio:
 Em folhas finas de diversos materiais como mica, papel e ouro.
Observaram que, embora muitas partículas atravessassem as folhas em linha reta:
 Algumas foram espalhadas, ou desviadas da linha reta.
O modelo atômico de Rutherford
15
Os três cientistas ficaram intrigados pelo espalhamento da partícula alfa:
O que causou o desvio e por que somente algumas das partículas foram desviadas?
Projetaram um aparelho para medir o ângulo do desvio sofrido pelas partículas alfa:
 Pela passagem através de uma folha extremamente fina de ouro.
As partículas alfa foram detectadas por um clarão formado sobre um anteparo:
 Revestido com uma camada de sulfeto de zinco fosforescente.
 O espalhamento das partículas de diferentes ângulos poderia ser detectado e os
ângulos, medidos.
O modelo atômico de Rutherford
16
O experimento da folha de ouro
• Partículas α são muito rápidas → Todas deveriam atravessar a folha de Au (1)
• Porém, algumas sofreram grandes desvios (2), outras inclusive retornaram (3)
Rutherford
Núcleo pequeno, denso e positivo
Eletrosfera grande, vazia e negativa
e– negativos circundando o núcleo
O modelo atômico de Rutherford
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Modelo de Rutherford explicando o espalhamento de partículas α. A lâmina de ouro tem a espessura de vários milhares de átomos.
Quando uma partícula α colide com o núcleo de ouro (ou passa muito próximo dele), ela é fortemente repelida.
A partícula α, que possui menos massa, é desviada de seu caminho por interações repulsivas.
O modelo atômico de Rutherford
18
Rutherford concluiu que tais repulsões intensas poderiam justificar os maiores ângulos de espalhamento
apresentados por poucas das partículas alfa:
 Realizou uma série de cálculos detalhados e mostrou que era realmente provável.
O modelo de Rutherford representa:
 O átomo consiste de um pequeno núcleo rodeado por um grande volume no qual os elétrons estão
distribuídos.
O modelo atômico de Rutherford
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Vista do corte transversal através do centro de um átomo.
O núcleo (o qual contém prótons e nêutrons) é o local onde praticamente toda a massa do átomo está concentrada.
O resto do átomo é o espaço no qual os elétrons, carregados negativamente e mais leves, se localizam.
O núcleo carrega toda a carga positiva e a maior parte da massa do
átomo.
Devido ao modelo de Thomson não ser normalmente usado para
interpretar os resultados dos experimentos de Rutherford, Geiger e
Marsden:
O modelo de Rutherford logo o substituiu.
De fato, isto é a base para o conceito do átomo.
O modelo atômico de Rutherford
20
O modelo atômico de Bohr
21
Niels Bohr
(1885–1962)
ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO ATÔMICO DE BOHR
Os trabalhos de Planck e Einstein:
 Abriram caminho para a compreensão de como os elétrons são distribuídos nos
átomos.
Em 1913 o físico dinamarquês Niels Henrick David Bohr (1885-1962):
Propôs uma explicação teórica dos espectros de linhas.
Vamos examinar esse fenômeno e estudar como Bohr usou as idéias de Planck e Einstein.
Onde, a evidência da quantização da energia veio primeiramente do estudo dos espectros
atômicos.
O modelo atômico de Bohr
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Niels Bohr (à direita) com Albert Einstein. Bohr fez importantes contribuições para a teoria quântica.
De 1911 a 1913 estudou na Inglaterra, trabalhando primeiro com J. J. Thomson, na Universidade de
Cambridge, e mais tarde com Ernest Rutherford, na Universidade de Manchester. Publicou sua teoria
quântica do átomo em 1914 e recebeu o Prêmio Nobel de Física em 1922.
O modelo atômico de Bohr
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O modelo atômico de Bohr
24
Niels Bohr
(1885–1962)
• O átomo de Rutherford apresentava problemas teóricos:
“Os elétrons, ao circundar o núcleo, deveriam perder energia
e se chocar com o mesmo, causando a destruição do átomo”
• Para resolver o problema, Bohr (aluno de Rutherford!) propôs
uma série de postulados baseados na recém-surgida ideia de
quantização da energia – Conceito das órbitas quantizadas
O modelo atômico de Bohr
25
Linhas de emissão do átomo de hidrogênio (ν: frequência; λ: comprimento de onda)
• Experimentos confirmaram a teoria → A quantização de Bohr estava correta!
Série de Lyman
(ultravioleta)Série de Balmer
(visível)
Série de Paschen
(infravermelho)
656486434410 (nm):
n:
Espectro do átomo de hidrogênio:
 (nm)
Espectro visível:
O modelo atômico de Bohr
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Linhas de emissão do átomo de hidrogênio (ν: frequência; λ: comprimento de onda)
• Experimentos confirmaram a teoria → A quantização de Bohr estava correta!
Série de Lyman
(ultravioleta)
Série de Balmer
(visível)
Série de Paschen
(infravermelho)
2 2 2 2
1 2 1 2
1 1 1 1 1
 ou v R R
n n n n
   
