Modelos_Atomicos

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Química Geral QUI016
Base das Teorias Atômicas
Profa. Ju Fedoce
Química Geral QUI016
Teorias Atômicas: Pré-Aula
https://docs.google.com/forms/d/1WSumUT6iFA4Ysd22LLizhNovIdzYhyiIf8S
3cdSweoQ/viewanalytics 2
Química Geral QUI016
Teorias Atômicas: Histórico
Anacronismo: Significa usar os conceitos e ideias
de uma época para analisar os fatos e resultados
de outra.
Significa tentar usar os conceitos e
ideias de dos pensadores da época na qual os fatos
e resultados ocorreram ou foram desenvolvidos.
Diacronismo: 
3
Teoria atômica
Q
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ím
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a
G
e
ra
l
Todo tipo de matéria fosse formado por minúsculas
partes sem divisão.
Sem divisão (em grego) : Átomo
Hipóteses de Demócrito:
✓ Os átomos são Indivisíveis;
✓ Os átomos encontram-se em constante movimento;
✓ Universo é constituído por um número infinito de átomos, e
eternos;
Não foram comprovadas por Demócrito e seus contemporâneos.
Átomo: Primeiros Conceitos
~400 aC. Democritus 
4
https://pt.wikipedia.org/wiki/Dem%C3%B3crito
Domínio público, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=638487
Teoria atômica
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Hipóteses de Aristóteles:
✓ A matéria pode ser dividida infinitamente;
✓ E todos os elementos eram restritos à: Ar, Terra,
Fogo e água;
✓ Também não foi comprovada.
(384 a.C. 322 a.C.)
5
Átomo: Primeiros Conceitos
Até o Fim da Idade Média modelos intuitivos persistiram.
https://pt.wikipedia.org/wiki/Arist%C3%B3teles
Imagem: https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=5459574
Teoria atômica
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6
Filosofia x Observações e Experimentos
✓ Gay-Lussac propõe a Lei das combinações volumétricas;
✓ Louis Proust propõe a Lei das proporções fixas.
As leis foram propostas a partir de experimentos e apresentadas.
Mas não explicavam o porquê desses acontecimentos.
Átomo: A Evolução do modelo
Imagem: https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=773055
Lavoisier 
~ 1780
No século XVIII...
✓ Antoine Lavoisier reconhece e nomeia os
elementos H e O e propõe a Lei da conservação das
massas;
Teoria atômica
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Modelos Atômicos: Dalton
John Dalton
(1766 -1844 )
7
Estudou do comportamento físico dos gases,
Em 1803 publicou os princípios da teoria atômica.
Forneceu bases científicas à teoria atômica de Demócrito.
Postulados de Dalton:
1 - A Matéria é composta de partículas fundamentais: os átomos.
2 - Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser 
criados nem destruídos.
3 - Todos os átomos de um dado elemento são idênticos
4 - As transformações químicas consistem em combinações ou 
rearranjo de átomos.
5 - Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais 
elementos em uma razão fixa.
Teoria atômica
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8
Explicou:
A Conservação das massas nas reações químicas
A Lei das composições definidas.
Modelos Atômicos: Dalton
“ Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser 
criados nem destruídos.” e “Todos os átomos de um dado elemento 
são idênticos “
“As transformações químicas consistem em combinações ou
rearranjo de átomos” e “Compostos químicos são formados de
átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa”
Teoria atômica
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Em 1833: Faraday - Mesma quantidade de corrente elétrica: quantidades
diferentes de massa depositadas de metais diferentes;
Em 1886, o físico alemão E. Goldstein usou um tubo Crookes modificado para 
produzir um novo tipo de raio que era produzido no cátodo => Raios catódicos
Modelos Atômicos: Experimentos Posteriores 
9
+
-
Teoria atômica
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l J. J. Thomson
(1856 - 1940)
Nobel: 1907 
10
Modelos Atômicos: Experimentos Posteriores 
1897, Experimentos de raios catódicos
Os raios catódicos são desviados pela ação de um campo
elétromagnético.
os resultados obtidos independiam da natureza do gás ou
material utilizado na confecção do tubo.
Hipótese: os raios catódicos são cargas de eletricidade negativa
transportadas por partículas de matéria.
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Experimentos Posteriores: Thomson, 1897
O reconhecimento do elétron*
1
Ainda em 1897, determinou a relação carga/massa de um
elétron : 1,76 ×108C/g
A quantidade de desvio dos raios catódicos depende do campo
