Aula 2 - EM - Atomo e o Mundo Quantico

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20/05/2013 
1 
Estrutura da Matéria 
 Prof. Marcos A. Bizeto 
O Átomo e o Mundo Quântico 
Aula 2 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Surgimento da Mecânica Quântica: Século XX 
Natureza ondulatória da Luz 
20/05/2013 
2 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
 Relacionou as idéias quânticas de Planck e Einstein e 
explicou os espectros dos átomos excitados e acrescentou 3 
postulados ao modelo atômico de Rutherford. 
Modelo de Bohr - 1913 
* O átomo é formado por 
um núcleo e níveis de 
energia quantizada, nos 
quais os elétrons estão 
distribuídos. 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
 3x108m/s (c-velocidade da luz). 
Surgimento da Mecânica Quântica 
. = c 
Natureza da Luz 
(radiação eletromagnética) 
Consiste de campos 
elétricos e magnéticos 
oscilantes 
2 ciclos completos 
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3 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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) 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Resposta 
(a) A onda (I) tem comprimento de onda mais longo (maior distância entre os 
picos). 
 
- Quanto maior o comprimento de onda, menor a frequência (=c/). 
Portanto a onda (I) tem frequência menor e a onda (II) tem 
frequência maior. 
 
 
 
 
 
(b) O espectro eletromagnético indica que a radiação IV tem 
comprimento de onda mais longo do que a luz visível. Assim, a 
onda (I) seria a radiação infravermelho. 
 
 
 
 
 
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4 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
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5 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Resposta 
=c/ 
C = 3x108m/s). 
= 3x108m/s /589 nm 
Grandezas com unidades diferentes 
 
Converter  em namometro (nm) para metro (m) 
= ((3x108m/s)/589 nm)(1nm/10-9m) 
 = 5,09 x 1014 s-1 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Exercício 
3. Calcule os comprimentos de onda (em nm) das luzes de trânsito. Suponha 
que as frequências sejam: Verde (5,75 x 1014 Hz); amarelo (5,15 x 1014 Hz); 
vermelho (4,27 x 1014 Hz). 
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6 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Resposta 
Verde = 521 nm 
 
Amarelo = 582 nm 
 
Vermelho = 702 nm 
=c/ 
Verde (5,75 x 1014 Hz); amarelo (5,15 x 1014 Hz); vermelho (4,27 x 1014 Hz) 
 
1Hz = 1s-1 
 
C = 3x108m/s 
 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Evolução da Teoria Atômica Quântica 
Postulados de Planck: 
A energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos 
pedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum. 
A relação entre a energia e freqüência é dada por: 
 
 onde h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J s). 
= hE
E, de acordo com a teoria de Planck, a energia é sempre emitida e 
absorvida pela matéria em múltiplos inteiros de h, 2h, 3h e 
assim sucessivamente. 
Exemplo: 
Se a quantidade de energia emitida por um átomo for 3h, dizemos que foram 
emitidos 3 quanta de energia. 
 
E, que as energias permitidas são quantizadas, isto é, seus valores são restritos 
a determinadas quantidades. 
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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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. 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Evolução da Teoria Atômica Quântica 
O efeito fotoelétrico e fótons 
O efeito fotoelétrico fornece evidências 
para a natureza de partícula da luz - 
“quantização”. 
Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia 
denominados fótons. 
 
A energia do fóton é dada por: 
= hE
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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Evidências do Comportamento Quântico do Átomo 
Espectro da Luz Branca Emitida por um Filamento Aquecido 
Espectro de um Tubo de descarga preenchido com Hidrogênio 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Evidências do Comportamento Quântico do Átomo 
Espectros de Emissão Atômica do H, Hg e Ne 
Os elementos gasosos excitados emitem luz, cujos espectros são 
únicos para aquele átomo (impressão digital do átomo). 
Técnica poder ser usada para identificação de elementos. 
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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 RH é a constante de Rydberg (3,29 x 10
15 Hz / 1,0974 x 107 m-1), n1 e n2 são 
números inteiros (n2 > n1). 






