Aula 3-Química Geral I -turma N2 2013

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Estrutura Eletrônica
QUÍMICA
A Ciência Central
9ª Edição
Química Geral I
Profª. Livia Carneiro
 Luz (energia radiante), ou radiação eletromagnética: observou-se o
comportamento dos elétrons no átomo;
 Cores características de luz (espectro de linhas): arranjo dos
elétrons nos átomos;
 Os elétrons existem apenas em certos níveis de energia ao redor
do núcleo e a energia está envolvida na movimentação de um
elétron de um nível para outro;
 Devido às propriedades ondulatórias da matéria é impossível
determinar a posição exata e o movimento preciso de um elétrons
(princípio de incerteza de Heisenberg).
 A maneira como os elétrons estão distribuídos nos átomos é
descrita pela mecânica quântica em termos de orbitais.
 O conhecimento das energias dos orbitais bem como algumas
características fundamentais dos elétrons nos permitem determinar
os modos pelos quais os elétrons estão distribuídos entre vários
orbitais em um átomo (configuração eletrônica)
Contexto
• Luz:
Partícula ou Onda ?
Energia quantizada e fótons
• Século XIX:
– A Luz era considerada apenas como onda 
eletromagnética;
– Fenômenos não explicados:
Energia quantizada e fótons
O efeito fotoelétrico e os fótons
• Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados
fótons.
• A energia de um fóton:  hE
Energia quantizada e fótons
O efeito fotoelétrico e fótons
• O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de 
partícula da luz - “quantização”.
• Se a luz brilha na superfície de um metal, há um ponto no qual
os elétrons são expelidos do metal.
• Os elétrons somente serão expelidos se a frequência mínima é 
alcançada.
• Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido.
• Acima da frequência mínima, o número de elétrons expelidos
depende da intensidade da luz.
Energia quantizada e fótons
O efeito fotoelétrico e fótons
Albert Einstein encontrou uma explicação para essas observações: 
propôs que a radiação eletromagnética é feita de partículas, que 
mais tarde foram chamadas de fótons. Cada fóton pode ser 
entendido como um pacote de energia, e a energia do fóton 
relaciona-se com a frequência da radiação (E = h)
Um elétron só pode ser expelido do metal se receber do fóton, durante a colisão, uma 
quantidade mínima de energia.
Se o fóton tem energia suficiente, a cada colisão observa-se a ejeção imediata de um elétron.
Evidência de que a radiação eletromagnética 
comporta-se como onda:
Difração: desvio na trajetória da onda, Padrão de intensidade máximas e 
mínimas geradas por um objeto colocado no caminho de um feixe de luz.
Um padrão de difração é obtido quando máximos e mínimos de ondas que 
viajam por um caminho interferem em máximos e mínimos de ondas que viajam 
por outro caminho
Se os máximos coincidem, a amplitude de onda aumenta e ocorre interferência 
construtiva. Se os máximos de uma onda coincidem com os mínimos de outra há 
interferência destrutiva
Exemplo:
Difração de raios-X:
Efeito fotoelétrico: radiação eletromagnética se 
comporta como algo semelhante a partículas
Difração: radiação eletromagnética se comporta 
como onda
Dualidade onda-partícula
• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável
perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.
• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou:
• Sugeriu que todas as partículas deveriam ser entendidas como tendo
propriedades de ondas. O comprimento de onda associado à “onda da
partícula” é inversamente proporcional à massa da partícula e à 
velocidade.
• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto  é uma
propriedade ondulatória.
• de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas se os objetos
são pequenos.
mv
h

Propriedades ondulatórias do 
elétron
Não há experimento que possa ser realizado 
de forma a demonstrar que o elétron se 
comporta simultaneamente como onda e 
partícula
Os cientistas aceitam a dualidade onda-partícula
Os elétrons apresentam as duas propriedades 
Mecânica quântica e orbitais
atômicos
Princípio da Incerteza de Heisenberg (Físico Alemão) (1920)
É impossível saber a posição de um elétron em um 
átomo e sua energia com qualquer grau de 
certeza se o elétron for descrito como uma onda.
Mecânica quântica e orbitais
atômicos
Princípio da Incerteza de Heisenberg 
É impossível fixar a posição de um elétron em um 
átomo e sua energia com qualquer grau de 
certeza se o elétron for descrito como uma onda.
Se escolhermos conhecer a ENERGIA de um
elétron em um átomo, haverá uma incerteza
com relação a sua POSIÇÃO DO ESPAÇO ao
redor do núcleo do átomo.
O princípio da incerteza
• 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.
• 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:
• o produto das incertezas em duas medidas simultâneas não pode ser 
menor do que um certo valor constante. Portanto, se a incerteza na
posição é muito pequena, então a incerteza no momento linear deve
ser muito grande