aplicado;
Por sua vez, a quantidade do desvio também depende da
proporção carga-massa do elétron.
Mas qual seria a carga do elétron? 
Teoria atômica
*A literatura indica que o nome foi dado por G. J. Stoney em 1874 como unidade básica 
de eletricidade. https://en.wikipedia.org/wiki/George_Johnstone_Stoney
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l
Com a descoberta dos das cargas positivas e dos elétrons, Thomson
propôs que eles estariam uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio
elétrico entre as cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons.
Modelos Atômicos: Thomson, 1904
Postulados de Thomson
1 - No átomo, os elétrons com carga negativa localizam-se no
interior de uma distribuição contínua de carga positiva.
2- Devido à repulsão mútua os elétrons estariam uniformemente
distribuídos na esfera de carga positiva.
3- O átomo em seu menor nível de energia possível apresenta os
elétrons fixos em suas posições de equilíbrio. Em átomos excitados,
os elétrons vibrariam em torno de suas posições de equilíbrio.
2
Teoria atômica
https://en.wikipedia.org/wiki/Plum_pudding_model
Imagem: Giovanna Barbosa 
https://en.wikipedia.org/wiki/Plum_pudding_model
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l Grande Massa Positiva
Elétrons
Modelos Atômicos: Thomson, 1904
3
Teoria atômica
https://en.wikipedia.org/wiki/Plum_pudding_model
Imagem: Giovanna Barbosa 
https://en.wikipedia.org/wiki/Plum_pudding_model
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Experimentos Posteriores: Millikan 1909
Experimento da gota de óleo: Demonstração de que a
eletricidade é composta por partículas.
Todas as cargas elétricas são múltiplos de uma unidade
elementar definida: 1,60 x 10ˉ¹9 C.
4
Robert A. 
Millikan
(1868 – 1953)
Nobel: 1923
Teoria atômica
qe = 1,60 x 10ˉ¹9 C.
Relação carga/massa de um elétron: 1,76 ×108C/g (Thomson)
Assim, a massa do elétron: me = 9,1 x 10ˉ31 kg
Por KIWANGA, Christopher Amelye - http://pt.scribd.com/doc/48312717/Fisica-Atomica, CC BY-SA 3.0, 
https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=27803999
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Experimentos Posteriores: Millikan, 1909
Carga e Massa do elétron
5
Dúvida: Se o elétron é tão leve, e o átomo é 
neutro, onde estão as cargas positivas? 
Teoria atômica
27/02/2014 S. Sturm et al, nature, 506, 467, 2014
*me=9,106426491 x 10ˉ31 kg
Massa do elétron atualizada
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Experimentos Contemporâneos: 1896 – 1902
Raios X
Em 1896, Wilhelm Röntgen descobre os raios-x
Em 1896 a 1902, Henri Becquerel, Marie Curie e Pierre
Curie, descobrem a radiação emitida por átomo de
urânio.
Radioatividade
6
Marie Curie
(1867 - 1934)
Nobel 1903
Nobel 1911
Teoria atômica
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Modelos atômicos: Rutherford, 1911 
Em 1896 Ernest Rutherford começa a trabalhar também com
estas radiações, e em 1902 ele consegue caracterizá-las.
Ernest
Rutherford
(1871 - 1937)
Nobel : 1908.
7
Radiação β: Alto desvio no sentido da chapa positiva
Radiação com carga negativa e massa baixa
Radiação γ: Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. 
Radiação α: Pequeno desvio no sentido da chapa negativa.
Radiação com carga positiva e de massa alta. 
Elétrons
Nêutrons
Prótons
Teoria atômica
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Modelos Atômicos: 
Conclusões de Rutherford X Modelo de Thomson
8
✓ Radiação com carga negativa e massa baixa; 
✓ Radiação neutra; 
✓ Radiação com carga positiva e de massa alta. 
Teoria atômica
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9
Modelos atômicos: Rutherford, 1911
Estudo da Radiação α (radiação de carga positiva) :
Teoria atômica
O resultado de Rutherford contesta o modelo de Thomson!
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Modelos atômicos: Rutherford, 1911
Postulados de Rutherford
10
1- átomo é esférico, com a carga positiva localizada no centro e com
uma carga negativa difusaem torno dele. Definição do centro do
átomo : Núcleo.
2- O átomo consiste de entidades neutras, positivas e negativas
3- As entidades positivas e neutras estão no núcleo do átomo, que é
pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo.
4 -Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do
volume do átomo se deve aos elétrons.
5- Pode haver um número variável de entidades neutras para o
mesmo número de entidades positivas.
Teoria atômica
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Modelos atômicos: Rutherford, 1911
