Aula 2 Estrutura Atômica

Prévia do material em texto

Docente: Shirlene Kelly Santos Carmo 
Pau dos Ferros, 16 de fevereiro de 2016. 
Aula 2 – Estrutura Atômica 
 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Disciplina: Química Geral 
 
 
shirlene@ufersa.edu.br 
O Átomo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O ÁTOMO 
Atomismo Filosófico Cultura Grega 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 ELEMENTOS: (Ideia que perdurou por séculos) 
 
FOGO; 
AR; 
TERRA e; 
AR. 
Atomismo Filosófico Cultura Grega 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Demócrito de Abdera (470-390 a.C) 
 
– Batizou o conceito de átomo como partículas 
indivisíveis muito pequenas que constituiam a 
matéria. 
 
 
– Foi largamente combatido. 
 
Atomismo Filosófico Cultura Grega 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Aristóteles (384 a 322 a.C) 
 
– Defendia a continuidade da matéria; 
 
– Para ele, a matéria pode ser dividida 
infinitamente, sendo sempre possível fazer uma 
nova divisão. 
 
– Suas idéias prevaleceram até o século XVI. 
 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O que são modelos em ciência? 
 
 
Desenhe uma árvore!!! 
 
 
Você pode pegar uma folha ou fruto da sua árvore? 
 
 
NÃO! Pois o que você desenhou não foi uma árvore real, foi um modelo 
baseado em observações. 
A descoberta da Estrutura Atômica – Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Os átomos seriam minúsculas esferas maciças, indivisíveis e indestrutíveis. 
 Cada elemento é composto de átomos. 
 Todos os átomos de um elemento são idênticos. Átomos de elementos 
diferentes tem massas diferentes. 
 Nas reações químicas, os átomos não são alterados, porém trocam de parceiros 
para produzir novas substâncias. 
 Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se 
combinam. 
 
 
 
 
Dalton (1803) – Modelo da bola de bilhar 
 
A descoberta da Estrutura Atômica – Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS: “Átomos compostos se combinavam 
preferencialmente na relação 1:1” 
 
 
 
EX.: A água deveria possuir fórmula: “HO”; A amônia deveria ser “NH” 
Modelos Atômicos – O átomo é indivisível mesmo?! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
J. J. Thomson (1897) 
 
 J. J. Thomson (1897) descobriu os elétrons em experimentos do 
Raios Catódicos. Logo, os átomos são divisíveis. Através de uma 
experiência, ele comprovou a natureza elétrica da matéria, considerou 
que o átomo contêm minúsculas partículas com carga negativa 
chamadas elétrons. 
 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Thomsom (1897) – Tubos de raios catódicos 
 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• e e m, carga e massa do elétron; 
• k e k’, constantes definidas pelas características do aparelho; 
• x e y são os desvios do feixe de elétron, sobre a ação de cada campo 
aplicado. 
Thomsom (1897) – Proporção carga-massa do elétron 
 
-1,76 x 108 C/g 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Millikan (1909) – Experimento da gota de óleo 
 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• q, r, u’ e d, respectivamente, carga, raio, velocidade e densidade das 
gotículas de óleo; 
• h, viscosidade do ar; 
• g, aceleração da gravidade; 
• E, intensidade do campo aplicado. 
Carga com múltiplos de -1,60 x 10-19 C 
 
me = 9,1 x 10 
-31 Kg 
Massa e carga do elétron 
 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Thomson, então, propôs um 
modelo para o átomo que levava 
em consideração essas novas 
propriedades 
Este modelo para o 
átomo foi conhecido por 
“pudim de passas” 
Como a matéria no estado normal se 
apresenta neutra, deveria haver uma 
quantidade de carga positiva para neutralizar 
a carga desses elétrons 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como o átomo no estado normal é 
neutro, deveria haver uma quantidade 
igual de elétrons (carga negativa) e de 
carga positiva. 
A carga positiva se encontrava 
diluída e seria a maior parte do 
átomo e responsável por toda a 
sua massa praticamente 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
E. Rutherford (1911) 
 Rutherford, descobriu o núcleo e propôs a base para a estrutura 
atômica moderna através de seu experimento do desvio da partícula alfa. 
Para Rutherford, os átomos são compostos de duas partes: o núcleo e a 
parte extra-nuclear. 
 
