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Estrutura da Matéria - Profa. Eliana Valle
Estrutura Atômica 
Evolução da Teoria Atômica
• Toda a matéria é formada por entidades indivisíveis e extremamente pequenas: os
átomos
• Cada elemento químico é constituído de átomos.
• Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos.
• Nas reações químicas, os átomos não são alterados.
• Os compostos são formados quando átomos, iguais ou não, se combinam.
• Lei de Dalton das proporções múltiplas:
Quando dois elementos formam diferentes compostos, a proporção da massa dos
elementos em um composto está relacionada à proporção da massa do outro através
de um número inteiro pequeno.
Postulados de Dalton
Dalton (1804) – átomo indivisível
• A Descoberta do Elétron: Tubos de Raios Catódicos (Thomson - 1897) 
Descoberta da Estrutura Atômica – O elétron
Raios catódicos – raios emitidos quando uma grande diferença de potencial é aplicada 
entre dois eletrodos em um tubo de vidro sob vácuo.
Thomson (1897) – 1ª evidência experimental da estrutura interna dos átomos -
descoberta da existência de cargas elétricas (1º modelo eletrônico do átomo)
cátodo ânodo
• Partículas negativas se deslocam do eletrodo negativo para o eletrodo positivo.
• A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de um campo magnético
externo. 
o Ao interagir com o um campo magnético perpendicular a um campo elétrico
aplicado, os raios catódicos podem sofrer diferentes desvios.
o A quantidade do desvio depende da proporção carga-massa do elétron.
Descoberta da Estrutura Atômica – O elétron
Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-
massa de um elétron é 1,76 x 108 C/g.
A partir dessa relação foi possível medir a carga do elétron
• Gotas de óleo são borrifadas sobre 
uma chapa carregada positivamente 
contendo um pequeno orifício. 
• À medida que as gotas de óleo passam 
através do orifício, elas são carregadas 
negativamente.
• A gravidade força as gotas para baixo. 
O campo elétrico aplicado força as 
gotas para cima.
• Quando uma gota está perfeitamente 
equilibrada, seu peso é igual à força de 
atração eletrostática entre a gota e a 
chapa positiva.
Descoberta da Estrutura Atômica – O elétron
• A Determinação da Carga do Elétron: Experimento de Millikan 
Utilizando este experimento, Millikan determinou
que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 C e
conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108
C/g, calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.
Massa do elétron atualmente é 9,10939 x 10-28 g.
Modelo Atômico de Thomson
Pudim de passas
• Conseguiu mostrar a existência de cargas elétricas (positivas e negativas) em
um átomo.
• Explicou a existência de metais e não-metais, a emissão de luz pelos átomos
excitados e a presença de materiais radioativos (não completamente).
Além dos elétrons, o que mais o átomo contém?
Sabia-se da existência dos elétrons e que os átomos eram eletricamente
neutros!
• Um alto desvio no sentido da chapa positiva ocorre quando a radiação é negativamente 
carregada e tem massa pequena- radiação β (elétrons).
• Nenhum desvio ocorre quando a radiação é neutra - radiação γγγγ
• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente ocorre quando a 
radiação é carregada positivamente e apresenta massa grande - radiação αααα.
Descoberta da Estrutura Atômica – O núcleo
• Radioatividade: Experimentos de H. Becherel e M. Curie 
Rutherford (1908) - descoberta do núcleo do átomo
Como a maioria das partículas α passa pela chapa sem sofrer desvio, a maior parte do
átomo deve consistir de carga negativa difusa com pequena massa (elétrons).
Os grandes desvios das partículas α indicam que o centro, ou núcleo do átomo, deve ser
constituído de uma carga positiva densa (que ficou conhecida como prótons)
Descoberta da Estrutura Atômica – O núcleo
• A descoberta do núcleo atômico: Experimento de Rutherford 
Modelo Atômico de Rutherford
Sistema Planetário
• Os átomos não têm carga elétrica, portanto quantidade de elétrons deve ser
igual a de prótons.
• A maioria dos átomos apresentam massa maior do que o previsto pelo conjunto
de prótons e elétrons!!
• Propôs a existência dos nêutrons (partículas pesadas e sem carga).