Conclusões de Rutherford
11
4 –”Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do 
volume do átomo se deve aos elétrons.” 
Evolução e Mudança do Modelo atômico
Teoria atômica
Atenção figura 
não está em 
escala! 
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5- “Pode haver um número variável de entidades neutras para
o mesmo número de entidades positivas”
Para cada carga negativa haverá uma carga positiva
Rutherford, 1919
Definição de entidade de carga positiva: próton
Determinação de massa do próton: m= 1,673 x 10 -27 kg
Então, assim como o elétron, o próton é uma partícula.
Chadwick, 1932
Definição de entidade de carga neutra: nêutron
Determinação de massa do nêutron: m= 1,675 x 10 -27 kg
12
Modelos atômicos: Rutherford, 1911
Conclusões de Rutherford e Consequências do Modelo
Teoria atômica
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Propriedades das partículas subatômicas
13
Modelos atômicos: Rutherford, 1911
Conclusões de Rutherford e Consequências do Modelo
Partícula Símbolo Carga/ C Massa/ Kg
Elétron e− −1,602 x 10 -19 9,109 x 10 -31 
Próton p +1,602 x 10 -19 1,673 x 10 -27 
Nêutron n 0 1,673 x 10 -27 
Unidade de carga: −1,602 x 10 -19 C, 
Convenção qe = − 1
qp = +1
Teoria atômica
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Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. 
Número de massa (A) = número total de partículas no núcleo
Moseley: Determinação do número atômico
Raios catódicos
Raios X emitidos apresentavam propriedades diferentes para
elementos diferentes. 
Convenção: 
5- “Pode haver um número variável de entidades neutras para
o mesmo número de entidades positivas.”
14
Modelos atômicos: Rutherford, 1911
Conclusões de Rutherford e Consequências do Modelo 
Números atômicos, números de massa e Isótopos
YA
Z
Teoria atômica
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l Isótopos
Isótopos têm o mesmo número atômico (Z),
Porém o número de massa (A) é diferente.
Modelos atômicos: Rutherford, 1911
Conclusões de Rutherford e Consequências do Modelo 
Números atômicos, números de massa e Isótopos
15
Elemento Símbolo Número
atômico (Z)
Número de 
Massa (A)
Abundância
hidrogênio 1H 1 1 99,985%
deutério 2H ou D 1 2 0,015%
trítio 3H ou T 1 3 hv)
2- Elétrons são ejetados imediatamente, por mais baixa que seja a intensidade
de radiação. (cada fóton tem energia suficiente e necessária para a ejeção )
3- A energia cinética dos elétrons ejetados varia linearmente com a frequência
de radiação incidente. (Ecinética = hv – E0 , E0 é a energia mínima para remover o
elétron.
Teoria atômica
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Modelos Atômicos: Bohr, 1913
Evolução do modelo pela Teoria Quântica
Niels Bohr
1885- 1962
Nobel: 1922
8
Problema 1: Pela Física Clássica, haveria colisão do elétron
com o núcleo.
Átomo seria instável de acordo com a teoria de Rutherford.
Teoria atômica
hE 
elétron
O Elétron colidiria com o núcleo! 
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Modelos Atômicos: Bohr, 1913
Evolução do modelo pela Teoria Quântica
Niels Bohr
1885- 1962
Nobel: 1922
9
Problema 2: Explicar o espectro do átomo de Hidrogênio
Era formado por linhas e não bandas. 
Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e
admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos
de energia.
Esses estados foram denominados órbitas.
Teoria atômica
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2- Fornecendo energia a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e
saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas
originais, devolvem a energia recebida em forma de luz.
3- Essa energia é absorvida e emitida na forma de um fóton:
10
1- Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do
núcleo, sem emitirem nem absorverem energia.
Modelos Atômicos: Bohr, 1913
Teoria sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria
Quântica da Radiação.
Postulados de Bohr
hE 
Teoria atômica
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1- Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor 
do núcleo, sem emitir nem absorver energia.
Consequências do Modelo atômico de Bohr
Números Quânticos
H Li Na
n= 1 n=2 n=3
11
onde n é o número quântico principal (n = 1, 2, 3, ....)
Teoria atômica
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Modelos Atômicos: Bohr, 1913
Explicações do fenômenos
Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos
excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas.
Após muita matemática, Bohr mostrou que:
n é o número quântico principal  