4
·
h
mvx
O comportamento ondulatório da matéria
• Como as partículas tem propriedades de onda, 
não podemos esperar que elas se comportem 
como objetos pontuais que se movem em 
trajetórias precisas.
• A abordagem de Schrodinger foi substituir a 
trajetória precisa da partícula por uma função de 
onda (a letra grega psi), uma função matemática 
cujos valores variam com a posição.
• Densidade de probabilidade
O comportamento ondulatório da matéria
Schrödinger (Físico Austríaco - 1926) propôs
uma equação matemática empregando os Conceitos
da Mecânica Quântica : uma equação que contém os
termos onda e partícula
A resolução da equação leva às funções de onda () psi – associada a um 
valor permitido de energia para o elétron.
• O quadrado da função de onda (2) fornece a probabilidade de se
encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o
átomo.
•O quadrado da função de 
onda (2) fornece a 
probabilidade de se encontrar
o elétron numa certa região
do átomo
• Fornece a DENSIDADE 
ELETRÔNICA para o átomo.
Distribuição da densidade 
eletrônica no estado 
fundamental do átomo de 
hidrogênio
Mecânica quântica e orbitais atômicos
ORBITAL
Local com maior probabilidade de 
se encontrar o elétron
Energia e forma 
característica
Mecânica quântica e orbitais atômicos
ORBITAL
dependem de 3 Números Quânticos
Servem para definir os estados de energia e os orbitais 
disponíveis para os elétrons
Saberemos a ENERGIA e a POSIÇÃO 
APROXIMADA de um elétron no átomo
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
• Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de 
onda e as energias para as funções de onda.
• Chamamos as funções de onda de orbitais.
• A equação de Schrödinger 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
2. O número quântico azimutal ou angular, l
• Podem assumir os valores: l = 0, 1, 2, 3, (n-1)
• Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d, f )
• Representam fisicamente o sub-nível (subcamada) do
elétron e sua forma geométrica no espaço.
Valor de l Símbolo da Subcamada 
correspondente
0 s
1 p
2 d
3 f
Mecânica quântica e orbitais atômicos
3. O número quântico magnético, m.
•Tem os valores: m = -l , 0 , +l
•Representa fisicamentea orientação espacial do orbital 
em uma subcamada.
•Orbitais em uma determinada subcamada diferem quanto
a orientação no espaço e não quanto a energia.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Resumindo:
“n descreve o nível a que o elétron
pertence em um átomo, l descreve
o subnível dentro daquele nível e m
está relacionado com a orientação
do orbital dentro daquele subnível”.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
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.
Representações Orbitais
Representações Orbitais
Orbitais s
Representações Orbitais
Orbitais p
• 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. 
Representações Orbitais
Orbitais p
lóbulo
Representações Orbitais
Orbitais d e f
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
• 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.
Representações Orbitais
Orbitais d
Representações Orbitais
Orbitais f
Representações Orbitais
• Os orbitais podem ser classificados em termos de
energia para produzir um diagrama de Aufbau
(diagrama de construção).
• Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para
um sistema de um só elétron.
• À medida que n aumenta, o espaçamento entre os
níveis de energia torna-se menor.
 Orbitais e números quânticos
Representações Orbitais
 Orbitais e números quânticos
Níveis de energia dos orbitais
para o átomo de hidrogênio,
onde cada quadrículo
representa um orbital.
Representações Orbitais
• Orbitais de mesma energia são conhecidos como
degenerados.
• Para n  2, os orbitais s e p não são mais
degenerados porque os elétrons interagem entre
si.
• Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se
ligeiramente diferente para sistemas com muitos
elétrons.
 Orbitais e suas energias
 Orbitais e suas energias
Disposição de níveis de
energia do orbital em
átomos polieletrônicos, até
os orbitais 4p.
 Diagrama energético dos subníveis
Disposição de níveis de
energia do orbital em
átomos polieletrônicos, até
os orbitais 6d.
Spin eletrônico
• O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha
como um par de linhas minimamente espaçado.
• Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o 
porquê.
• Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo 
magnético e os átomos foram então detectados.
• Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em
um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.
• O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra
cada linha como um par de linhas minimamente
espaçado.
• Em 1921, Otto Stern e Walter Gerlach planejaram
um experimento para determinar o porquê.
• Um feixe de átomos de prata (Ag), que contém
somente um elétron desemparelhado, passou através
de uma fenda e por um campo magnético e os átomos
foram então detectados.
• Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons
girando em um sentido e a outra com os elétrons
girando no sentido oposto.
 Spin eletrônico e o princípio da exclusão de 
Pauli
Ilustração do experimento de Stern e Gerlach.
Átomos nos quais o número quântico de spin eletrônico
(ms) dos elétrons desemparelhados é + ½ são desviados
em um sentido, e aqueles nos quais ms é – ½, no outro.
Evidência experimental do spin eletrônico
Spin eletrônico
•Número
Quântico
Magnético de 
Spin, definimos
ms = ½.
Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
• ms = número quântico de rotação =  ½.
• O princípio da exclusão de Pauli: dois
elétrons não podem ter a mesma série de 4 
números quânticos. Portanto, dois elétrons no 
mesmo orbital devem ter spins opostos.
Spin eletrônico e o 
Princípio da Exclusão de Pauli
EX: He (2 elétrons atribuídos ao orbital 1s)
n=1, l=0, ml = 0, ms = +1/2
n=1, l=0, ml = 0, ms = -1/2
Configuração Eletrônica
É a maneira na qual os 
elétrons estão distribuídos 
entre os vários orbitais de um 
átomo
A mais estável é aquela cujo os
elétrons estão nos estados mais
baixos possíveis de energia
Os orbitais serão preenchidos 
pelos elétrons em ordem 
crescente de energia
Linus Carl Pauling (Químico americano)
Elaborou um dispositivo prático que permite
colocar todos os subníveis de energia
conhecidos em ordem crescente de energia.
É o processo das diagonais, denominado
Diagrama de Pauling. A ordem crescente de
energia dos subníveis é a ordem na sequência
das diagonais.
Configurações eletrônicas
Regra de Hund
• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais
os elétrons de um elemento estão localizados.
• 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).
Configurações eletrônicas
Regra de Hund
EX:
6C
8O
1s 2s 2p
1s 2s 2p
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p4
Configuração de Quadrículas
Configurações eletrônicas
Exemplos:
2. Para distribuir 5 elétrons em um subnível p, tem-se:
3. Para distribuir 5 elétrons em um subnível d, tem-se:
4. Para distribuir 9 elétrons em um subnível f, tem-se:
   