      
   
n1 = 1,2,... n2 = n1 + 1, n1 + 2,...
R é a constante de Rydberg (3,29 x 1015 Hz ou 1,097 x 107 m-1);
e n1 e n2 são números inteiros e positivos, sendo que n2 é maior
que n1
O modelo atômico de Bohr
27
Depois que Rutherford descobriu a natureza nuclear do átomo:
 Os cientistas pensavam no átomo como um “sistema solar microscópico”.
 Os elétrons descreviam uma órbita ao redor do núcleo.
Para explicar o espectro de linhas do hidrogênio:
 Bohr começou supondo que os elétrons moviam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo.
Entretanto, de acordo com a física clássica:
 Uma partícula carregada (como um elétron) que se move em uma trajetória circular perderia
energia continuamente pela emissão de radiação eletromagnética.
O modelo atômico de Bohr
28
À medida que o elétron perde energia:
 Deveria se mover em forma de espiral em direção ao núcleo.
 A matéria eventualmente acabaria por se autodestruir.
Bohr abordou esse problema quase da mesma forma que Planck tinha abordado o problema da natureza da
radiação emitida por objetos quentes:
 Assumiu que as leis predominantes da física eram inadequadas para descrever todos os aspectos dos
átomos.
 Ele adotou a idéia de Planck de que as energias eram quantizadas.
O modelo atômico de Bohr
29
Bohr baseou seu modelo em três postulados:
1. Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas, são permitidas para os
elétrons em um átomo.
 Bohr introduziu a quantização na descrição da estrutura eletrônica.
2. Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um estado de energia
“permitido”.
 Assim, o elétron não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral em direção
ao núcleo.
3. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de energia permitido
para outro.
 Essa energia é emitida ou absorvida como fóton, E = h.
O modelo atômico de Bohr
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Começando com seus três postulados e usando as equações clássicas de movimento e para interação entre
cargas elétricas:
 Bohr calculou as energias correspondentes a cada órbita permitida.
 Essas energias encaixavam-se na seguinte fórmula:
eq. 2
O número inteiro n, que pode assumir valores de 1 a infinito:
 É chamado número quântico.
Cada órbita corresponde a um valor diferente de n.
O raio da órbita aumenta à medida que n aumenta.
-18
2
1
 = (-2,18 x 10 J) E
n
 
 
 
O modelo atômico de Bohr
31
-18
2
1
 = (-2,18 x 10 J) E
n
 
 
 
A emissão de luz.
E = h
E = h
O modelo atômico de Bohr
32
Se o elétron pula de um estado inicial, com energia Ei para um estado final,
com energia Ef, a variação de energia é:
eq. 3 = f i fótonE E E E h   
O modelo atômico de Bohr
33
Substituindo a expressão e energia da eq. 2 na eq. 3 e recalculando  = c/:
eq. 4
ni e nf são os números quânticos principais dos estados inicial e final do átomo, respectivamente.
Se nf é menor que ni, o elétron move-se para mais perto do núcleo e E é um número negativo, indicando que o átomo
libera energia.
Assim:
 Quando ni > nf, a energia é emitida.
 Quando nf > ni, a energia é absorvida
 18 2 2
1 1
2.18 10 J 
f i
hc
E h
n n



 
        