=
2
2
2
1
111
nn
R

E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Diagrama de níveis de energia do hidrogênio: transições de Paschen, 
Balmer e Lyman 
20/05/2013 
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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
O Modelo Atômico de Bohr - 1913 
 Um elétron, enquanto em movimento em uma órbita 
fechada, não absorve nem emite radiação. Bohr admitiu que para 
cada elétron existe mais de uma órbita estável correspondente a 
um nível energético diferente. 
 Somente são permissíveis as órbitas eletrônicas para as 
quais o momento angular do elétron é um múltiplo inteiro de 
h/2p, em que h é a constante de Planck. 
O momento angular de uma partícula movendo-se em órbita circular é dado por mvr, 
em que m é a massa, v a velocidade e r o raio do círculo. O segundo postulado requer 
que as órbitas estacionárias satisfaçam a condição mvr = nh / 2p 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
O Modelo Atômico de Bohr - 1913 
 O elétron pode saltar de uma órbita para outra, desde que a 
passagem seja acompanhada da emissão ou absorção de um quantum 
de energia radiante, cuja freqüência é determinada pela relação: 
h. = 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, … ) 
2n
Rhc
En =
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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
O Modelo Atômico de Bohr - 1913 
• A primeira órbita tem n = 1, é a mais 
próxima do núcleo e convencionou-se que 
ela tem energia negativa. 
• A órbita mais distante no modelo de Bohr 
tem n próximo ao infinito e corresponde à 
energia zero. 
• Os elétrons no modelo de Bohr podem se 
mover apenas entre órbitas através da 
absorção e da emissão de energia em 
quantum (h). 
Quando ni > nf, a energia é emitida. 
Quando nf > ni, a energia é absorvida 
f 
 








=== 
22
18 11J 1018,2
fi nn
hc
hE 
f i 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
20/05/201312 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Efóton = - 2,18 x 10
-18 J x (1/9 - 1/25) 
Efóton = E = -1,55 x 10
-19 J 
 = 6,63 x 10-34 (J•s) x 3,00 x 108 (m/s)/1,55 x 10-19J 
 = 1280 nm 
Efóton = h x c /  
 = h x c / Efóton 
f i 
 ( ) 
1 
n2 
1 
n2 
Efóton = -2,18 x 10
-18 J 
Região do Infravermelho 
Resposta 
(negativo para indicar que libera energia) 
f 
 








=== 
22
18 11J 1018.2
fi nn
hc
hE 
f i 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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: 
 
 
O momento, p= 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? 
mv
h
=
L. de Broglie 
(1892-1987) 
Partícula Função de onda 
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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Resposta 
 = h/m.v 
 = 6,63 x 10-34 / (2,5 x 10-3 x 15,6) 
 = 1,7 x 10-32 m = 1,7 x 10-23 nm 
Comprimento de onda muito pequeno para ser detectado 
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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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. 
p

4
·
h
mvx
W. Heisenberg 
1901-1976 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
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 multi-eletrônicos, a solução é aproximada. 
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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 subnível nº elétrons 
0 s (sharp) 2 
1 p (principal) 6 
2 d (diffuse) 10 
3 f (fundamental) 14 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
l = 0 (subnível 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. 
20/05/2013 
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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais p 
l = 1 (subnível 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 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais d 
l = 2 (subnível 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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E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais f 
l = 3 (subnível f) 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
20/05/2013 
19 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Orbitais e Números Quânticos 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 = -½ ms = +½ 
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20 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Paramagnetismo e Diamagnetismo 
Paramagnético 
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 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Os Números Quânticos - Resumo 
20/05/2013 
21 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
mesmasérie 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). 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
A Energia dos Orbitais em um Átomo Monoeletrônico 
Energia depende apenas do número quântico n 
En = -RH ( ) 
1 
n2 
n=1 
n=2 
n=3 
SINAL NEGATIVO: 
significa que a energia do elétron 
em um átomo é MENOR que a 
energia do elétron livre 
20/05/2013 
22 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
20/05/2013 
23 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
A Energia dos Orbitais em um Átomo Polieletrônico 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s 
Ordem de Preenchimento dos Orbitais 
Diagrama de Pauling (Aufbau) 
20/05/2013 
24 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Notação da Configuração Eletrônica 
Notação spdf - espectroscópica 
Ex: H, Z = 1 
Valor de n 
no. de elétrons 
Valor de l 
1 
1 s 
Notação em caixa 
Ex: He, Z = 2 
1s Direção das 
setas indicam a 
orientação do 
spin dos 
elétrons Configuração 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 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Configuração Eletrônica na Tabela Periódica 
20/05/2013 
25 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Lítio - Li 
Grupo 1A 
Z = 3 
1s22s1 ---> 3 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Berílio - Be 
Grupo 2A 
Z = 4 
1s22s2 ---> 4 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
20/05/2013 
26 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Boro -B 
Grupo 3A 
Z = 5 
1s2 2s2 2p1 ---> 5 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Carbono -C 
Grupo 4A 
Z = 6 
1s2 2s2 2p2 ---> 6 elétrons 
Por quê não emparelhar o elétron? 
Regra de HUND 1s
2s
3s
3p
2p
20/05/2013 
27 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Nitrogênio - N 
Grupo 5A 
Z = 7 
1s2 2s2 2p3 ---> 7 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Oxigênio -O 
Grupo 6A 
Z = 8 
1s2 2s2 2p4 ---> 8 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
20/05/2013 
28 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Fluor - F 
Grupo 7A 
Z = 9 
1s2 2s2 2p5 ---> 9 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Neônio - Ne 
Grupo 8A 
Z = 10 
1s2 2s2 2p6 ---> 10 elétrons 
1s
2s
3s
3p
2p
Chegamos no final do 
segundo período!!!!! 
20/05/2013 
29 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Alumínio - Al 
Grupo 3A 
Z = 13 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
[Ne] 3s2 3p1 
 
