Modelo Atômico e Números Quânticos

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Prof. Me. Ismael L. Costa Jr. 
Ministério da Educação 
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ 
Campus Medianeira REVISÃO 
 
Modelo Demócrito 
Modelo Dalton 
Modelo Thomson 
Modelo Rutherford 
Modelo Bohr 
Modelo Orbital 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
 
 De acordo com a mecânica quântica, os vários níveis de energia 
no átomo são compostos de um ou mais orbitais. 
 A fim de investigar a maneira pela qual os átomos estão 
arrumados no espaço, devemos examinar primeiro os níveis de energia 
no átomo. 
 
1. Número quântico principal (n) 
 Dá o tamanho dos orbitais (níveis de energia). É representado 
pela letra n e pode assumir qualquer número inteiro diferente de zero. 
Revela a camada onde o átomo se encontra. 
No quântico principal 1 2 3 4 ................ 
Designação por letra K L M N ................ 
2. Número quântico do momento angular ou 
secundário ou ainda azimutal (l) 
 
 Especifica a subcamada (subnível) e assim, a forma 
do orbital. É representado por l e pode apresentar 
valores de zero até n - 1. 
 
n = 1 (K) n – 1 l = 0 
n = 2 (L) n – 1 l = 0 e l = 1  L tem duas subcamadas 
 
 
Valor de l 0 1 2 3 4 ................ 
 
Designação da s p d f g ................. 
Subcamada 
As subcamadas s, p, d e f são as únicas ocupadas por elétrons nos 
átomos em seu estado fundamental (estado de mais baixa energia). 
 
3. Número quântico magnético 
 
 Dá a orientação do orbital no espaço. É representado pela letra m e pode 
assumir valores inteiros de – l até +l. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 -4,-3, -2, -1, 0, +1, +2,+3,+4 4 g 
7 -3, -2, -1, 0, +1, +2,+3 3 f 
5 -2, -1, 0, +1, +2 
 
2 d 
3 -1, 0, +1 1 p 
1 0 0 s 
no de orbitais (2l + 1) m l subnível 
 5f        
n = 7  
 6p    
 5d      
 4f        
 
n = 6 6s  
 5p    
 4d      
 
n = 5 5s  
 
 4p    
 3d      
n = 4 4s  
 
 3p    
n = 3 3s  
 
 2p    
n = 2 2s  
 
 
n = 1 1s  
E 
 Pode então ser atribuído um conjunto 
de valores para n, l e m. 
 
 Quanto maior o n maior a energia 
média dos níveis pertencentes à camada. 
 
    têm a mesma energia só para 
átomos isolados, não para átomos em 
compostos químicos. 
2 
Distribuição espacial dos elétrons 
 A visão diferente, de como o elétron pode ser encontrado 
em torno do núcleo, dada pela mecânica quântica em relação ao 
modelo de Bohr, é uma consequência do Princípio da Incerteza de 
Heisemberg, 1927, que diz: 
 
“é impossível conhecer simultaneamente a posição exata e a 
quantidade de movimento (ou momento linear) de um elétron, com 
precisão suficiente para poder descrever sua trajetória em um 
determinado nível de energia. 
 
 Ao se tentar medir, ao mesmo tempo, tanto a posição 
quanto à quantidade de movimento de uma partícula, estas medidas 
estarão sujeitas a erros relacionados entre si pela equação: 
h 
4 
 x.p  
x  incerteza na posição 
p  incerteza na quantidade de movimento 
h  constante de Planck 
p = m.v 
 Qualquer modelo mental do átomo não deverá, ao 
mesmo tempo, localizar o elétron e descrever seu movimento. 
 
 A visualização do átomo de forma tão correta como o 
modelo de Bohr, com suas trajetórias ou órbitas bem definidas, 
deve estar errado pois contraria o princípio da incerteza. 
 
 A mecânica quântica trata da probabilidade de encontrar 
o elétron em um pequeno elemento de volume, em torno do 
núcleo. 
4. Número quântico de spin 
 
 
 Este número surgiu em decorrência de o elétron se comportar como 
se estivesse girando. O movimento circular da carga faz com que o 
elétron atue como um pequeno eletroimã. 
 Ele dá o sentido da rotação do elétron. É representado pela letra s e 
pode assumir valores de + ½ e – ½ . 
 
4. Número quântico de spin 
 
 Este número surgiu em decorrência de o elétron se comportar como se 
estivesse girando. O movimento circular da carga faz com que o elétron 
atue como um pequeno eletroimã. 
 Ele dá o sentido da rotação do elétron. É representado pela letra s e 
pode assumir valores de + ½ e – ½ . 
 