 
O modelo atômico de Bohr
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Linhas de emissão do átomo de hidrogênio (ν: frequência; λ: comprimento de onda)
• Experimentos confirmaram a teoria → A quantização de Bohr estava correta!
Série de Lyman
(ultravioleta)
Série de Balmer
(visível)
Série de Paschen
(infravermelho)
656486434410 (nm):
n:
Espectro do átomo de hidrogênio:
 (nm)
Espectro visível:
O modelo atômico de Bohr
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Exercício: se o elétron move-se de ni = 3 para nf = 1, qual o seu comprimento de onda emitido:
O modelo atômico de Bohr
36
Exercício: se o elétron move-se de ni = 3 para nf = 1, qual o seu comprimento de onda emitido:
Não incluímos o sinal negativo da energia nesse cálculo porque o comprimento de onda e a frequência são sempre
fornecidos como grandezas positivas.
O sentido do fluxo de energia é indicado quando se diz que o fóton de comprimento de onda 1,03 x 10-7 m foi emitido.
-18 -18 -18
2 2
1 1 8
 = (- 2,18 x 10 J) (- 2,18 x 10 J) - 1,94 x 10 J
1 3 9
Sabendo a energia para o fóton emitido, podemos calcular sua freqüência ou
seu comprimento de onda. Para o comprimento 
E
   
      
   
-34 8
-7
-18
de onda, temos:
(6,63 x 10 Js)(3,00 x 10 m/s)
 = 1,03 x 10 m
1,94 x 10 J
c hc
E


  

O modelo atômico de Bohr
37
Limitações do modelo de Bohr
Enquanto o modelo de Bohr oferece uma explicação para o espectro de linhas do átomo de hidrogênio:
 Ele não pode explicar o espectro de outros átomos, a não ser de uma maneira muito incipiente.
Além disso, existe um problema em descrever um elétron meramente como uma partícula circulando ao redor do núcleo:
 Veremos, o elétron exibe propriedades de ondas, fato que nosso modelo de estrutura eletrônica deve contemplar.
O modelo de Bohr é apenas um importante passo em direção ao desenvolvimento de um modelo mais abrangente.
O modelo atômico de Bohr
38
O mais importante sobre a teoria de Bohr é que ela apresenta suas idéias principais que também são incorporadas por
nosso modelo atual:
 (1) os elétrons existem apenas em níveis de energia distintos, que são descritos pelos números quânticos.
 (2) A energia está envolvida na movimentação de um elétron de um nível para outro.
 Além disso, parte do vocabulário associado com o novo modelo remonta ao modelo de Bohr.
 Por exemplo, ainda usamos a idéia de estados fundamentais e excitados para descrever as estruturas eletrônicas dos
átomos.
O modelo atômico de Bohr
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O mais importante sobre a teoria de Bohr é que ela apresenta suas idéias principais que também são incorporadas por
nosso modelo atual:
 (1) os elétrons existem apenas em níveis de energia distintos, que são descritos pelos números quânticos.
 (2) A energia está envolvida na movimentação de um elétron de um nível para outro.
 Além disso, parte do vocabulário associado com o novo modelo remonta ao modelo de Bohr.
 Por exemplo, ainda usamos a idéia de estados fundamentais e excitados para descrever as estruturas eletrônicas dos
átomos.
O modelo atômico de Bohr
40
Mais desenvolvimentos da mecânica quântica
41
Dualidade partícula-onda
• Toda a matéria apresenta características
tanto ondulatórias como corpusculares,
comportando-se de um ou outro modo
dependendo do experimento específico.
Princípio da incerteza
• Não é possível se determinar,
com exatidão e simultaneamente,
a posição e o momento de um
elétron
Louis De Broglie
(1892–1987)
W. K. Heisenberg
(1901–1976)
Comprimento de onda de 
De Broglie:
λ =
h
p
h
m v
= 
Toda matéria tem seu λ!
ΔxΔp =
h
4π
ħ
2
=
Δx Δp ħ
2Δx Δp
=
Mais desenvolvimentos da mecânica quântica
42
Mais desenvolvimentos da mecânica quântica
43
Por exemplo: elétron tem massa de 9,11 x 10-31 Kg e move-se a uma velocidade média de
aproximadamente 5 x 106 m/s em um átomo de hidrogênio.
Vamos supor que conhecemos a velocidade para uma incerteza de 1% (isto é, uma incerteza de
(0,01)(5 x 106 m/s) = 5 x 104 m/s) e que essa é a única fonte importante de incerteza no momento para
que mv = mv.
O diâmetro de um átomo de hidrogênio é apenas 2 x 10-10 m, a incerteza é muito maior do que o
tamanho do átomo.
 Não temos idéia de onde o elétron esta localizado no átomo.
-34
-9
-31 4
6,63 x 10 J s
 1 x 10 m4 4 (9,11 x 10 Kg)(5 x 10 m/s) 
h
x
m v 
   

