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Slides de Química

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Estrutura eletrônica
A energia do elétron (no átomo) é descrita pela função de onda
(Y).
Função de onda
(equação que descreve as propriedades do átomo)
Y depende de n, l, ml, ms
Nível de energia
Forma do orbital
Orientação espacial e número de orbitais 
possível
Spin eletrônico
Y = fn(n, l, ml, ms)
Nível (camada) – elétrons com o mesmo valor de n
Sub-nível (sub-camada) – elétrons com os mesmos valores
de n e l
Orbital – elétrons com os mesmos valores de n, l, e ml
2
8
18
32
32
18
8
Quantos elétrons um orbital pode acomodar?
Se n, l, e ml são fixos, então ms = ½ ou - ½ !
Y = (n, l, ml, ½) ou Y = (n, l, ml, -½)
2 elétrons!
Quantos elétrons um sub-nível pode acomodar?
Quantos orbitais 2p existem no átomo?
2p
n=2
l = 1
Se l = 1, então ml = -1, 0, ou +1
3 orbitais
Quantos elétrons podem ser alocados no sub-nível 3d ?
3d
n=3
l = 2
Se l = 2, então ml = -2, -1, 0, +1, ou +2
5 orbitais podem acomodar um total de 10 e-
Distribuição eletrônica
 Regra de Hund:
A configuração eletrônica mais estável para orbitais de uma mesma
subcamada é aquela em que existe o maior número possível de elétrons
com spins paralelos (não emparelhados).
 Princípio da exclusão de Pauli:
Dois elétrons não podem ter os mesmos quatro números quânticos em
qualquer átomo (se estão no mesmo orbital spins opostos!)
 Princípio de Aufbau (Preenchimento):
Preenchimento elétron a elétron se dá iniciando-se pelos níveis e subníveis
de menor energia (isto é mais próximos do núcleo).
Ordem de preenchimento de orbitais
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
1s1
Número quântico
principal (n)
Número quântico momento angular (l)
Número de elétrons no orbital
Representação de orbitais
H
1s1
Átomo de Hidrogênio
Energia dos orbitais no átomo multi-eletrônico
Energia depende de n e l : depende do tipo de orbital (Ex: orbital 1s: 
probabilidade de encontrar o elétron próximo do nucleo é maior). 
n=1 , l = 0
n=2 , l = 0
n=2 , l = 1
n=3 , l = 0
n=3 , l = 1
n=3 , l = 2
Energia dos orbitais em um átomo monoeletrônico
Energia depende somente de n
En = -RH ( )
1
n2
n=1
n=2
n=3
(Princípio de Aufbau)
H 1s1 He 1s2
Li 1s22s1 Be 1s22s2
B 1s22s22p1
C 1s22s22p2
N 1s22s22p3
O 1s22s22p4
F 1s22s22p5
Ne 1s22s22p6
O arranjo mais estável de elétrons é aquele
contendo o maior número de spins paralelos
(Regra de Hund).
Outermost subshell being filled with electrons
Ca(Z=20) [Ar] 4s2
Sc(Z=21) [Ar] 4s23d1
Ti(Z=22) [Ar] 4s23d2
V(Z=23) [Ar] 4s23d3
Cr(Z=24) [Ar] 4s13d5
Mn(Z=25) [Ar] 4s23d5
Fe(Z=26) [Ar] 4s23d6
Co(Z=27) [Ar] 4s23d7
Ni(Z=28) [Ar] 4s23d8
Cu(Z=29) [Ar] 4s13d10
Zn(Z=30) [Ar] 4s23d10
Cátions metálicos
Ca2+ [Ar]
Zn2+ [Ar] 3d10
Fe2+ [Ar] 3d6
Fe3+ [Ar) 3d5
Quais os números quânticos possíveis para o último
elétron no Cl?
Cl : Z=17 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 
1s22s22p63s23p5 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17
Último e- do orbital 3p:
n = 3 l = 1 ml = -1, 0, or +1 ms = ½ or -½
1. Qual das configurações eletrônicas acima melhor descreve o Cl-?
2. Qual das configurações eletrônicas acima é possível para o estado 
fundamental do P?
3. Qual das configurações eletrônicas acima representa o estado excitado do 
Mg+?
4. A distribuição abaixo é consistente com a regra de Hund?
5. A distribuição abaixo é consistente com o princípio de exclusão de Pauli?
Mecânica Quântica
1926 – Erwin Schrödinger
Equação de Schrödinger HYEY
Coordenadas cartesianas e polares
Equação de Schrödinger HYEY
A resolução desta equação para o átomo de 
hidrogênio fornece um conjunto de funções de 
onda
Descrevem as formas e energias dos elétrons
Orbitais Y(r,  ) = R(r))) 
 Função densidade de probabilidade 
(Y)
Probabilidade de se encontrar o elétron em 
determinada região ao redor do núcleo
Orbital 1s
Y  fn(n, l, ml, ms) 
n é o número quântico principal
n = 1, 2, 3, 4, ….
Distância do elétron ao núcleo
Níveis de energia
Energia do elétron En=-R/n2
Funções angulares para o átomo de hidrogênio
Orbital s -> )=(1/(4))1/2
Orbital pz -> )=(3/(4))1/2cos
Orbital dz2 -> )=(5/(16))1/2(3*cos2) 
Y = fn(n, l, ml, ms) 
l é o número quântico de momento angular
Para determinado valor de n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1
n = 1, l = 0
n = 2, l = 0 ou 1
n = 3, l = 0, 1, ou 2
l = 0 s orbital
l = 1 p orbital
l = 2 d orbital
l = 3 f orbital
Forma ou volume do espaço que o elétron
ocupa
Momento angular orbital L=(l(l+1))1/2h/2
Orbital s
l=0
Orbital p
l=1
Orbital d
l=2
Y = fn(n, l, ml, ms) 
ml é o número quântico magnético
Para determinado valor de l
ml = -l, …., 0, …. +l
se l = 1 (p orbital), ml = -1, 0, ou 1
se l = 2 (d orbital), ml = -2, -1, 0, 1, ou 2
Orientação do orbital no espaço
Componente do momento angular em direção específica
ML=mlh/2
ml = -1 ml = 0 ml = 1
ml = -2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = 2
Y = fn(n, l, ml, ms) 
ms é o número quântico de spin
ms = +½ ou -½
ms =+½ ms = -½
Evidenciado pelo desdobramento 
das linhas dos espectros de 
emissão dos átomos de hidrogênio 
sob influência de um campo 
magnético externo
Momento angular de spin s=(ms(ms+1))1/2h/2
Paramagnetico
Elétrons desemparelhados
Diamagnetico
Todos os elétrons emparelhados

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