Aula_2_Atomo_e_o_Mundo_Quantico_2016_Eliana_Valle_Modo_de_Compatibilidade_.pdf

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O Átomo e o Mundo Quântico
Estrutura da Matéria - Profa. Eliana Valle
2
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).n= hE
E, de acordo com a teoria de Planck, a energia é sempre emitida e
absorvida pela matéria em múltiplos inteiros de hn, 2hn, 3hn e assim
sucessivamente.
Exemplo:
Se a quantidade de energia emitida por um átomo for 3hn, dizemos que
foram emitidos 3 quanta de energia.
E, que as energias permitidas são quantizadas, isto é, seus valores são
restritos a determinadas quantidades.
3
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.
4
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: n= hE
5
Evidências do Comportamento Quântico do Átomo
Espectro da Luz Branca Emitida por um Filamento Aquecido
Espectro de um Tubo de descarga preenchido com Hidrogênio
A evidência da quantização da energia 
veio do estudo de espectros eletrônicos! Espectroscopia atômica
A luz branca é composta de uma 
mistura de ondas 
eletromagnéticas de todas as 
freqüências no espectro visível
Essa mistura de ondas pode ser 
separada utilizando um prisma
6
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!!
Um átomo pode perder energia 
somente em quantidades discretas
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 (1,096776 x 10
7 m-1), n1 e n2 são números inteiros
(n2 > n1).













=
l 2
2
2
1
111
nnh
RH
Equações semelhantes para as linhas que constituem as outras séries do espectro de H. 
8
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.
9
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.
Para que um elétron permaneça em sua órbita, a atração eletrostática
entre o núcleo e o elétron deve ser igual a força centrífuga , que tende a
afastar o elétron.
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 / 2
São permitidas as órbitas eletrônicas para as
quais o momento angular do elétron é um
múltiplo inteiro de h/2, em que h é a
constante de Planck.
10
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.n = 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, … )
  





= 
2
18 1J 1018.2
n
E
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 (hn).
Quando ni > nf, a energia é emitida.
Quando nf > ni, a energia é absorvida
f 








===D 
22
18 11J 1018.2
fi nn
hc
hE
l
n
f i
12
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 l é uma
propriedade ondulatória.
Sabendo que a luz pode se comportar como partícula, será que a 
matéria pode apresentar natureza ondulatória?
mv
h
=l
L. de Broglie
(1892-1987)
Partícula Função de onda
Dualidade onda-partícula
13
O Princípio da Incerteza de Heisenberg
• Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua
posição simultaneamente.
• Se Dx é a incerteza da posição e Dmv 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.

