AULA 6 , 7 e 8

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Prof. Henrique Mourão 
CTD130 – QUÍMICA TECNOLÓGICA I 
 
TEORIA 
Instituto de Ciência e Tecnologia 
Cap. 6 
Estrutura eletrônica dos 
átomos: conceitos 
modernos 
• Curiosidades: lâmpadas 
Incandescentes (W) e fluorescentes 
(vapor de Hg), etc… 
Introdução 
Aplicaçôes da mecânica quântica 
Microscópio 
ótico 
Microscópio eletrônico 
Aplicaçôes da mecânica quântica 
RMN 
Geração de energia; 
Elucidação da estrutura atômica. 
Sr 
K Cs Na Li 
Cu In Ba 
Rb 
Ca 
Emissão de alguns elementos na 
chama 
6 
7 
• Átomo de Bohr e o átomo da da teoria 
quântica: diferenças e semelhança 
9 
Mecânica clássica: 
Para uma partícula: 
(1). É possível prever a trajetória exata das partículas e 
especificar as posições e os momentos em cada instante; 
(2). É possível excitar os modos dos movimentos de 
translação, de rotação (etc) para qualquer valor de 
energia; 
 
 Falha ao analisar quantidades muito pequenas de 
energia e os movimentos de corpos com massa 
muito pequena. 
 
Para radiação: 
(3). Somente comportamento ondulatório – c=λ.f. 
 
10 
Falhas da mecânica clássica 
• Algumas observações experimentais que 
demonstraram a necessidade de uma nova teoria: 
 
1. EFEITO FOTOELÉTRICO: EJEÇÃO DE ELÉTRONS DE 
UMA SUPERFÍCIE METÁLICA; 
 
2. ESPECTROS ATÔMICOS E MOLECULARES: 
ESPECTROS DE LINHAS. 
 
Estes sistemas só podem trocar energia em 
quantidades discretas definidas: 
ENERGIA QUANTIZADA 
 
Um espectro visível: luz branca. 
Ex: A luz branca poderia ser a luz do sol ou a luz de uma 
lâmpada incandescente. 
Espectros atômicos: 
O espectro do hidrogênio projetado no anteparo consiste em 
um número de linhas; 
Espectro de linhas: somente algumas energias - quantizadas. 
12 
Espectros atômicos: 
14 
 Conceitos básicos revisados: 
1. A radiação eletromagnética – classicamente 
tratada como onda – também exibe características 
de partícula; 
 
 
2. Os elétrons – classicamente tratado como partícula 
– também exibem características de onda. 
 
 
Dualidade onda - partícula 
Natureza ondulatória da luz 
O comprimento de onda,  é a 
distância entre dois máximos 
sucessivos. 
A amplitude é a altura da onda 
em relação à linha central. O 
quadrado da amplitude 
determina a intensidade, ou 
brilho, da radiação. 
Todas as ondas têm um comprimento de onda 
característico, , e uma amplitude, A. 
Propriedade da radiação 
16 
- Radiação eletromagnética como onda: definida pelo o 
comprimento de onda, λ, a frequência, f (ou ν), e a sua 
velocidade, c: c= λ.ν; 
 
c=2,998.108 m/s 
17 
-Radiação eletromagnética como partícula: 
Constituída por partículas de energias, denominadas fótons. 
-E=hν, onde h é a constante de Planck (h=6,626x10-34 J.s). 
E=nhν (1, 2, ..) c/ λ = ν 
• A própria energia radiante é quantizada; 
• Quanto maior λ, menor a energia 
18 
• O comportamento ondulatório da partícula foi 
evidenciado pelo o experimento em que foi 
observado a difração de elétrons. 
Dualidade onda - partícula 
Caráter ondulatório das partículas 
• Em 1925, Louis de Broglie sugeriu que qualquer partícula, não 
somente os fótons, que se deslocam com um momento “p” possuem 
onda associada. 
mc
h
p
h

• Partículas com um momento grande possuem o comprimento de onda 
associado muito pequeno – a propriedade ondulatória dos objetos 
macroscópicos não são perceptíveis. 
O modelo de Bohr 
Espectros de linhas e o 
modelo de Bohr 
Quando um átomo sofre uma transição de um estado de energia 
mais alta para um estado de energia mais baixa, ele perde 
energia que é emitida como um fóton. 
Quanto maior for a energia perdida, maior será a frequência 
(e menor o ) da radiação emitida. 
E=hν=h.c/λ 
Exemplo 1: O laser de uma impressora 
a laser padrão emite luz com 
comprimento de onda de 780,0 nm. 
Qual é a energia de um fóton dessa 
luz? 
R: 2,547.10-19 J 
22 
 