Elétron: Massa = 9,109382 x 10-28 g
Carga = - 1,602176 x 10-19 C (-1)
Próton: Massa = 1,672622 x 10-24 g 
Carga = 1,602176 x 10-19 C (+1)
Nêutron: Massa = 1,674927 x 10-24 g 
Carga = 0 
Tamanho do Átomo 
em 
Relação ao Núcleo
100.000 x maior
10
Modelo Atômico – Linha do Tempo
Demócrito:
(grego) 
partícula
indivisível
Dalton:
experimentos
bola de bilhar Thomson: 
1º. Exp. 
Estrutura Interna
pudim de passas
Rutherford: 
Experimentos 
comprovou 
exist. do núcleo;
previu exist. 
de nêutrons
modelo nuclear
Comprovou-se
a existência 
do nêutron
a.C 1803 1897 1908 1932 
Parâmetros Atômicos
Número Atômico (Z): quantidade de prótons no átomo.
Z = p = e
Número de Massa (A): a soma das partículas (prótons e
nêutrons) que constituem o núcleo do átomo.
A = Z + n
Lembrar que:
massa p ~ massa n = 1840 x massa e-
Todos os átomos podem ser identificados pelo número de prótons e nêutrons
que contêm!
Propriedades Atômicas
ISÓTOPOS: mesmo número de prótons (número atômico).
ISÓBAROS: mesmo número de massa (p + n).
ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
Propriedades Atômicas
ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam elétrons 
ISOELETRÔNICOS: mesmo número de elétrons.
• As massas de partículas fundamentais são expressas em unidades de massa
atômica (uma) ou (u).
• A massa atômica é a massa de um átomo em unidades de massa atômica
determinada experimentalmente.
• O elemento padrão para definir a escala de massa atômica foi o Carbono com
seis prótons e seis nêutrons (12,000 uma).
• Assim 1 uma = 1/12 da massa de um átomo de C
Número de Massa e Massa Atômica
1 uma = 1,66054 x 10-24 g
1 g = 6,02214 x 1023 uma
Número de Massa e Massa Atômica
Exemplo:
Em média, 1 átomo de H contém 8,400% da massa do carbono-12. 
Como a massa de 1 átomo de carbono-12 = 12,000 uma
A massa atômica do hidrogênio é: 0,084 × 12,000 uma = 1,008 uma
As massas atômicas dos outros elementos são massas relativas à massa 
do Carbono-12 e são determinadas experimentalmente.
A massa atômica real não é por definição
um número inteiro , exceto para: carbono-12 = 12,000 uma
Por causa da existência natural de isótopos, a massa de uma coleção de átomos
apresenta um valor médio e é este o valor que é representado na tabela periódica,
por exemplo:
Abundância Isotópica
10B 11B
Exemplo:
O Boro na Natureza é encontrado 19,91 % na forma do isótopo 10B e 80,09 % na forma do 
isótopo 11B.
A massa atômica média do B é: 
(0,1991)(10,0129 uma) + (0,8009)(11,0093 uma) = 10,81 uma
10,81 uma x 1,66054 x 10-24 g/uma = 1,7950 x 10-23 g
17
Determinação da Abundância Isotópica e Massa Atômica
Espectro de 
massa
Neônio – 3 isótopos naturais
Espectrometria de massas
É verdade que a massa atômica equivale a soma das partículas que 
constituem o átomo ??
Massa Atômica x Soma das Partículas Constituintes
Vamos analisar o caso do deutério (2H)
1 próton + 1 nêutron = (1,007276 uma) + (1,008665 uma)
Deutério = 2,015941 uma
Segundo dados de espectrometria de massas 2H = 2,01355 uma
Equivale a uma variação de massa de - 0,00239
Não confundir Número de massa com Massa Atômica
Será que o modelo atômico de Rutherford é completo?
Modelo Atômico Atual
Como explicar porque os elétrons não caem no núcleo?
Todos elétrons no átomo têm a mesma energia?
Qual é a orbita dos elétrons. Onde estão localizados no espaço?
Mecânica Quântica
1) Se estivessem parados, cairia sobre o núcleo
2) Se estivessem em movimento, qual a trajetória? Física Clássica
• Maxwell 
Desenvolveu um modelomatemático para descrever todas as formas de radiação em 
termos de campos elétricos e magnéticos oscilantes (que variam com o tempo) e que 
atravessam o vácuo a 3x108m s-1 (c-velocidade da luz).