DD
4
·
h
mvx
W. Heisenberg
1901-1976
p = mv
Se a incerteza na posição é muito pequena, 
Δx pequeno, então a incerteza do momento 
linear deve ser grande, e vice-versa
14
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:  Y = EY
A função de onda (Y) 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.
15
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 (Y) corresponde a energia permitida para o
elétron e concorda com o resultado de Bohr para o átomo de H.
• Cada função de onda (Y) pode ser interpretada em termos de
probabilidade e (Y2) dá a probabilidade de encontrar o elétron
numa certa região do espaço.
• A solução da equação ou função de onda (Y) 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
16
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 ...
Y = fn (n, l, ml, ms)
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
Representaos níveis de energia!
Esses números quânticos serão usados para descrever orbitais atômicos e
para identificar os elétrons que neles se encontram.
17
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 subcamada nº elétrons
0 s (sharp) 2
1 p (principal) 6
2 d (diffuse) 10
3 f (fundamental) 14
18
l = 0 (orbital 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, Y2 = 0
• Para um orbital s, o número de
nós é n-1.
19
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais p
l = 1 (orbital p)
Quando l = 1, existe um plano 
NODAL que passa pelo núcleo. 
Plano Nodal: Y 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
20
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais d
l = 2 (orbital 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.
21
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais f
l = 3 (orbital f)
22
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
Denomina os orbitais individuais em uma subcamada
23
Orbitais e Números Quânticos
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 = -½ms = +½
De acordo com a mecânica quântica, 
o elétron tem dois estados de spin:
Paramagnetismo e Diamagnetismo
Paramagnético
Elétrons desemparelhados
2p
Diamagnético
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
26
Os Números Quânticos - Resumo
27
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
mesma série 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).
28
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
29
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
A energia total do átomo depende não apenas da somatória das energias dos orbitais,
mas também da energia de repulsão entre os elétrons que se encontram nesses orbitais.
30
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
As energias dos orbitais em uma dada 
camada é: s<p<d<f
31
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
Ordem de Preenchimento dos Orbitais
Diagrama de Pauling (Aufbau)
32
Notação da Configuração Eletrônica
Notação spdf - espectroscópica
Ex: H, Z = 1
Valor de n
no. de elétrons
Valor de l
1
1s
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.
33
Configuração Eletrônica na Tabela Periódica
34
L tio - LiLítio - Li
Grupo 1A
Z = 3
1s22s1 ---> 3 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
35
Ber lio - BeBerílio - Be
Grupo 2A
Z = 4
1s22s2 ---> 4 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
36
Boro -BBoro -B
Grupo 3A
Z = 5
1s2 2s2 2p1 ---> 5 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
37
Carbono -C
Grupo 4A
Z = 6
1s2 2s2 2p2 ---> 6 elétrons
Por quê não emparelhar o elétron? 
Regra de HUND1s
2s
3s
3p
2p
38
Nitrogênio - N
Grupo 5A
Z = 7
1s2 2s2 2p3 ---> 7 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
39
Oxigênio -OOxigênio -O
Grupo 6A
Z = 8
1s2 2s2 2p4 ---> 8 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
40
Fluor - F
Grupo 7A
Z = 9
1s2 2s2 2p5 ---> 9 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
41
Neônio - Ne
Grupo 8A
Z = 10
1s2 2s2 2p6 ---> 10 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Chegamos no final do 
segundo período!!!!!
42
Sódio - Na
Grupo 1A
Z = 11
1s2 2s2 2p6 3s1 ou 
“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
43
Alumínio - Al
Grupo 3A
Z = 13
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
[Ne] 3s2 3p1
1s
2s
3s
3p
2p
Elétrons de valência
44
Fósforo - P
Grupo 5A
Z = 15
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
[Ne] 3s2 3p3
1s
2s
3s
3p
2p
45
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
46
Metais de transição
Todos os elementos do 4º período tem configuração [Ar]nsx(n - 1)dy e, portanto,
são elementos do blocod.
Orbitais 3d usados do Sc-Zn
47
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 ?
48
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.
49
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+
50
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
51
Configuração Eletrônicas dos Elementos
1. Duas ondas eletromagnéticas são representadas abaixo:
(a) Qual a onda tem a maior freqüência?
R. Onda B
(b) Se uma onda representa a luz visível e a outra, a radiação
infravermelha, qual é uma e qual é outra?
R. Onda A – Infravermelho; Onda B – Visível
Exercícios
A B
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 freqüência dessa radiação (dados:
velocidade da luz = 3x108m/s).
R – 5,09 x 1014 Hz Hz = 1/s
Exercícios
3. Calcule os comprimentos de onda (em nm) das luzes de trânsito. Suponha que as
freqüências sejam: Verde (5,75 x 1014 Hz); amarelo (5,15 x 1014 Hz); vermelho (4,27
x 1014 Hz).
R – 521 nm
582 nm
702 nm
54
Exercício
4 - (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 configuração eletrônica feita, quais são os estados de
oxidação esperados para cada um desses metais? Justifique.
55
Resposta
Z=24 - [Ar] 4s1 3d5 --------Cr
Z=25 - [Ar] 4s2 3d5 --------Mn
Z=28 - [Ar] 4s2 3d8 --------Ni
Z=29 - [Ar] 4s1 3d10 -------Cu
Z=30 - [Ar] 4s2 3d10 -------Zn 3d
4s
56
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
f 








===D 
22
18 11J 1018.2
fi nn
hc
hE
l
n
f i
57
Resposta
Efóton = - 2,18 x 10
-18 J x (1/9 - 1/25)
Efóton = DE = -1,55 x 10
-19 J
l = 6,63 x 10-34 (J•s) x 3,00 x 108 (m/s)/1,55 x 10-19J
l = 1280 nm
Efóton = h x c / l
l = h x c / Efóton
f i
( )
1
n2
1
n2
Efóton = -2,18 x 10
-18 J 
Região do Infravermelho
(negativo para indicar que libera energia)
f 








===D 
22
18 11J 1018.2
fi nn
hc
hE
l
n
f i
58
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
l = h/m.v
l = 6,63 x 10-34 / (2,5 x 10-3 x 15,6)
l = 1,7 x 10-32 m = 1,7 x 10-23 nm
Comprimento de onda muito pequeno para ser detectado