 
 Seus experimentos provaram que o átomo é amplamente vazio e 
que possui um corpo altamente carregado positivamente em seu centro 
chamado núcleo. 
 
Experimento da partículas a 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Geiger e Marsden (dois 
colaboradores de Rutherford) 
elaboraram um experimento 
no qual partículas α incidiam 
sobre uma lâmina de ouro 
De acordo com o Modelo 
de Thomson para o 
átomo era esperado que 
As partículas α deveriam 
sofrer pequenos desvios na 
sua trajetória! 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Experimento de Rutherford 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusão 
 Rutherford demonstrou também a existência de uma partícula de 
massa muito maior que a do elétron, de carga de igual grandeza, mas de 
sinal contrário, portanto, positiva, que compõe o núcleo dos átomos, 
denominada próton. 
 Rutherford sugeriu uma estrutura planetária, semelhante ao 
sistema solar, onde o núcleo corresponde ao sol e os elétrons aos 
planetas que se movimentas num espaço vazio em órbitas fixas. 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Núcleo de carga positiva 
(constituído por prótons e 
nêutrons assim por ele 
denominadas) que continha 
praticamente toda a massa do 
átomo. Elétrons com cargas 
negativas girando ao 
redor do núcleo em 
trajetórias circulares. 
Conhecido como modelo “Planetário” 
Teoria atômica de Bohr: Origens da Teoria Quântica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Quando os átomos reagem, são os elétrons que interagem. A 
distribuição dos elétrons no átomo é chamada estrutura eletrônica. O 
melhor entendimento sobre a estrutura eletrônica é resultado da teoria 
quântica. 
 
 Havia um problema sério com o modelo atômico de Rutherford: de 
acordo com todos os princípios da física conhecidos em 1911, um átomo 
contendo um núcleo pequeno positivamente carregado deveria ser 
instável. 
 
 Dois anos depois de Rutherford ter lançado sua proposta, Niels 
Bohr tentou resolver o aparente paradoxo analisando a estrutura atômica 
utilizando a Teoria quântica da energia, o qual havia sido desenvolvido por 
Max Plank, em 1900. 
Origem da Teoria Quântica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Teoria Clássica da Radiação 
 
 
 Vemos a maioria dos objetos devido à luz que é refletida por 
eles. A Idéia que a luz é constituída por ondas eletromagnéticas 
deslocando-se no espaço foi aceita sem contestação, até 1900. Ou seja, 
todos os experimentos que utilizassem a luz poderiam ser explicados, 
imaginando-a como uma combinação de campos elétricos e magnéticos 
oscilantes propagando-se pelo espaço (ondas eletromagnéticas). 
 
 
Natureza Ondulatória da Luz 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Natureza Ondulatória da Luz 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Natureza Ondulatória da Luz 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c=λ . ν 
Velocidade 
da luz 
Comprimento 
de onda 
frequência 
 A radiação eletromagnética se movimenta através do vácuo com umavelocidade de 3,00 x 108 m/s. 
Natureza Ondulatória da Luz 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Espectro Eletromagnético 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A radiação visível tem comprimentos de onda entre 400 nm (violeta) e 750 nm (vermelho). 
 O espectro elétromagnético é o conjunto de radiações eletromagnéticas conhecidas. 
De todas as radiações eletromagnéticas, apenas a luz é captada pelo olho humano. Existem 
contudo outras radiações muito importantes, mas que o nosso olho não consegue captar: 
Espectro Eletromagnético 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Todo composto químico, quando levado à chama emite luz com 
cor característica. Por exemplo, na figura abaixo podem ser vistas as cores 
para diversos compostos metálicos quando levados à chama. 
 