Mais desenvolvimentos da mecânica quântica
44
A hipótese de De Broglie e o princípio da incerteza de Heisenberg:
 Estabeleceram a base para um nova teoria de estrutura atômica e mais largamente aplicável.
 Qualquer tentativa de definir precisamente a localização e o momento instantâneos do elétron
é abandonada.
 O resultado é um modelo que descreve precisamente a energia do elétron enquanto define
sua localização em termos de probabilidades.
Werner Karl Heisenberg recebeu o Nobel de Física de 1932, pela criação da mecânica quântica, cujas
aplicações levaram à descoberta, entre outras, das formas alotrópicas do hidrogênio.
Mais desenvolvimentos da mecânica quântica
45
O átomo de Schrödinger
46
Um átomo baseado no caráter ondulatório do elétron
• O princípio da incerteza de Heisenberg impede que o elétron
seja tratado como partícula, ou seja, impede que determinemos
a posição e a velocidade do elétron com exatidão
• Contudo, devido ao seu minúsculo tamanho e massa, o elétron
tem um forte caráter ondulatório, de acordo com a dualidade
partícula-onda de De Broglie
Erwin Schrödinger
(1887–1961)
• Logo, o modelo atômico de Schrödinger foi construído a partir de funções de onda
• Função de onda: A maneira mais completa de se descrever um sistema quântico
• Equação de Schrödinger: Determina a função de onda de qualquer sistema
O átomo de Schrödinger
47
Erwin Schrödinger
(1887–1961)
Hψ = EψOperador Hamiltoniano
Função de onda
Autovalores 
de energia
ħ2
2m
–
d2ψ
dx2
+ Vψ = Eψ
Energia 
cinética
Energia 
potencial
Equação de movimento
Mecânica clássica
Mecânica quântica
2ª Lei de Newton (F = ma)
Equação de Schrödinger
O átomo de Schrödinger
48
O átomo de Schrödinger
49
O átomo de Schrödinger
50
Na interpretação de Max Born (1882-1970) da função de onda:
 A probabilidade de encontrar a partícula em uma região é proporcional ao quadrado de .
2 é uma densidade de probabilidade:
Para obtermos a probabilidade de que a partícula esteja em uma pequena região do espaço:
 Multiplicamos 2 pelo volume da região.
O átomo de Schrödinger
51
O átomo de Schrödinger
52
De acordo com a interpretação de Born:
 Desde que 2 seja grande, há uma alta densidade de probabilidade para a partícula.
 Se 2 é pequena, há somente uma baixa densidade de probabilidade para a partícula.
Se , e conseqüentemente 2 for 0:
 Há densidade de probabilidade zero para a partícula.
Uma posição  que passa por 0 é chamada nó:
 A partícula tem densidade de probabilidade zero quando a função de onda tem nós.
O átomo de Schrödinger
53
Nó
A interpretação de Born da função de onda.
A densidade de probabilidade é dada pelo quadrado da função de onda (a linha azul), como desenhada na densidade do sombreado na
banda.
Veja que a densidade de probabilidade é 0 em um nó. Um nó é um ponto onde a função de onda passa pelo 0, não meramente aproxima-se
de 0.
O átomo de Schrödinger
54Distribuição da densidade eletrônica no estado fundamental do átomo de hidrogênio.
Orbital atômico:
Região do espaço onde é
mais provável encontrar
o elétron
O átomo de Schrödinger
55
E quais são as soluções para a equação de Schrödinger?
 Função de Onda Equação Diferencial
Série de Soluções
Números Quânticos: n, l, mlOrbitais
s
px
pz
py
Números quânticos
56
Principal ( n ) Secundário ( l ) Magnético ( m )
• Define a camada eletrônica
• Define o grupo de orbitais
• Assume os valores:
ETOTAL = –
Z me e
4
n2 8h2 ε02
n = 1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q
• Define a energia do e–
• Define a subcamada 
• Define a forma do orbital
• Assume os valores:
l = 0
1
2
3
Orbital s
Orbital p
Orbital d
Orbital f
• Dentro de uma mesma
subcamada l, os orbitais
se diferem somente pela
orientação do espaço
• Assume os valores:
ml = 0, ±1, ±2, ±3, .... ± l
Ex) Orbital d → l = 2
m = –2, –1, 0, +1, +2
• Cada valor de l confere uma 
diferente geometria
• Existem 2l+1 valores de m
dentro de cada subcamada
Relação entre os valores de n, l e ml até n = 4
n = indica o tamanho e a energia do orbital; l = indica a forma do orbital; ml = a direção.
Números quânticos
57
O formato dos orbitais
58
Distribuição da densidade eletrônica no estado fundamental do átomo de hidrogênio e
representações de superfícies limite para os orbitais 1s, 2s e 3s. Os raios relativos das
esferas correspondem à probabilidade de até 90% de se encontrar o elétron dentro de
