Slides de Química

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• A ideia de órbitas não irradiantes indica a quantização do 
momento angular do elétron (múltipos inteiros de h/2p).
O modelo atômico de Bohr
Um elétron em um átomo pode ter somente 
certas quantidades específicas de energia
• Estado fundamental → Todos os elétrons estão nos
níveis de energia mais baixos que lhes são disponíveis;
• Estado excitado → O átomo absorve energia de uma
chama/descarga elétrica e alguns elétrons são elevados a
níveis de maior energia;
Espectro de emissão do Hidrogênio
Evidências experimentais para o modelo de Bohr
Os l podem ser calculados com boa concordância!
Energia de ionização do átomo de Hidrogênio
H(g) H+(g) + elétron
DE = -Rhc ( 1/n2f - 1/n2i)
DE = -Rhc ( 1/  2 - 1/12) = Rhc = + 1312 KJ/molSe ni = 1 e nf =  , 
Boa concordância
Limitações do Modelo de Bohr
 Não apresentava justificativa para os postulados, embora 
explicassem os resultados experimentais;
 Havia boa concordância somente com o espectro de 
átomos monoeletrônicos;
 O modelo estava baseado em apenas um número 
quântico;
Visão “clássica”:
Visão “quântica”:
Princípio da Incerteza de Heisenberg
“É impossível conhecer simultaneamente, e 
com precisão, a posição e o momento de uma
pequena partícula, tal como o elétron.”
 Se o comprimento de onda for diminuído, aumenta-se o 
momento do fóton;
Assim, o fóton transfere mais momento para o elétron
aumentando a incerteza do momento do elétron;
 Se o comprimento de onda for aumentado, diminui-se o 
momento do fóton e a incerteza do momento do elétron;
Entretanto aumenta-se a incerteza da posição do elétron.
Aumenta-se a resolução do equipamento
Diminui-se a resolução do equipamento
Princípio da Incerteza
Princípio da Incerteza de Heisenberg
DpDs> h/4p
Mecânica Quântica
1926 – Erwin Schrödinger
Equação de Schrödinger HE
O modelo do átomo de Schrödinger
(principais conceitos)
- O comportamento do elétron é bem descrito por uma onda 
estacionária;
- Cada função de onda é associada com um valor permitida de 
energia, En, para o elétron;
- O quadrado da função de onda (2) representa a densidade 
eletrônica;
- Três números quânticos são obtidos como soluções matemáticas 
da equação de onda.
Estrutura eletrônica
A energia do elétron (no átomo) é descrita pela função de onda
().
Função de onda
(equação que descreve as propriedades do átomo)
 depende de n, l, ml, ms
Nível de energia
Forma do orbital
Orientação espacial e número de orbitais 
possível
Spin eletrônico
 = 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 !
 = (n, l, ml, ½) ou  = (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).