Espectro Eletromagnético 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Quem apresenta menor frequência? 
- Quem apresenta maior frequência? 
Li 
K 
Energia Quantizada e fótons 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Plank (1900) 
 Apesar de o modelo ondulatório da luz explicar muitos aspectos 
de seu comportamento, existem vários fenômenos que ele não pode 
explicar. 
 
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 a frequência (v) , onde h é a constante de 
Planck (6,626 X 10-34 J.s). 
 E = h v Energia do Fóton 
 
 
Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa 
versus a subida em uma escada: 
 
 
 Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto na 
escada há uma alteração gradual e quantizada na altura. 
 
 
A radiação que varre uma matriz completa de diferentes 
comprimentos de onda é chamada de contínua. 
 
 
Energia Quantizada e fótons 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A Luz 
É a energia radiante em forma de partícula emitida sob certas 
circunstâncias pelos átomos e que pode ser detectada pela nossa retina. 
 
O Quantum 
A emissão dessa energia pelos átomos não se dá de uma maneira 
contínua, mas aos saltos, em pequenas quantidades denominadas 
‘quanta’. É o chamado salto quântico da Física quântica; logo, dizemos que 
a energia é quantizada ou discreta ao invés de contínua. 
 
O Fóton 
Em 1905, Einstein desenvolveu a idéia, proposta por Planck, de que a 
energia de um feixe de luz concentrava-se em pacotes, os fótons. O 
quantum de energia luminosa é o fóton. 
Energia Quantizada e fótons 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Efeito Fotoelétrico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Espectro de Linhas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O espectro produzido constitui-se de uma faixa contínua de 
cores. O arco-íris por exemplo, contendo luz de todos os comprimentos 
de onda, é chamado de espectro contínuo. 
Comprimento de onda (nm)
400 500 600
Espectro de Linhas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O espectro descontínuo de cada elemento serve para identificá-lo 
e cada uma das linhas ou raias é caracterizado por um λ (comprimento de 
onda). 
A visão moderna da estrutura Atômica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bohr(1913) 
 Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os 
planetas orbitam em torno do sol; 
 
 Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve 
perder energia; 
 
 Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de 
Rutherford; 
 
 Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu 
que a luz emitida por substâncias químicas quando levadas à chama ou sob 
efeito de um campo elétrico, ocorre porque os elétrons absorvem energia 
(térmica ou elétrica) e depois emitem a energia recebida na forma de luz. 
 De acordo com o modelo de Bohr, o elétron no átomo de 
hidrogênio percorre uma órbita circular de raio r, concêntrica em 
relação ao núcleo. Ele admitiu ainda, que o núcleo consiste de um 
único próton, cuja massa era muito superior à do elétron. Neste caso, 
pode-se considerar que o centro de massa do átomo esteja em cima do 
núcleo, isto é, toda a massa do átomo está centrada no núcleo. 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Após muita matemática, Bohr mostrou que a energia de cada orbita é 
dada por: 
 
 
 
 
 onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, … ). 
  





 
2
18 1
J 1018.2
n
E
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O novo modelo de Bohr pode ser resumido nos seguintes postulados: 
 
1. Um elétron descreve órbitas circulares ao redor do núcleo; 
2. As orbitas diferem entre si pelo raio e pela quantidade de energia; 
3. Um elétron pode encontrar-se em uma série limitada de orbitas; 
4. A passagem de um elétron de uma orbita para outra envolve 
absorção ou emissão de energia, conforme o elétrons se mova para a 
órbita mais externa ou mais interna, respectivamente; 
5. Enquanto permanecer em uma orbita, o elétron é dito estacionário e 
não emite energia; 
6. Cada órbita é caracterizada por um número quântico(n), que pode 
assumir valores inteiros(1,2,3,....). 
 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conceito Atômico Atual 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pode-se imaginar um átomo como uma partícula com duas regiões 
diferentes: o núcleo, no qual encontramos prótons e neutros, e a 
eletrosfera, na qual estão os elétrons conforme figura a seguir. 
Em azul claro está representada a 
eletrosfera, na ficam os elétrons 
(círculos azuis). Os prótons (círculos 
vermelhos) e os nêutrons (círculos 
pretos) encontram-se no núcleo. 
Conceito Atômico Atual 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conceito Atômico Atual 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Costuma-se representar um elemento químico (X) em termos de 
duas grandezas: o número atômico (Z) e a massa atômica (A), juntamente 
com o símbolo do elemento, conforme esquema a seguir. 
O número atômico representa o número de prótons que o átomo 
possui; 
A massa atômica representa a massa total do átomo, ou seja, 
basicamente a soma do número de prótons e de nêutrons, expressa em 
u.m.a. 
A diferença entre a massa atômica e o número atômico é igual ao 
número de nêutrons no núcleo. 
Conceito Atômico Atual 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Por convenção, o número atômico aparece sempre escrito como, 
por exemplo: 
 