Surgimento da Mecânica Quântica - Histórico
C = λ x ν C = velocidade da luzλλλλ = comprimento de onda
νννν = frequência
• Radiação do Corpo Negro
Quando se aquece um objeto, a intensidade de radiação emitida aumenta ao passo que o
comprimento de onda diminui. Esse objeto ficou conhecido como corpo negro.
Surgimento da Mecânica Quântica - Histórico
À medida que um objeto é aquecido, ele passa a brilhar com 
maior intensidade. A cor da luz emitida muda do vermelho para 
o branco conforme a temperatura é aumentada 
(Incandescente).
As teorias da época previam que a intensidade da 
radiação aumentaria continuamente com a 
diminuição do comprimento de onda, fato que não 
condiz com a realidade
Max Planck resolveu o problema da 
catástrofe do ultravioleta
A Hipótese de Planck
A hipótese de Planck implica em que a radiação de freqüência, ν, pode ser
gerada somente se energia suficiente estiver disponível.
h = Constante de Planck = 6,6262 x 10-34 J.s
v = frequência
Baseado nas observações anteriores Planck (1900) fez uma das maiores
descobertas do mundo atômico: a quantização da energia.
Cria a idéia de PACOTES DE ENERGIA → QUANTA
E = h • ννννOs átomos oscilantes a uma frequência v, podem trocarenergia com sua vizinhança somente em pacotes de
magnitude:
O efeito fotoelétrico só é observado quando uma luz de freqüência adequada atinge uma amostra
metálica, arrancando elétrons superficiais e fazendo com que o metal adquira carga positiva .
O Efeito Fotoelétrico
Outra evidência dos “Pacotes de energia”
Observações experimentais:
• Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha freqüência acima de um determinado
valor característico para cada metal. Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor
que seja a intensidade da radiação;
• A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a freqüência da radiação
incidente.
Einstein propôs que a 
luz é formada por 
fótons com 
comportamento de 
partículas
1. Duas ondas eletromagnéticas são representadas abaixo:
(a) Qual a onda tem a maior freqüência?
(b) Se uma onda representa a luz visível e a outra, a radiação
infravermelha, qual é uma e qual é outra?
ExercíciosExercíciosExercíciosExercícios
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).
ExercíciosExercíciosExercíciosExercícios
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).
O Átomo e o Mundo Quântico
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).ν= hE
E, de acordo com a teoria de Planck, a energia é sempre
emitida e absorvida pela matéria em múltiplos inteiros de hν,
2hν, 3hν e assim sucessivamente.
Exemplo:
Se a quantidade de energia emitida por um átomo for 3hνννν, dizemos
que foram emitidos 3 quanta de energia.
E, que as energias permitidas são quantizadas, isto é, seus valores
são restritos a determinadas quantidades.
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.
Evolução da Teoria Atômica QuânticaEvolução da Teoria Atômica QuânticaEvolução da Teoria Atômica QuânticaEvolução 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: ν= hE
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
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 107 m-1), n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1).








−





=λ 2221
111
nnh
RH
Equações semelhantes para as linhas que constituem as outras séries do espectro de H. 
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.
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 / 2pi
São permitidas as órbitas eletrônicas para as quais o
momento angular do elétron é um múltiplo inteiro
de h/2pi, em que h é a constante de Planck.
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.ν = 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 (hν).
Quando ni > nf, a energia é emitida.
Quando nf > ni, a energia é absorvida
f( )








−×−===∆ − 22
18 11J 1018.2
fi nn
hchEλν
f i
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( ) 






−×−===∆ − 22
18 11J 1018.2
fi nn
hchE λν
f i
Resposta
Efóton = - 2,18 x 10-18 J x (1/9 - 1/25)
Efóton = ∆E = -1,55 x 10-19 J
λ = 6,63 x 10-34 (J•s) x 3,00 x 108 (m/s)/1,55 x 10-19J
λ = 1280 nm
Efóton = h x c / λ
λ = h x c / Efóton
Região do Infravermelho
(negativo para indicar que libera energia)
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 λ é uma
propriedade ondulatória.