cada esfera.
O formato dos orbitais
59
Distribuição de densidade eletrônica nos orbitais 1s, 2s 3s. A parte inferior da figura mostra como a
densidade eletrônica, representada por 2, varia como função da distância r ao núcleo. As superfícies
ao redor do núcleo nas quais 2 é zero são chamadas nós.
O formato dos orbitais
60
(a) Distribuição de densidade eletrônica de um orbital 2p. (b) Representações dos três orbitais p.
Observe que o índice inferior nos símbolos dos orbitais indica o eixo ao longo do qual o orbital se
encontra.
O formato dos orbitais
61
A superfície limite de um orbital d é mais complicada que as dos orbitais s e p. Há, de fato, cinco
orbitais d de uma dada energia; quatro deles têm quatro lóbos, um é ligeiramente diferente. Em
nenhum caso, um elétron que ocupa um orbital d será encontrado no núcleo.
O formato dos orbitais
62
Em 1925, o físico austríaco Wolfgang Ernst Pauli (1900-1958) descobriu o
princípio que governa a distribuição dos elétrons em átomos polieletrônicos.
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 e 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 de exclusão de Pauli:
 A única escolha é assinalar diferentes valores de ms para os elétrons.
Átomos polieletrônicos
63
64
Como existem apenas dois valores para ms:
Um orbital pode receber o máximo de dois elétrons, e eles devem ter spins
opostos.
Essa restrição relaciona os elétrons em um átomo, dando seus números quânticos e
definindo a região no espaço onde cada elétron é mais provável de ser encontrado.
Entendemos a estrutura dos elementos da tabela periódica.
Átomos polieletrônicos
65
REGRA DE HUND
Friedrich Hermann Hund (1896-1997) foi um físico alemão.
Desenvolveu o Princípio da Máxima Multiplicidade, conhecido
como Regra de Hund (1927).
As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento
estão localizados.
Átomos polieletrônicos
66
Três regras:
• 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, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes
de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).
A regra de Hund diz que os elétrons ocuparão individualmente os orbitais até a máxima
extensão possível, com o mesmo número quântico magnético de spin.
 Os elétrons distribuídos dessa forma têm spins paralelos.
Átomos polieletrônicos
67
Diagrama esquemático dos níveis de energia de um átomo multieletrônico com Z < 21 (até o
cálcio). Há uma mudança na ordem para Z  21 (do escândio em diante). Este é o diagrama
que justifica o princípio do preenchimento, sendo permitido que até dois elétrons ocupem
cada orbital.
Átomos polieletrônicos
68
POPULAÇÃO DAS CAMADAS E CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
A maneira na qual os elétrons são distribuídos entre os vários orbitais de um átomo é chamada:
Configuração eletrônica.
Se não existirem restrições nos possíveis valores para os números quânticos dos elétrons:
 Todos os elétrons se aglomerariam no orbital 1s porque é o mais baixo em energia.
O princípio da exclusão de Pauli nos diz que pode haver no máximo dois elétrons em um único orbital.
Assim os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia, com não mais quedois elétrons por orbital.
Átomos polieletrônicos
69
Nesse tipo de representação, que chamaremos configuração de quadrículas, cada orbital é representado por
uma quadrícula e cada elétron, por um meia-seta.
O hidrogênio tem um elétron, que ocupa o orbital 1s em seu estado fundamental.
Aqui, a escolha de um elétron de spin +½ é arbitrária.
Poderíamos igualmente mostrar o estado fundamental com um elétron de spin -½ no orbital 1s.
É habitual mostrar os elétrons desemparelhados com seus spins para cima.
Átomos polieletrônicos
70
Átomos polieletrônicos
71
Átomos polieletrônicos
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Átomos polieletrônicos
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Átomos polieletrônicos
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Átomos polieletrônicos
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Átomos polieletrônicos
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Átomos polieletrônicos
77
Átomos polieletrônicos
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Átomos polieletrônicos
79
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS CONDENSADAS