• Schrodinger considerou o comportamento de onda do elétron 
expressando a sua distribuição no espaço como uma onda – 
função de onda, ψ (psi) – solução da equação de Schrodinger: 
orbital. 
Equação de Schrodinger 
• A mecânica quântica leva em conta a quantização da 
energia e dualidade onda partícula! 
2
h

23 
Equação de Schrodinger 
Equação de Schrodinger: para uma partícula com massa ‘m’ se movendo 
com uma energia total ‘E’ 
2
h

Independente do tempo e para um movimento tridimensional: 
noHamiltoniaoperadoroéHxV
dx
d
m
H ˆ),(
2
ˆ
2
22


 EH ˆ
 
 
 
 
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos 
• A resolução da equação leva às funções 
de onda, () 
• A função de onda fornece o 
contorno do orbital eletrônico. 
• O quadrado da função de onda (2 ) 
fornece a probabilidade de se 
encontrar o elétron (densidade 
eletrônica). 
Mecânica quântica e orbitais atômicos 
Gráfico de 2 como função 
da distância ao núcleo 
O elétron passa a maior parte do tempo nas regiões onde a 
probabilidade de achá-lo é alta e onde a densidade eletrônica 
é grande. 
Orbitais s 
 
• Todos os orbitais s são esféricos. 
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam 
maiores. 
Representações orbitais 
Representações orbitias 
• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. 
• Em um nó, 2 = 0. 
Orbitais p 
 
Representações orbitias 
• Os orbitais têm a forma de halteres com um nó no 
núcleo; 
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x, y e z; 
 
• Valores permitidos de ml: -1, 0, e +1; 
 
 
Representações orbitias 
Existem cinco orbitais d 
Plano 
bissecante aos 
eixos x, y e z. 
Orbitais e números quânticos: digrama de 
energias 
 
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos 
• Os orbitais podem ser classificados em 
termos de energia: diagrama de Aufbau. 
• Sistema de um só elétron. 
Orbitais degenerados: monoeletrônicos. 
 EH ˆ
Orbitais e suas energias 
 
Átomos polieletrônicos 
Átomos polieletrônicos: orbitais 
de mesmo ‘n’ não são 
degenerados 
 EH ˆ
Orbitais e números quânticos 
 
• Cada orbital necessita de três 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. 
Mecânica quântica e orbitais atômicos 
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos 
Orbitais e números quânticos 
Número 
Quântico 
Principal, n 
1 2 3 4 5 6... 
Designação 
por letra 
K L M N O P... 
2 8 18 32 32 18... 
Cada nível de energia comporta um determinado número de elétrons. 
n pode ter valores de 1, 2, 3, ... até o infinito. 
 
São também associadas letras com estas camadas: 
Orbitais e números quânticos 
2. O número quântico secundário/azimutal, l: forma do orbital 
Utilizamos letras s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3. 
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos 
Valor de l 0 1 2 3 
Designação da 
subcamada 
s p d f 
Subcamada Número de 
Orbitais 
Número 
máximo de 
elétrons 
s 1 2 
p 3 6 
d 5 10 
f 7 14 
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos 
Orbitais e números quânticos 
 
 
3. O número quântico magnético, ml: orientação do 
orbital no espaço. 
 
 Esse número quântico depende de l. O número quântico 
magnético tem valores inteiros entre -l e +l. 
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos 
Número 
QuânticoPrincipal, n 
(Camada) 
Número 
Quântico 
Azimutal, l 
(Subcamada) 
Designação da 
Subcamada 
Número Quântico 
Magnético, ml 
(Orbital) 
Número de 
Orbitais na 
Subcamada 
1 0 1s 0 1 
2 0 2s 0 1 
1 2p -1 0 +1 3 
3 0 3s 0 1 
1 3p -1 0 +1 3 
2 3d -2 -1 0 +1 +2 5 
4 0 4s 0 1 
1 4p -1 0 +1 3 
2 4d -2 -1 0 +1 +2 5 
3 4f -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 7 
O espectro do hidrogênio projetado no anteparo consiste em 
um número de linhas; 
Espectro de linhas: somente algumas energias - quantizadas. 
38 
Espectros atômicos: 
Spin eletrônico 
• O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra 
cada linha como um par de linhas minimamente 
espaçado. 
• Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons 
girando em um sentido e uma com os elétrons girando 
no sentido oposto. 
Átomos polieletrônicos 
Spin eletrônico 
Átomos polieletrônicos 
• Já que o spin eletrônico é 
quantizado, definimos ms = 
número quântico de rotação = 
 ½. 
 