  
   


Configurações eletrônica 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
Na: [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].
• Para formar um cátion a partir de um átomo neutro, um ou mais 
elétrons de valência são removidos;
• Elétrons são removidos do nível com maior valor de n;
• Caso existam vários subníveis dentro do nível mais 
externo, os elétrons com maior valor de l são removidos
• Na: [1s2 2s2 2p6 3s1]
• Na+: [1s2 2s2 2p6] + e-
Configuração eletrônica de íons
Faça a configuração de quadrículas para os elétrons de
valência de cada um dos seguintes elementos e indique
quantos elétrons desemparelhado cada um tem; indique os
números quânticos do último elétron colocado.
(a) S; (b) Sr; (c) Fe; (d) Zr; (e) Sb;
Exercício
• Faça a distribuição eletrônica dos seguintes elementos e dê 
sua configuração eletrônica condensada
• N (Z=7) 
• Na (11)
• Si (Z= 14)
• Ar (Z = 18) 
• Ne ( = 10)
Exercício
 A tabela periódica pode ser utilizada
como um guia para as configurações
eletrônicas, onde o número do periodo é 
o valor de n.
Configuração eletrônica
e a tabela periódica
• Os grupos 1A e 2A têm o 
orbital s preenchido.
• Os grupos 3A -8A têm o 
orbital p preenchido.
Configuração eletrônica
e a tabela periódica
• Os grupos 3B -2B têm oorbital d preenchido.
Configuração eletrônica
e a tabela periódica
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Configuração eletrônica
e a tabela periódica
Configuração eletrônica
e a tabela periódica
Apresentam distribuição eletrônica irregular