Sabendo que a luz pode se comportar como partícula, será que a 
matéria pode apresentar natureza ondulatória?
mv
h
=λ
L. de Broglie
(1892-1987)
Partícula Função de onda
Dualidade onda-partícula
m = massa
V = velocidade
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
Resposta
λ = h/m.v
λ = 6,63 x 10-34 / (2,5 x 10-3 x 15,6)
λ = 1,7 x 10-32 m = 1,7 x 10-23 nm
Comprimento de onda muito pequeno para ser detectado
O Princípio da Incerteza de Heisenberg
• 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:
Na escala de massa de partículas atômicas, não podemos 
determinar exatamente a posição, a direção do movimento e 
a velocidade simultaneamente.
pi
≥∆∆
4
·
h
mvx
W. Heisenberg
1901-1976
p = mv Se a incerteza na posição é muito pequena, ∆x 
pequeno, então a incerteza do momento linear
deve ser grande, e vice-versa
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: ΗΗΗΗ ΨΨΨΨ = EΨΨΨΨ
A função de onda (Ψ) 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.
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 (Ψ) corresponde a energia permitida para o elétron
e concorda com o resultado de Bohr para o átomo de H.
• Cada função de onda (Ψ) pode ser interpretada em termos de
probabilidade e (Ψ2) dá a probabilidade de encontrar o elétron numa
certa região do espaço.
• A solução da equação ou função de onda (Ψ) 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
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 ...
Ψ = fn (n, l, ml, ms)
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
Representa os níveis de energia!
Esses números quânticos serão usados para descrever orbitais atômicos e
para identificar os elétrons que neles se encontram.
Os Números Quânticos
2 - O número quântico azimutal (ou angular), 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
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,Ψ2 = 0
• Para um orbital s, o número de
nós é n-1.
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais p
l = 1 (orbital p)
Quando l = 1, existe um plano 
NODAL que passa pelo núcleo. 
Plano Nodal: Ψ 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 deml, -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
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.
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais f
l = 3 (orbital f)
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
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
De acordo com a distribuição desses elétrons nos orbitais, um compostos 
pode apresentar propriedades paramagnéticas ou diamagnéticas
Os Números Quânticos - Resumo
d
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).
A Energia dos Orbitais em umÁtomo Monoeletrônico
Energia depende apenas do número quântico n
En = -RH ( )1n2
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
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.
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
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
Ordem de Preenchimento dos Orbitais
Diagrama de Pauling (Aufbau)
Notação da Configuração Eletrônica
Notação spdf
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.
Configuração Eletrônica na Tabela Periódica
L tio - LiLítio - Li
Grupo 1A
Z = 3
1s
2s
3s
3p
2p
1s22s1 ---> 3 elétrons
Ber lio - BeBerílio - Be
Grupo 2A
Z = 4
1s
2s
3s
3p
2p
1s22s2 ---> 4 elétrons
Boro -BBoro -B
Grupo 3A
Z = 5
1s
2s
3s
3p
2p
1s2 2s2 2p1 ---> 5 elétrons
Carbono -C
Grupo 4A
Z = 6
Por quê não emparelhar o 
elétron? 
Regra de HUND
1s
2s
3s
3p
2p
1s2 2s2 2p2 ---> 6 elétrons
Nitrogênio - N
Grupo 5A
Z = 7
1s2 2s2 2p3 ---> 7 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Oxigênio -OOxigênio -O
Grupo 6A
Z = 8
1s2 2s2 2p4 ---> 8 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Fluor - F
Grupo 7A
Z = 9
1s2 2s2 2p5 ---> 9 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Neônio - Ne
Grupo 8A
Z = 10
1s2 2s2 2p6 ---> 10 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Chegamos no final do 
segundo período!!!!!
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
Alumínio - Al
Grupo 3A
Z = 13
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
[Ne] 3s2 3p1
1s
2s
3s
3p
2p
Elétrons de valência
Fósforo - P
Grupo 5A
Z = 15
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
[Ne] 3s2 3p3
1s
2s
3s
3p
2p
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
Metais de transição
Todos os elementos do 4º período tem configuração [Ar]nsx(n - 1)dy e, portanto,
são elementos do bloco d.
Orbitais 3d usados do Sc-Zn
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 ?
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.
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+
3d4s
Fe3+
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
Configuração Eletrônicas dos Elementos
Exercício
(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.
Exercício
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