1s
2s
3s
3p
2p
Elétrons de valência 
20/05/2013 
30 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Fósforo - P 
Grupo 5A 
Z = 15 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
[Ne] 3s2 3p3 
1s
2s
3s
3p
2p
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
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 
20/05/2013 
31 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Metais de transição 
Todos os elementos do 4º período tem configuração [Ar]nsx(n - 1)dy e, portanto, 
são elementos do bloco d. 
Orbitais 3d usados do Sc-Zn 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Distribuição Eletrônica para Metais de Transição 
Z=21 - [Ar] 4s2 3d1 -------Sc 
Z=22 - [Ar] 4s2 3d2 -------Ti 
Z=23 - [Ar] 4s2 3d3 --------V 
Z=24 - [Ar] 4s1 3d5 --------Cr 
Z=25 - [Ar] 4s2 3d5 -------Mn 
Z=26 - [Ar] 4s2 3d6 --------Fe 
Z=27 - [Ar] 4s2 3d7 --------Co 
Z=28 - [Ar] 4s2 3d8 --------Ni 
Z=29 - [Ar] 4s1 3d10 -------Cu 
Z=30 - [Ar] 4s2 3d10 -------Zn 
Por quê o orbital 4s é 
preenchido antes do 3d? 
O orbital s é mais penetrante e, 
conseqüentemente, os elétrons sentem menos 
a presença dos outros. Por estar mais próximo 
ao núcleo, a energia é mais baixa (mais 
negativa), fazendo com que um elétron 4s 
tenha energia menor do que um 3d. 
Por quê o orbital 4s do Cr e Cu 
é semi-preenchido ? 
20/05/2013 
32 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Distribuição Eletrônica para Metais de Transição 
 A resposta à esta questão está na estabilidade extra que 
uma camada cheia (ou semi-cheia) proporciona. 
Camada semi-cheia d5 
Camada cheia d10 
Ocupação 
simétrica 
Estabilidade extra 
Por essa razão, o elétron ocupa os orbitais d vazios, gerando uma 
 camada semi-cheia (ou cheia) e, assim, ganha estabilidade extra devido a 
diminuição de energia. 
O emparelhamento de elétrons em um 
mesmo orbital envolve repulsão a qual 
aumenta a energia do orbital. 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
 Na formação de cátions, inicialmente são removidos elétrons da camada 
ns e depois elétrons da camada(n - 1). 
Ex: Fe [Ar] 4s2 3d6 
 perde inicialmente 2 elétrons ---> Fe2+ [Ar] 4s0 3d6 
 
Distribuição Eletrônica para Metais de Transição 
4s
3d 3d
4s
Fe Fe2+
3d
4s
Fe3+
20/05/2013 
33 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Orbitais 4f usados para 
Ce - Lu e 5f para Th - Lr 
Distribuição Eletrônica para Lantanídeos 
Todos estes elementos tem configuração [elétrons internos]nsx(n - 1)dy(n - 2)fz e 
são chamados de elementos do bloco f 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Configuração Eletrônicas dos Elementos 
20/05/2013 
34 
E s t r u t u r a d a M a t é r i a 
Exercício 
 (a) Faça a distribuição eletrônica para o estado fundamental dos 
átomos dos elementos do bloco d mostrados abaixo. Considere para esses 
elementos o cerne de gás nobre: Ar (Z= 18): [Ar] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
 Cr, Mn, Ni, Cu, Zn 
 Z = 24, 25, 28, 29, 30 
 
 (b) Com base na configuraçãoeletrônica feita, quais são os estados de 
oxidação esperados para cada um desses metais? Justifique.