Estrutura atomica_Aula 03

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Profª: Sanderlir Silva Dias 
Estrutura Atômica 
(Aula 03) 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Campus: Pau dos Ferros 
Disciplina: Química Geral 
 
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Comportamento Ondulatório da Matéria 
• Louis De Broglie (1924) 
 
 
 
 
 
 
• Ele propôs que a matéria em movimento apresentava 
comportamento corpuscular e ondulatório, ou seja, tinha 
comportamento dualístico, onda-partícula. 
 
 
 
 
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Comportamento Ondulatório da Matéria 
• De Broglie então sugeriu que o movimento das partículas 
estava associado a uma onda estacionária denominada 
onda piloto, cujas características são ilustradas na Figura 1. 
 
 
 
 
 
 
 
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Comportamento Ondulatório da Matéria 
• Ele também estabeleceu que a quantidade de 
movimento (p), ou momento, da partícula e o 
comprimento de onda, dessa onda piloto estariam 
relacionados pela equação: 
 
 
 
 
 
 
 
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O Princípio da Incerteza de Heisenberg 
• Quando se descreve a trajetória de uma partícula 
móvel, deve-se determinar a sua posição e sua 
velocidade. Para partículas macroscópicas, como uma 
bola ou um carro, facilmente encontram-se 
instrumentos de medida que podem determinar essas 
grandezas com excelentes aproximações. 
 
• No entanto, tratando-se de partículas subatômicas, esta 
determinação torna-se extremamente complicada. 
 
 
 
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O Princípio da Incerteza de Heisenberg 
• Com essa dedução, Heisenberg, em 1925, postulou que 
é impossível determinar simultaneamente a posição e 
a velocidade do elétron. Em outras palavras, pode-se 
dizer que não é possível descrever a trajetória dos 
elétrons. 
 
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• Essa relação ficou conhecida como Princípio da Incerteza 
de Heisenberg, e é expressa pela equação: 
 
 
 
 
 
 
O Princípio da Incerteza de Heisenberg 
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A equação de Schrödinger e o conceito de 
orbitais 
• Para explicar o caráter ondulatório do elétron proposto 
por De Broglie e o Princípio da Incerteza de Heisenberg 
em 1926, Erwin Schrödinger sugeriu uma nova mecânica 
quântica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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A equação de Schrödinger e o conceito de 
orbitais 
• A mecânica quântica estabelece que só é possível 
estudar o comportamento de sistemas microscópicos 
em termos de “probabilidades”. Assim, a região de 
maior probabilidade de se encontrar um elétron, é o 
orbital atômico, passando esses sistemas a serem 
descritos por uma função de onda, representada pela 
letra grega Ψ (Psi). 
 
 
 
 
 
 
 
 
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• Em 1926, Erwin Schrödinger formulou uma equação de 
onda para descrever o comportamento de sistemas 
microscópicos, em que considerava o comportamento 
dualístico de uma partícula se movimentando em três 
dimensões. A equação proposta é : 
 
 
 
 
 
 
A equação de Schrödinger e o conceito de 
orbitais 
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• Calculando as soluções possíveis para essa equação e 
plotando em um gráfico, serão obtidas as posições com 
probabilidade de conter o elétron. Essa região é então 
chamada de orbital. 
 
 
 
 
 
A equação de Schrödinger e o conceito de 
orbitais 
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A equação de Schrödinger e o conceito de 
orbitais 
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Os Números Quânticos 
• Quando a equação Schrödinger é resolvida, observa-se 
que cada orbital esta relacionado com 4 números 
inteiros relacionados entre si. Esses números passaram a 
ser conhecidos como números quânticos e designados 
pelas letras n, l ,ml e ms. 
 
• Números quânticos: 
 1- Número quântico principal (n) 
 2- Número quântico secundário (l) 
 3- Número quântico magnético (ml) 
 4- Número quântico Spin (mS) 
 
 
 
Os quatro números quânticos são: 
• Numero quântico principal, n – define a energia (E) do 
átomo, ou seja, a camada em que o elétron se encontra. 
O número do período é o valor de n, que é também a 
medida do tamanho de um orbital: quanto maior o valor 
de n maior é o orbital do elétron. 
 
 
Números Quânticos 
 
• Número quântico do momento angular orbital 
(secundário), l – especifica a subcamada, onde o elétron 
se encontra e assim a forma do orbital. Pode apresentar 
valores inteiros de 0 até n-1. 
 