• ms = + ½ ou ms = - ½ 
Regra de Hund e princípio de Pauli 
 
As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os 
elétrons de um elemento estão localizados. 
- Para os orbitais degenerados, os elétrons 
preenchem cada orbital isoladamente antes 
de qualquer orbital receber um segundo 
elétron (regra de Hund). 
Configurações eletrônicas 
O princípio da exclusão de Pauli 
 
O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não 
podem ter a mesma série de 4 números quânticos - 
dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins 
opostos. 
 
 
Átomos polieletrônicos 
Exemplo 2: 
Quais elementos possuem os seguintes 
números quânticos para o seu último 
elétron: (a) n = 2, l=1; ml=+1; ms = -1/2; 
(b) n = 3, l = 1, ml = +1; ms = +1/2. 
Configurações eletrônica condensadas 
 
• O neônio (Z=10) tem o subnível 2p completo. 
• O sódio (Z=11) marca o início de um novo período. 
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica 
condensada para o sódio como 
Na: [Ne] 3s1 
 
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. 
• Elétrons mais internos (cerne): os elétrons no [Gás Nobre]. 
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. 
Configurações eletrônicas 
Hund 
Pauli 
Elétrons 
desemparelhados? 
Exercício 1: Faça a configuração 
eletrônica de quadrículas para o oxigênio, 
número atômico 8. Quantos elétrons 
desemparelhados o átomo de oxigênio 
possui? 
Exercício 2: (a) Escreva a configuração 
eletrônica completa para o bismuto, 
número atômico 83. (b) Escreva a 
configuração eletrônica condensada para 
este elemento, mostrando o cerne de gás 
nobre apropriado. (c) Quantos elétrons 
desemparelhados o átomo de bismuto 
possui? 
Configurações eletrônicas 
e a tabela periódica 
Lantanídeos (T. raras) 
Actinídeos 
Metais de Transição 
Exceções 
Após a subcamada 4s ser completada, os elétrons 
adicionais começam a ocupar o subnível 3d. 
Exceção: Note a mudança 
na ordem de energias dos 
orbitais 3d e 4s após Z = 20, 
para alguns elementos. 
Algumas exceções 
 
Ao atingirmos o Cr (Z=24), encontramos a estrutura: 
 
 
Cr [Ar]       ___ ___ ___ ___ ___ ___ 
4s 3d 
em vez de: 
Cr [Ar]       ___ ___ ___ ___ ___ ___ 
4s 3d 
Este resultado inesperado ocorre porque os 
orbitais são degenerados. 
4 s e 3d com mesma E. 
Subníveis degenerados 
Com base no diagrama de níveis de energia, podemos dizer que o 
cobre, Cu (Z = 29) terá a configuração eletrônica: 
 
 
Cu [Ar]       ___ ___ ___ ___ ___ ___ 
4s 3d 
No entanto, a verdadeira estrutura do estado fundamental é dada por: 
Cu [Ar]       ___ ___ ___ ___ ___ ___ 
4s 3d 
Em virtude de as configurações eletrônicas de Cr e Cu não 
serem previsíveis por nossas regras, elas deverão ser 
lembradas como exceções. 
3d com menor E. 
Inversão de Subníveis 
3- Indique o elemento específico que corresponde a cada 
uma das seguintes configurações eletrônicas: 
 
(a)1s2 2s2 2p6 3s2 
 
(b)[Ne] 3s2 3p1 
 
(c) [Ar] 4s1 3d5 
 
(d)[Kr] 5s2 4d10 5p4 
 
4- As seguintes configurações eletrônicas representam 
estados excitados. Identifique o elemento e escreva sua 
configuração eletrônica condensada para o estado 
fundamental. 
 
(a)1s2 2s2 2p2 3s1 
 
(b) [Ar] 3d10 4s1 4p4 5s1 
 
(c) [Kr] 4d6 5s2 5p1 
Cap. 7: Propriedades 
Periódicas 
Configurações eletrônicas 
e a tabela periódica 
Lantanídeos (T. raras) 
Actinídeos 
Metais de Transição 
Período 
Estrutura da Tabela Periódica 
 Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de 
camadas (níveis) dos elementos. 
 Grupos ou Famílias: são as linhas verticais, definem 
o número de elétrons da camada de valência. 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
• São aquelas que, à medida que o 
número atômico aumenta, assumem 
valores crescentes ou decrescentes, ou 
seja, repetem-se periodicamente. 
RAIO ATÔMICO 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
AFINIDADE ELETRÔNICA 
ELETRONEGATIVIDADE 
ELETROPOSITIVIDADE 
REATIVIDADE 
RAIO ATÔMICO: O TAMANHO DO ÁTOMO 
• É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu 
elétron mais externo. 
OBS: as nuvens eletrônicas não tem fronteiras definidas, 
alguns autores consideram como sendo a metade da 
distância entre os núcleos de átomos vizinhos. 
 Para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em 
conta dois fatores: 
 