 
 
 
 
 O significa que o átomo de carbono tem numero atômico a 6 (6 
prótons) e massa atômica igual a 12 (6 prótons + 6 nêutrons). 
 
CeHeLiH 126
4
2
7
3
1
1 ,,
Conceito Atômico Atual 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Isótopos 
 
 Todos os isótopos de um átomo têm em comum o número 
atômico (Z) e consequentemente o mesmo número de elétrons, 
produzindo assim uma carga total nula. Eles diferem uns dos outros 
apenas pela massa atômica. 
Conceito Atômico Atual 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Isóbaros 
 
 São átomos com a mesma massa atômica (A), mas com diferentes 
números de prótons (elementos diferentes). 
Conceito Atômico Atual 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Isótonos 
 
 São átomos que possuem a mesma diferença entre a massa 
atômica(A) e o número atômico (Z). Eles possuem, portanto, o mesmo 
número de nêutrons (n). 
Conceito Atômico Atual 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mecânica Quântica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Em 1926 Erwin Schrödinger formulou a equação de onda de 
Schrödinger, que descreve o comportamento ondulatório como o de uma 
partícula do elétron. Seu trabalhoabriu uma nova maneira de lidar com 
partículas subatômicas, conhecida como Mecânica Quântica ou Mecânica 
Ondulatória. 
 A resolução da equação de Schrödinger leva a uma série de funções 
matemáticas, chamadas funções de onda, que descrevem a questão 
ondulatória do elétron. 
A função de onda  ( psi). 
 A mecânica quântica altera a maneira de pensarmos sobre o movimento 
das partículas. No cotidiano, a trajetória de uma bola, a cada instante, é 
dada pela sua posição e velocidade (ou momento, massa x velocidade). 
 
 Pensamos assim, numa trajetória contínua para corpos em movimento. 
Na teoria de Bohr, o elétron, assim se imagina, orbitando em torno do 
núcleo, da maneira parecida com o movimento da Terra em torno do Sol. 
 
 A mecânica quântica altera em muito esta visão. 
 
 Em 1927, Werner Heisenberg mostrou que era impossível conhecer, 
simultaneamente, com absoluta exatidão, a posição e o momento de uma 
partícula como o elétron. 
Mecânica Quântica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mecânica Quântica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mecânica Quântica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mecânica Quântica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O modelo atômico ATUAL 
 
