1 Química Geral - 1 semestre-7

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Figura 16. Quantização do spin do elétron. Como o elétron se comporta como se fosse um “microímã” em relação 
ao campo magnético, somente são possíveis duas orientações do spin. Qualquer outra é proibida. Então, 
podemos dizer que o spin do elétron é quantizado. 
 
Quando um elétron está num orbital do átomo, a orientação do spin do elétron pode assumir qualquer um 
dos dois valores de ms. Observamos, experimental-mente, que os átomos de hidrogênio, cada qual com um só 
elétron, são paramagnéticos; num campo magnético externo, os ímãs dos elétrons se alinham com o campo –– 
como a agulha de uma bússola –– e sofrem uma força atrativa. No hélio, dois elétrons ocupam o mesmo orbital 
1s, e podemos confirmar experimental-mente esta ocupação verificando que o hélio é diamagnético. Para explicar 
esta observação, admitimos que os elétrons que estão num mesmo orbital têm orientações de spin opostas; 
dizemos que os respectivos spins estão emparelhados. Isto significa que o campo magnético de um elétron é 
“cancelado” pelo campo magnético do outro elétron. 
Resumindo, o paramagnetismo ocorre em substâncias constituídas por íons ou átomos com elétrons 
desemparelhados. Os átomos em que todos os elétrons estão emparelhados com elétrons de spins opostos são 
diamagnéticos. Esta explicação abre o caminho para o entendimento da configuração dos átomos multieletrônicos. 
 
3.6.3. Propriedades Magnéticas - complemento 
As propriedades magnéticas das espécies químicas (átomos, íons ou moléculas) estão diretamente 
relacionadas com as configurações eletrônicas e decorrem da interação do spin dos elétrons com o campo 
magnético ao qual está submetido. 
Nas espécies com elétrons emparelhados (orbitais cheios), as substâncias são “diamagnéticas” e não se 
magnetizam sob a ação do campo magnético. 
A condição necessária para o “paramagnetismo” (interação com o campo magnético) é a presença de 
orbitais com elétrons desemparelhados, ou seja, com pelo menos um orbital semipreenchido. Portanto é de se 
esperar que todo átomo de número atômico ímpar seja paramagnético. 
Num conjunto de átomos paramagnéticos, de acordo com a experiência de Stern-Gerlanch, 50% dos 
elétrons têm spin – ½ e os outros 50% têm spin + ½ e esta mistura de átomos se desdobra em dois feixes. 
Quando o paramagnetismo é muito forte e, como consequência, os átomos se mantêm magnetizados 
mesmo na ausência do campo, diz-se que ocorre “ferromagnetismo”; casos particulares dos metais ferro, níquel 
e cobalto (metais de transição externa) e os metais gadolínio e disprósio (metais de transição interna). 
Embora em sua grande maioria os elementos químicos sejam paramagnéticos, os compostos formados 
por estes, normalmente não o são, visto que muitas vezes se formam cátions isoeletrônicos de gases nobres, ou 
moléculas que apresentam compartilhamento (covalência) de elétrons. 
 
 
 
 
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Elemento Químico Configuração do átomo Configuração do íon 
Sódio 11Na  1s2; 2s2; 2p6; 3s1 11Na+  1s2; 2s2; 2p6; 3s0 
Alumínio 13Al  1s2; 2s2; 2p6; 3s2; 3p1 13Al+3  1s2; 2s2; 2p6; 3s0; 3p0 
Oxigênio 8O  1s2; 2s2; 2p4 8O2–  1s2; 2s2; 2p6 
 
Observação: 
As moléculas são quase sempre diamagnéticas, porque em suas ligações covalentes ocorre 
emparelhamento dos elétrons, porém, em alguns casos, podem-se formar moléculas paramagnéticas com um 
número ímpar de elétrons. 
Exemplo: 
2
NO 15 elétrons [7 8]
Nitrogênio Z 7 e Oxigênio Z 8
NO 23 elétrons [7 (2x8)]
   
 
   
 
 