Princípio de Exclusão de Pauli 
 
 “Não existem dois elétrons num átomo que possuam os mesmos 
valores para todos os números quânticos”. 
 
 
 
 
 
 
 
n =3 
l = 1 
m = +1 
s = -1/2 
 
+1 0 -1 
n =3 
l = 1 
m = +1 
s = +1/2 
n =3 
l = 1 
m = 0 
s = +1/2 
n =3 
l = 1 
m = -1 
s = +1/2 
 Só podem ter no máximo 2 
elétrons em qualquer orbital, 
logo: 
 s  2e- 
 p  6e- 
 d  10e- 
 f  14e- 
Ex.: 3p4 
Regra de Hund 
 
 “Os elétrons serão colocados um em cada orbital e só depois é que estes 
serão completados” 
 
Ex.: 3p3 e não 
 
 
 5d6 e não 
 
 O número de elétrons desemparelhados deve ser o máximo possível. 
 
 O spin do elétron é responsável pela maioria das propriedades 
magnéticas que se encontram associadas com os átomos e moléculas. 
 
 Substâncias que têm elétrons desemparelhados são paramagnéticas (são 
fracamente atraídas por um campo magnético). 
ESTRUTURA ELETRÔNICA OU CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 
É a forma como os elétrons estão distribuídos entre os orbitais de um 
átomo. Em um átomo, no seu estado fundamental, os elétrons são 
encontrados nos níveis de mais baixa energia. 
 
 
 
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d 
 
ordem crescente de energia 
Ordem de preenchimento das subcamadas. 
3 
 Os elétrons nas camadas abaixo da camada mais externa são chamados 
cerne de elétrons ou core. 
 
Exemplos: 
6C  distribuição  1s
22s22p2 ou [He] 2s22p2 
 
  diagrama orbital  
 
 
 
 
21Sc  distribuição  1s
22s22p63s23p64s23d1 ou [Ar] 4s23d1 
 
  diagrama orbital  
core 
4s 3d 
[Ar]       
 
1s 2s 2p 
     
 
 
2s 2p 
[He]     
 
 2He  1s
2 
 
 18Ar  1s
22s22p63s23p6 
 
 
 
core 
Exemplos de exceções 
 
 Crômio (Z = 24)  [Ar] 4s13d5 
 
 
 
 Cobre (Z = 29)  [Ar] 4s13d10 
 
 
 Isto acontece porque um átomo ganha estabilidade extra, 
semipreenchendo (1e- por orbital) ou preenchendo completamente (2e- por 
orbital) uma subcamada de mais de um orbital. 
 No Cr e no Cu os níveis de energia de 3d e 4s estão suficientemente 
próximos entre si e uma subcamada d semipreenchida (Cr) ou totalmente 
preenchida (Cu) fornece estabilidade suficiente para produzir estas 
configurações. 
4s 3d 
[Ar]       
 
4s 3d 
[Ar]       
 
e não 
4s 3d 
[Ar]       
 4s 3d 
[Ar]       
 
e não 
Próton Nêutron Elétron + 0 – 
Be 
4 
8 2+ 
íon cátion 
+ + 
+ + 
– 
– 
– 
– 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ + 
+ 
– 
– 
– 
– 
– 
– 
– 
– 
O 
8 
16 2– 
íon ânion 
É a espécie química que tem o 
número de prótons 
diferente do 
número de elétrons 
Quando o átomo 
PERDE elétrons o íon ter-CARGA POSITIVA 
e será chamado de 
CÁTION 
O átomo de ferro 
PERDEU 3 ELÉTRONS 
para produzi-lo Fe 
56 
26 
3+ 
Quando o átomo 
GANHA elétrons o íon terá 
CARGA NEGATIVA 
e será chamado de 
ÂNION 
O átomo de oxigênio 
GANHOU 2 ELÉTRONS 
para produzi-lo 
O 
16 
8 
2 – 
Vamos exercitar??? 
01) Para os elementos abaixo apresentar a distribuição eletrônica 
completa e resumida, o diagrama orbital, a quantidade de 
elétrons desemparelhados e os números quânticos para o 
último elétrons 
a) 35Br 
b) 26Fe 
c) 18Ar 
d) 20Ca
+2 
e) 19F
- 
 
4 
Vamos exercitar??? 
02) Nos conjuntos de quatro números quânticos (n, 
l, m e s), identifique qual ou quais não podem 
existir e explique o porquê. 
a) {4, 2, -1,+½}; 
 
b) {5, 0, -1,+½}; 
 
c) {4, 4, -1,+½}. 
 
Vamos exercitar??? 
03) Quais são os números quânticos, principal e 
azimutal, para cada um dos seguintes orbitais? 
a) 3p; 
 
b) 5d; 
 
c) 4f; 
 
d) 6s;