 Se sabe que os elétrons possuem carga negativa, massa muito pequena e que se 
encontram ao redor do núcleo atômico. 
 O núcleo atômico é situado no centro do átomo e constituído por prótons que são 
partículas de Carga elétrica positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837 vezes 
superior a massa do elétron, e por nêutrons, partículas sem carga e com massa 
ligeiramente superior a dos prótons. 
 O átomo é eletricamente neutro, por possuir números iguais de elétrons e prótons. 
 O número de prótons no átomo se chama número atômico, este valor é utilizado 
para estabelecer o lugar de um determinado elemento na tabela periódica. 
 A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos químicos conhecidos. 
 Cada elemento se caracteriza por possuir um número de elétrons que se distribuem 
nos diferentes níveis de energia do átomo correspondente. 
 Os níveis energéticos ou camadas, são denominados pelos símbolos K, L, M, N, O, P e 
Q. 
Mecânica Quântica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O número de massa é equivalente à soma do número de prótons e 
nêutrons presentes no núcleo. 
 O átomo pode perder elétrons, carregando-se positivamente, é 
chamado de íon positivo (cátion). E o átomo se torna negativo ganhando 
elétrons, sendo chamado íon negativo (ânion). 
 Os isótopos são átomos de um mesmo elemento com mesmo número 
de prótons (podem ter quantidade diferente de nêutrons). 
 Os isóbaros são átomos que possuem o mesmo número de massa. 
 Os isótonos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons. 
Erwin Schrödinger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg, 
reunindo os conhecimentos de seus prodecedores e contemporâneos, 
acabaram por desenvolver uma nova teoria do modelo atômico, além de 
postular uma nova visão, chamada de Mecânica ondulatória. 
 
 
 
Mecânica Quântica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orbitais e números atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Cada elétron, num átomo, é descrito por quatro números 
quânticos diferentes, três dos quais (n, l e m) especificam a função de 
onda do elétron. 
 
 A função de onda de um elétron num átomo é um Orbital 
Atômico. Um orbital atômico pode ser imaginado como a descrição 
qualitativa das regiões do espaço onde é elevada a probabilidade de se 
encontrar elétrons. 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
 
1) Número Quântico Principal (n): este número quântico é o que determina, em 
grande parte, a energia do elétron no átomo. Pode ter qualquer valor inteiro 
positivo: 1, 2, 3, ....Quanto menor n, mais baixa a energia. 
Orbitais e números atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O tamanho do orbital também depende de ‘n’. Quanto maior for o 
valor de n, maior será o orbital. Os orbitais que têm o estado quântico com o 
mesmo n constituem uma camada. As camadas são identificadas pelas letras: 
Orbitais e números atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) Número Quântico do Momento Angular (l): Este número quântico caracteriza 
orbitais que têm o mesmo n, mas formas diferentes; pode ter qualquer valor 
inteiro entre 0 e n-1. Esse número define a forma do orbital. 
Orbitais e números atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Para identificar uma subcamada numa certa camada escrevesse o valor 
do número quântico n da camada seguido pela identificação da subcamada. 
Assim, 2p identifica a subcamada com os números quânticos n = 2 e l = 1. 
3) Número Quântico Magnético (ml): este número quântico diferencia orbitais 
com o mesmo n (energia) e mesmo l (forma), mas tendo orientações diferentes 
no espaço. Os valores permitidos são inteiros desde –l até +l. 
Para l = 0 (subcamada s), o número quântico permitido m é 
apenas 0, isto é, só há um orbital na subcamada s. Para l =1 
(subcamada p), m = -1, 0, +1, há três orbitais. Cada orbital, numa 
mesma subcamada, têm a mesma energia. 
Orbitais e números atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4) Número Quântico do Spin (ms): este número quântico refere-se a duas 
orientações possíveis para o eixo do spin de um elétron. 
Orbitais e números atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orbitais e números atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O movimento de cada elétron é perfeitamente definido pelos 
seus quatro números quânticos: 
 
a) número quântico principal (n)  distância de 
maior probabilidade do elétron ao núcleo; 
 
b) número quântico secundário ou azimutal ()  orientação do 
orbital no espaço; 
 