 
2
18 1
1018,2
n
 JE
A primeira órbitatem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se 
que ela tem energia negativa.
A órbita mais distante do núcleo tem n próximo ao infinito e corresponde à 
energia zero.
12
Teoria atômica
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As linhas (cores) nos espectros surgem devido ao movimento
dos elétrons entre os estados de energia no átomo.
Modelos Atômicos: Bohr, 1913
Explicações do fenômenos
13
2- “Fornecendo energia a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e
saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas
originais, devolvem a energia recebida em forma de luz.”
Teoria atômica
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l
 












22
18 11
J 1018.2
if nn
hc
hE
Quando ni > nf, a energia é emitida.
Quando nf > ni, a energia é absorvida.
Modelos Atômicos: Bohr, 1913
Explicações do fenômenos
Para emissões e absorções de energia: 
14
Teoria atômica
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Problema: O espectro de linhas dos outros átomos era descrito de forma 
rudimentar. 
Resumo do Modelo de Rutherford-Bohr, 1913
Méritos: - Explicar apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. 
- Definir os níveis de energia quantizada para os elétrons. 
15
Teoria atômica
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Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma
equação matemática, que "qualquer partícula em
movimento estaria associado a um fenômeno
ondulatório".
Experimentos Posteriores: De Broglie, 1925
Dualidade onda-partícula da matéria
16
Louis Broglie
(1892 – 1987)
Nobel 1929
Núcleo
Teoria atômica
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Princípio da dualidade da matéria de Louis de Broglie: o
elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se
como matéria e energia sendo uma partícula-onda.
Confirmação experimental: Difração de elétrons (1925)
Experimentos Posteriores: De Broglie, 1925
Dualidade onda-partícula da matéria
Utilizando as equações de Einstein E= mv2
e de Planck E= hv
De Broglie mostrou
mv
h

17
Teoria atômica
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Experimentos Posteriores: Pauli, 1925
O Princípio da Exclusão
Dúvida: Se todos os átomos tem a mesma composição no nível
subatômico, porque os elementos se apresentam tão diferentes? 
Ideia de Pauli:
Cada nível quântico pode acomodar um número fixo de elétrons.
Se este nível está “cheio” um novo nível (órbita) deveria ser criado.
Não houve comprovação experimental contemporânea do
princípio, mas experimentos e teorias posteriores mostrariam que
ele estava correto.
18
Teoria atômica
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Equação que contém os termos onda e partícula.
Função de onda: ψ
Descreve o movimento do elétron ou de qualquer partícula que
tenha comportamento ondulatório em função de suas
coordenadas espaciais e do tempo.
Densidade de probabilidade: ψ2
Define a probabilidade de se encontrar o elétron em uma
determinada região do espaço. 
1
Descrevendo o movimento dos elétrons
Schrödinger, 1926
Ψ
Ψ
2
Ψ
2
2
V
xm
E 




Erwin 
Schrödinger
(1887 – 1961)
Nobel 1933
Teoria atômica
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O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala
de massa de partículas atômicas, não podemos
determinar exatamente a posição, a direção do
movimento e a velocidade simultaneamente.
Experimentos Posteriores: Heisenberg, 1927
O Princípio da Incerteza
4
h
mvx  ·
2
Para os elétrons*: não podemos determinar seu
momento e sua posição simultaneamente.
Se Δx é a incerteza da posição e Δmv é a
incerteza do momento, então:
Werner K. 
Heisenberg
(1901 – 1976)
Nobel 1932
h=6,626 X 10-34 J s
Teoria atômica
* E outras partículas subatômicas
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l
Schrödinger, 1926
Propõe uma forma mais física de entender o problema.
Usando a expressão para a energia cinética clássica e a relação de
De Broglie:
3
Ψ
Ψ
2
Ψ
2
2
V
xm
E 




2
2
2
2
 e 
2
1
λ
λ
m
h
E
mv
h
mvE
k
k


Teoria atômica
A energia é proporcional a múltiplos
do comprimento de onda () 
Teoria atômica
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a
G
e
ra
l
4
2
22
2
2
8
,....
2
mL
hn
E
n
L
m
h
E
n
k