3.7. O Princípio da exclusão de Pauli 
 
Para tornar a mecânica quântica coerente com os resultados experimentais, o físico austríaco Wolfgang 
Pauli (1900-1958) enunciou, em 1925, o princípio da exclusão: Em um átomo, dois elétrons quaisquer não 
podem ter o mesmo conjunto dos quatro números quânticos (n, , m e ms). Este princípio leva a outra conclusão 
importante: nenhum orbital atômico pode conter mais do que dois elétrons. 
O orbital 1s do átomo de H tem o conjunto de números quânticos n = 1,  = 0, m = 0. Não é possível outro 
conjunto. Se um elétron estiver neste orbital, é necessário, também, caracterizar o seu spin. Imaginemos que o 
orbital seja representado por uma “caixa” e o elétron, por uma seta. Uma representação da configuração eletrônica 
do átomo de H seria então a seguinte, onde a “seta do spin do elétron” foi arbitrariamente orientada para cima. 
Elétron no orbital 1s = Conjunto de números quânticos 
 1s n = 1, = 0, m= 0, ms= 
1
2
 
Se num dado orbital estiver apenas um elétron, a seta do spin do elétron pode apontar para cima ou para 
baixo. Então, uma representação equivalente à anterior seria 
Elétron no orbital 1s = Conjunto de números quânticos 
 1s n = 1, = 0, m= 0, ms= 
1
2
 
Os diagramas com as “caixas de orbitais” são igualmente convenientes para o átomo de H no seu estado 
fundamental (sem campo magnético): um elétron está no orbital 1s. Para um átomo de hélio, que tem dois 
elétrons, ambos os elétrons ocupam o orbital 1s. Pelo princípio de Pauli, sabemos que cada elétron deve ter um 
conjunto diferente de números quânticos, e então o diagrama com as caixas de orbitais é: 
 
 


 
 
 
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Cada um dos dois elétrons no orbital 1s do 
átomo de He tem um conjunto diferente dos quatro 
números quânticos. Os primeiros três números do 
conjunto nos dizem que se trata de um orbital 1s. 
Para o quarto número só há duas escolhas, ms = 
1
2
 
ou ms = 
1
2
. Assim, o orbital 1s, e qualquer outro 
orbital atômico, pode ser ocupado, no máximo, por 
dois elétrons, e estes dois elétrons devem ter os spins 
com direções opostas. A consequência 
experimentalmente observada é o diamagnetismo do 
átomo de hélio. 
A camada de elétrons com n = 1, em qualquer 
átomo, pode acomodar no máximo dois elétrons. E a 
camada com n = 2? São n2 = 4 os orbitais na camada 
n = 2: um orbital s e três orbitais p (Tabela 1). Como 
cada orbital pode ser ocupado por dois elétrons, e 
não mais, o orbital 2s pode ter no máximo dois 
elétrons, e os três orbitais 2p acomodam até seis 
elétrons, o que dá oito como o número máximo de 
elétrons com n = 2. Esta análise estende-se às outras 
camadas normalmente observadas nos elementos 
conhecidos na Tabela 1. 
 
 
Tabela 1 • Número de Elétrons colocados nas 
Camadas e Subcamadas do átomo, com n = 1 até 6. 
 
 
*Estes orbitais não são ocupados no estado fundamental de qualquer elemento conhecido. 
Na n-ésima camada eletrônica existem n2 orbitais. Como em cada orbitaI podem existir dois elétrons, o 
número máximo de elétrons nessa camada é 2n2. 
Observe as seguintes relações: 
Número máximo de orbitais por nível: n2 
Número máximo de elétrons por nível: 2n2 
Número máximo de orbitais por subnível: (2l + 1) 
Número máximo de elétrons por subnível: 2.(2l + 1) = (4l + 2) 
A tabela a seguir mostra os quatro números quânticos e os seus significados: 
 
Camada de
Elétrons (n)
Subcamadas
Disponíveis
Orbitais
Disponíveis
(2 + 1)
Número
Possível de
Elétrons na
Subcamada
[2(2 + 1)]
Número
Máximo de
Elétrons na
Camada
n (2n2)
1 s 1 2 2
2 s 1 2 8
p 3 6
3 s 1 2 18
p 3 6
d 5 10
4 s 1 2 32
p 3 6
d 5 10
f 7 14
5 s 1 2 50
p 3 6
d 5 10
f 7 14
g* 9 18
6 s 1 2 72
p 3 6
d 5 10
f 7 14
g* 9 18
h* 11 22
 