O neônio tem o subnível 2p completo.
O sódio marca o início de um novo período.
Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como:
11Na: [Ne] 3s1
[Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Átomos polieletrônicos
80
METAIS DE TRANSIÇÃO
Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos.
Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser
preenchidos.
Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são os elétrons de valência.
Átomos polieletrônicos
81
LANTANÍDEOS E ACTINÍDEOS
Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.
Observe: La: [Kr]6s25d14f1
Os elementos Ce-Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou
elementos terras raras.
Os elementos Th-Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos.
A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.
O formato dos orbitais
82
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA
A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.
O número do período é o valor de n.
Os grupos 1 e 2 têm o orbital s preenchido.
Os grupos 13-18 têm o orbital p preenchido.
Os grupos 3-12 têm o orbital d preenchido.
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Átomos polieletrônicos
83
Digrama de bloco da tabela periódica mostrando a disposição dos elementos de acordo com o tipo de
orbital sendo preenchido pelos elétrons.
O formato dos orbitais
84
85
Configuração eletrônica
86
K 1s2
L 2s2 2p6
Q 7s2 7p6
M 3s2 3p6 3d10
P 6s2 6p6 6d10
N 4s2 4p6 4d10 4f14
O 5s2 5p6 5d10 5f14
2 3
4
5
6 7
8
1
Distribuição eletrônica
• Distribuição dos elétrons de um
átomo dentro de seus orbitais
• Segue os princípio de Aufbau
(princípio da construção) e pela
Regra de Madelung:
1. Os orbitais são preenchidos
em ordem crescente de n + l
2. Se dois orbitais tem o mesmo
valor de n + l, segue-se então
a ordem crescente de n
87
K 1s2
L 2s2 2p6
Q 7s2 7p6
M 3s2 3p6 3d10
P 6s2 6p6 6d10
N 4s2 4p6 4d10 4f14
O 5s2 5p6 5d10 5f14
2 3
4
5
6 7
8
1
• Ex) Dê a configuração eletrônica
----- dos seguintes elementos:
7N
20Ca
35Br
8O
16S
Configuração eletrônica
88
K 1s2
L 2s2 2p6
Q 7s2 7p6
M 3s2 3p6 3d10
P 6s2 6p6 6d10
N 4s2 4p6 4d10 4f14
O 5s2 5p6 5d10 5f14
2 3
4
5
6 7
8
1
• Ex) Dê a configuração eletrônica
----- dos seguintes elementos:
7N 1s
2 2s2 2p3
20Ca 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
35Br 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
8O 1s
2 2s2 2p4
16S 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p4
Configuração eletrônica
89
• Ex) Quantos elétrons existem na camada de valência destes elementos?
7N 1s
2 2s2 2p3
20Ca 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
35Br 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
8O 1s
2 2s2 2p4
16S 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p4
Configuração eletrônica
90
• Ex) Quantos elétrons existem na camada de valência destes elementos?
7N 1s
2 2s2 2p3
20Ca 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
35Br 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
8O 1s
2 2s2 2p4
16S 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p4
Configuração eletrônica
Camada de valência: 2 (L) Quantidade de e–: 2 + 3 = 5
Camada de valência: 2 (L) Quantidade de e–: 2 + 4 = 6
Cam. valência: 3 (M) Quant. de e–: 2 + 4 = 6
Cam. valência: 4 (N) Quant. de e– = 2
Cam. valência: 4 (N) Quant. de e–: 2 + 5 = 7
91
Preenchimentos dos orbitais: Princípio da exclusão de Pauli
• “2 elétrons não podem apresentar o mesmo conjunto de números quânticos”
• 4º número quântico: spin – s ou ms 1 s = +
1
2
1
s = –
1
2
Ex) Faça o preenchimento dos orbitais atômicos do oxigênio
Configuração eletrônica do 8O:
1s2 2s2 2p4
1s2
2s2
2p4
En
er
gi
a
ml = – 1 0 + 1
0
0
ml =
ml =
Configuração eletrônica
92
Preenchimentos dos orbitais: Princípio da exclusão de Pauli
• “2 elétrons não podem apresentar o mesmo conjunto de números quânticos”
• 4º número quântico: spin – s ou ms 1 s = +
1
2
1
s = –
1
2
Ex) Agora, dê o conjunto dos 4 números quânticos dos elétrons em azul e vermelho
1s2
2s2
2p4
En
er
gi
a
ml = – 1 0 + 1
0
0
n = 2
ml = – 1
l = 1
ms = + ½ 
ml =
ml =
n = 2
ml = – 1
l = 1
ms = – ½ 
0
1
2
3
Orbital s
Orbital p
Orbital d
Orbital f
Configuração eletrônica
RESUMO
93
94
• Obrigado.
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• 21967285386
95
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