c) número quântico magnético (m)  forma do orbital 
 
d) número quântico de spin (ms)  rotação do 
elétron em torno do seu eixo 
Orbitais e números atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Representado ψ2 frente a distancia do núcleo (r) vemos que a probabilidade de 
encontrar o elétron diminuindo conforme aumenta r . Isto indica que no estado 
fundamental a atração eletrostática do núcleo é suficientemente forte para 
manter o eletron em um raio próximo do núcleo. 
Representações dos Orbitais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ORBITAIS ‘S’ 
É o orbital de mais 
baixa energia e tem 
forma esférica, como 
mostrado ao lado: 
Representações dos Orbitais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Representações dos Orbitais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ORBITAIS ‘P’ 
ORBITAIS ‘D e F’ 
Representações dos Orbitais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Representações dos Orbitais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 6.22 - Forma do orbital f 
 Um dos objetivos vistos até aqui foi determinar as estruturas 
eletrônicas dos átomos. Visto que a mecânica quântica conduz a uma 
descrição muito elegante do átomo de hidrogênio. Entretanto, ele tem 
apenas um elétron. Como nossa descrição da estrutura eletrônica atômica 
mudaria quando considerássemos átomos com dois ou mais 
Átomos Polieletrônicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orbitais e suas energias 
Átomos Polieletrônicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A idéia importante é esta: em um átomo 
polieletrônico, para certo valor de n, a 
energia de um orbital aumenta como 
aumento do valor de ‘l’. Você pode ver isso 
ilustrado. Observe, por exemplo, que os 
orbitais com n = 3 aumentam sua energia na 
ordem s < p < d. A Figura ao lado é um 
diagrama de níveis de energia qualitativo. 
Átomos Polieletrônicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Spin do Elétron e Princípio de Exclusão de Pauli 
O princípio da exclusão de Pauli 
afirma que dois elétronsem um 
átomo não podem ter o conjunto de 
quatro números quânticos n, l,ml e 
ms. Iguais. Para um dado orbital (1s, 
2pz, etc.), os valores de n, l e m são 
fixos. Se quisermos colocar mais de 
um elétron em um orbital e 
satisfazer o princípio da exclusão de 
Pauli, nossa única escolha é assinalar 
diferentes valores de ms para os 
elétrons. Como existem apenas dois 
desses valores, concluímos que um 
orbital pode receber o máximo. 
Átomos Polieletrônicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Diagrama de Pauling 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Átomos Polieletrônicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Configurações Eletrônicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Uma orbital só pode conter no máximo, dois elétrons e estes devem ter números 
quânticos de spin opostos. Quando preenchemos orbitais da mesma energia (como são as 
três orbitais de p) devemos fazer primeiro o semi-preenchimento de cada uma, mantendo 
os elétrons com o mesmo spin, e só depois proceder ao emparelhamento de spins (colocar 
electrões com spins opostos. 
 
Exemplo: 
Configurações Eletrônicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Regra de HUND 
Configurações Eletrônicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Como podemos observar o Lítio é o primeiro membro dos metais 
alcalinos (grupo IA). O elemento posterior ao lítio é o berílio; sua configuração 
eletrônica é 1s22s2. O boro, número atômico 5, tem configuração eletrônica 1s22s2 
2p1. O quinto elétron deve ser colocado em um orbital 2p porque o orbital 2s está 
preenchido. Como todos os três orbitais 2p estão com energias iguais, não 
importa qual orbital 2p é ocupado. 
 
 
 Com o próximo elemento, o carbono, deparamos com uma situação 
nova. Sabemos que o sexto elétron tem de ir para um orbitaI 2p. Entretanto, esse 
novo elétron vai para o orbital2p, que já tem um elétron, ou para um dos outros? 
 
 
Essa pergunta é respondida pela regra de Hund, que afirma que para orbitais 
degenerados, a menor energia será obtida quando o número de elétronscom o 
mesmo spin for maximizado. Isso significa que os elétrons ocuparão 
individualmente os orbitais até a máxima extensão possível, com o mesmo 
número. 
Configurações Eletrônicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A regra de Hund é baseada em parte no fato de que os elétrons se 
repelem. Ocupando orbitais diferentes, os elétrons permanecem afastados 
quando possível um do outro, assim minimizando as repulsões elétron-elétron. 
Configurações Eletrônicas Condensadas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O sódio tem o número atômico 11, e ele tem um único elétron 3s além 
da configuração estável do neônio. Pode-se, mos abreviar a configuração 
eletrônica do sódio como a seguir: 
 
 Na: [Ne]3s1 
 
 O símbolo Ne representa a configuração eletrônica dos 10 
elétrons do Neônio, 1s22s2 2p6.