1. Número de níveis (camadas): quanto maior o número de 
níveis, maior será o tamanho do átomo. 
 
 Caso os átomos comparados apresentem o mesmo número de 
níveis (camadas), devemos usar outro critério. 
 
2. Número de prótons: o átomo que apresenta maior número 
de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o 
que ocasiona uma redução no seu tamanho. 
He H 
Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
RAIO ATÔMICO 
RAIO ATÔMICO 
 
 Tamanho dos íons e espécies isoeletrônicas: 
1. Cátions: menor do que o tamanho do átomo. 
 Ex: Li (157 pm) e Li1+ (58 pm) 
 2. Ânions: maior do que o tamanho átomo. 
 Ex: O (66 pm) e O2- (140 pm) 
3. Isoeletrônicos: quanto maior o número atômico, menor 
o raio, pois a carga nuclear será mais efetiva. 
Ex: F- (133 pm), Na+ (102 pm) e Mg2+ (72 pm) 
 
 
 
 
1- Arranje cada um dos seguintes pares de íons na 
ordem crescente do raio iônico: 
 
(a) Mg2+, Ca2+ e Ca; 
 
(b) O2- e F-. 
 
2- Coloque os íons S2-, Cl-, K+ e Ca2+ em ordem 
decrescente de tamanho. 
ENERGIA (OU POTENCIAL) 
DE IONIZAÇÃO 
 É a energia necessária para remover um ou 
mais elétrons de um átomo isolado no 
estado gasoso. 
X (g) + Energia → X
+
(g) + e
- 
• Quanto menor o tamanho do átomo, maior será a 
energia de ionização: elétron está mais preso. 
• Tendência contrária ao raio. 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
 Observações importantes: 
1. Os metais alcalinos possuem EI baixa: muito 
reativos; podem ser excitados pela chama; 
 Ex: reação com H2O explosiva, formando hidróxido e 
H2. 
 2. Os metais alcalinos (e terrosos) aumentam sua 
reatividade com o aumento das camadas: 
 Ex: Be não reage com água, mas o Mg reage com 
vapor de água formando óxido e H2. 
 
 
 
Li Na K 
Li Na K 
A EI aumenta com o número de elétrons retirados, 
principalmente sesair de camadas internas. 
• Mg (g) + 7,6 eV → Mg
+
(g) + 1 e
- (1ª EI) 
• Mg+ (g) + 14,9 eV → Mg
2+
(g) + 1 e
- (2ª EI) 
• Mg2+(g) + 79,7 eV → Mg
3+
(g) + 1 e
- (3ª EI) 
 
• Assim: EI1< EI2 < EI3 < ….. 
Ex: n=3 
3- Recorrendo a uma tabela periódica, ordene os 
seguintes átomos em ordem crescente de primeira 
energia de ionização: Ne, Na, P, Ar, K. 
AFINIDADE ELETRÔNICA 
OU ELETROAFINIDADE 
• É a energia trocada (liberada) quando 
um átomo isolado, no estado 
gasoso,“captura” um elétron. 
X (g) + e
- → X-(g) + Energia 
Obs: E˃0, significa que é 
necessário fornecer energia. 
H 
Fr 
AFINIDADE ELETRÔNICA: 
Tendência crescente de liberação de energia 
F 
ELETRONEGATIVIDADE 
 Habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em 
uma certa ‘molécula’. 
 
É o que define se uma ligação é iônica, covalente polar ou 
apolar. 
B C N O F 
 Cl 
 Br 
 I 
H 
Fr 
ELETRONEGATIVIDADE 
 Distribuição das densidade eletrônica calculadas 
4-4=0 4-2,1=1,9 4-1=3 
Iônica Covalente 
Polar 
Covalente 
Apolar 
Quanto maior a diferença de eletronegatividade, mais 
polar é a ligação: TAMANHO da ligação será menor. 
4- A afinidade eletrônica do lítio tem valor 
negativo (ou seja, libera energia). Já a afinidade 
eletrônica do berílio tem valor positivo. Explique 
essa observação.