2L
λ :Assim
.... 3, 2, 1,n com λ
2
1
n 
2
3
 λ, λ,
2
1


Energia
En, Determina novavemente a 
quantização da energia
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G
e
ra
l
Evolução das teorias 
5
Thomson (1904) 
Dalton (1803)
Rutherford (1911)
Bohr
(1911)
Schorödinger (1911)
Teoria atômica
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ra
l
6
07 de Março de 2012, CERN 
Padrão de difração de elétrons para N2
Duração: 5 10 −15s
Louis DiMauro, da Universidade de Ohio. N2
Teoria atômica
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G
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l
7
Vídeos complementares 
Teoria atômica
https://www.youtube.com/watch?v=MTuyEn-ngIQ
http://topdocumentaryfilms.com/atom-tim/
Natureza ondulatória do elétron (matéria) 
Documentários da BBC, aúdio em inglês legendas em 
espanhol
Química Geral QUI016
Orbitais e 
Átomos Polieletrônicos
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l
Números quânticos
9
Nome Símbolo Valores Determina Indica
Principal n 1,2,3…. Camada tamanho
Momento angular
orbital 
l 0,1,…n −1 Subcamada forma
Magnético ml l, l −1, …, −1 Orbitais da subcamada Orientação
spin s Estado de spin 
Direção do 
spin 2
1
- ,
2
1
Átomos polieletrônicos
Orbitais
Q
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a
G
e
ra
l
Orbitais e números quânticos
Número quântico principal, n.
10
L
L
Q
u
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ic
a
G
e
ra
l
11
Orbitais
Orbitais e números quânticos
Orbitais atômicos
Ψ: Funções de onda: Orbitais atômicos
ψ(r,θ,φ) = R(r) Y(θ,φ)
Para o estado fundamental do Hidrogênio:
Ψ
Ψ
2
Ψ
2
2
V
xm
E 




Parte Radial Parte Angular 
ψ(r,θ,φ) 
2123
0
0
2
12
// π
x
a
e
a
r

2
0
0
4
em
a
e
πε
 Raio de Bohr, a0 =0,539 x 10 -10 m
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
12
Orbitais
Orbitais e números quânticos
Número quântico de momento angular do orbital (azimutal), l.
Esse número quântico depende do valor de n.
l =0, 1, 2, 3, ..., n -1 e define as subcamadas
s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3.
orbitais s, p, d e f.
Número quântico magnético, ml.
Esse número quântico depende de l.
ml = -l , 0, +l.
Fornece a orientação do orbital no espaço.
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
13
Orbitais
0
21
3
0
1
Ψ ar
e
a
/
/










π
02
0
21
3
0
2
2
1
4
1
Ψ ar
e
a
r
a
/
/


















π
1s
2s
2p
3s
3p
Orbitais e suas funções de ondas














 02
21
5
02
1
4
1
Ψ ar
re
a
/
/
π
cosθ (2pz) 
sen θ cosθ (2px) 
senθsenφ (2py) 
03
3
00
21
3
0 9
22
3
3
1
9
1
Ψ ar
e
a
r
a
r
a
/
/


















π






















 03
0
21
5
0 3
2
2
1
27
2
Ψ ar
re
a
r
a
/
/
π
cosθ (3pz) 
sen θ cosθ (3px) 
senθsenφ (3py) 
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
14
Orbitais



















3
3
32
32
6
1
81
1
Ψ 032
21
7
0
ar
er
a
/
/
π
senθcosθ cosφ (3dxz) 
senθcosθsenφ (3dyz) 
sen2θcos2φ (3dx2−y2 )
Orbitais e suas funções de ondas
3d
(3cos2θ −1 ) (3dz2) 
sen2θsen2φ (3dxy)
Parte Radial
Parte Angular 
ml 
Número quântico
magnético
n
Número quântico
principal 
l
Número quântico
Momento angular
Orbitais
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
Orbitais e suas energias
15
Camadas Subcamadas Orbitais
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
Orbitais s
À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
16
Orbitais
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
17
Orbitais
Orbitais p
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
18
Orbitais
Orbitais d
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
19
Orbitais
Orbitais f
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
20
Átomos polieletrônicos
Spin
Evidência: Espectro apresentava cada “linha“ : par de linhas minimamente
espaçado.
Experimento de Stern e Gerlach
Placa coletora
Feixe de átomos
Magneto
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
Spin eletrônico
21
Átomos polieletrônicos
spin é quantizado: ms = + ½, - ½.
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
22
O princípio da exclusão de Pauli
Dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. 
Portanto, dois elétrons no mesmoorbital devem ter spins opostos.
“Cada nível quântico pode acomodar um número fixo de elétrons.
Se este nível está “cheio” um novo nível (órbita) deveria ser criado.”
Átomos polieletrônicos
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
23
Átomos polieletrônicos
Distribuição eletrônica
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
24
Átomos polieletrônicos
Tabela Periódica
Q
u
ím
ic
a
G
e
ra
l
25
Átomos polieletrônicos
Tabela Periódica
Não ocupados
por elétrons
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
n=6
n=7
n=8
…
2
8
18
32
32
18
2
2
8
18
32
50