 
 
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ESTRUTURA ATÔMICA 
Exercícios de Aprendizagem 
 
1. (uece) A primitiva noção de átomo surge na Grécia 
antiga, a partir de Demócrito, Leucipo e Epicuro; 
avança até o século XX enriquecida com outras ideias 
que ajudaram a desenhar o modelo atômico atual. Na 
ColunaI, a seguir, estão listadas algumas 
contribuições para que se chegasse ao modelo atual 
de átomo e na Coluna II, os nomes de seus autores. 
Numere a Coluna II de acordo com a Coluna I, 
associando cada contribuição a seu autor. 
 
Coluna I 
1. Descoberta do elétron 
2. Descoberta do núcleo e da eletrosfera 
3. Descoberta dos níveis de energia dos átomos 
4. Princípio da incerteza 
5. Regra da máxima multiplicidade 
 
Coluna II 
( ) Rutherford 
( ) Thomson 
( ) Hund 
( ) Bohr 
( ) Heisenberg 
 
Assinale a opção contendo a sequência correta, de 
cima para baixo. 
(A) 1, 5, 2, 4, 3 
(B) 2, 4, 1, 3, 5 
(C) 2, 1, 5, 4, 3 
(D) 2, 1, 5, 3, 4 
 
2. (uece) Coube aos filósofos gregos atomistas 
Leucipo, Demócrito (séc. III a.C.) e, depois, Epicuro 
(séc. II a.C.), sugerir a existência do átomo e propor, 
até, uma teoria atômica. Os estudos específicos sobre 
o tema só foram retomados por Dalton, no século XIX. 
Sobre propostas de modelos atômicos, assinale o 
correto. 
(A) Rutherford propôs o primeiro modelo que 
descreve a estrutura quântica do átomo de hidrogênio. 
(B) O modelo de Thomson reduziu o átomo a um 
sistema solar em miniatura, considerando o núcleo 
como se fosse o sol e os elétrons como se fossem os 
planetas. 
(C) Segundo Planck, o átomo só emite ou absorve 
energia quando o elétron passa de um nível de 
energia para outro. 
(D) A dualidade onda-partícula, que é uma 
propriedade fundamental das partículas subatômicas, 
foi enunciada pelo físico Louis De Broglie. 
 
3. (Ita) Em 1803, John Dalton propôs um modelo de 
teoria atômica. Considere que sobre a base conceitual 
desse modelo sejam feitas as seguintes afirmações: 
I - O átomo apresenta a configuração de uma esfera 
rígida. 
II - Os átomos caracterizam os elementos químicos e 
somente os átomos de um mesmo elemento são 
idênticos em todos os aspectos. 
III - As transformações químicas consistem de 
combinação, separação e/ou rearranjo de átomos. 
IV - Compostos químicos são formados de átomos de 
dois ou mais elementos unidos em uma razão fixa. 
Qual das opções a seguir se refere a todas afirmações 
CORRETAS? 
a) I e IV. 
b) II e III. 
c) II e IV 
d) II, III e IV. 
e) I, II, III e IV. 
 
4. (Ufpe) Ao longo da história da ciência, diversos 
modelos atômicos foram propostos até chegarmos ao 
modelo atual. Com relação ao modelo atômico de 
Rutherford, podemos afirmar que: 
( ) foi baseado em experimentos com eletrólise de 
soluções de sais de ouro. 
( ) é um modelo nuclear que mostra o fato de a 
matéria ter sua massa concentrada em um pequeno 
núcleo. 
( ) é um modelo que apresenta a matéria como 
sendo constituída por elétrons (partículas de carga 
negativa) em contato direto com prótons (partículas de 
carga positiva). 
( ) não dá qualquer informação sobre a existência 
de nêutrons. 
( ) foi deduzido a partir de experimentos de 
bombardeio de finas lâminas de um metal por 
partículas ‘. 
 
5. (Ufsc) Uma das principais partículas atômicas é o 
elétron. Sua descoberta foi efetuada por J. J. 
Thomson em uma sala do Laboratório Cavendish, na 
Inglaterra, ao provocar descargas de elevada 
voltagem em gases bastante rarefeitos, contidos no 
interior de um tubo de vidro.