Números Quânticos 
subcamada Valor de l 
s 0 
p 1 
d 2 
f 3 
 Numero quântico magnético orbital, ml – o valor de ml 
depende de l e pode assumir valores de –l a +l. O 
numero de valores de ml para uma determinada 
subcamada é igual 2l + 1 e especifica o número de 
orbitais na subcamada. 
 
Números Quânticos 
subcamada Valor de l ml (número de orbitais) 
s 0 1 
p 1 3 
d 2 5 
f 3 7 
Orbitais e números quânticos 
 
Orbitais s 
 Todos os orbitais s são esféricos. 
 À medida que n aumenta, os orbitais s 
ficam maiores. 
Representação dos orbitais 
Orbitais p 
 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. 
Orbitais p 
 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, isso 
significa que embora um elétron em um orbital s 
possa ser encontrado no núcleo, um elétron em 
qualquer outro tipo de orbital não será encontrado 
lá. 
Orbitais p 
 
(a) Distribuição de densidade eletrônica de um orbital 2p. 
(b) Representações dos três orbitais p. Cada orbital tem um plano 
nodal passando pelo núcleo. Observe que o índice inferior nos 
símbolos dos orbitais indica o eixo ao longo do qual o orbital se 
encontra. 
Orbitais d e f 
 Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
 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. 
Orbitais d 
Quatro dos orbitais têm dois planos nodais perpendiculares que se 
cruzam em uma linha que passa pelo núcleo. No orbital dz2, a 
superfície nodal forma dois cones que se encontram no núcleo 
Orbitais f 
Uma representação das superfícies-limite dos orbitais f. 
A superfície-limite de um orbital indica a região dentro da qual o 
elétron é mais facilmente encontrado; orbitais com o número 
quântico l possuem l planos nodais 
 Cientistas observaram que o elétron comporta-se 
como se fosse uma esfera minúscula rodando em 
torno de seu próprio eixo – chamado spin 
eletrônico 
 Com isso surgiu um novo número quântico, o 
número quântico de spin magnético, ms - pode 
assumir somente dois valores +½ e -½. 
 
+½ ou  
-½ ou  
Spin magnético 
Podemos caracterizar estes dois estados de spin 
como a rotação de um elétron em seu próprio eixo 
em dois sentidos opostos. 
 Os dois estados são frequentemente 
representados por duas setas ou pelas letras gregas 
 e  
+½ ou  
-½ ou  
Spin magnético 
 
• A cada elétron em um átomo pode-se atribuir os valores 
dos 4 números quânticos (n, l, ml, e ms). Ao especificar 
estes valores determina-se a camada, a subcamada, o 
orbital e o spin do elétron. 
 
• De acordo com o princípio de exclusão de Pauli, não 
pode existir em um átomo dois elétrons que tenham o 
mesmo conjunto de número quânticos, isto é, um orbital 
pode ter apenas 2 elétrons. 
Números Quânticos 
O princípio do preenchimento 
 
 Chamado também de princípio Aufbau é um 
procedimento que permite a elaboraçãode 
configurações aceitáveis para o estado fundamental – 
configuração eletrônica. 
 As configurações eletrônicas nos dizem em quais 
orbitais os elétrons de um elemento estão localizados. 
O princípio do preenchimento 
 
Três regras: 
1. Os orbitais são preenchidos em ordem crescente 
de n. 
2. Dois elétrons com o mesmo spin não podem 
ocupar o mesmo orbital (Pauli). 
3. Para os orbitais degenerados (mesma energia), os 
elétrons preenchem cada orbital isoladamente 
antes de qualquer orbital receber um segundo 
elétron (regra de Hund). 
O princípio do preenchimento 
Configurações eletrônicas 
Diagrama de Linus Pauling 
•O átomo do estado fundamental, 
isolado ou neutro, apresenta os 
seus elétrons em ordem crescente 
de energia, ou seja, os elétrons 
ocupam primeiramente os 
subníveis de menor energia. 
s < p < d< f 
 
•A ordem crescente de energia 
dos subníveis pode ser obtida 
através do diagrama de Linus 
Pauling. 
Orbitais e suas energias 
• O neônio tem o subnível 2p completo. (Z = 10) 
• O sódio marca o início de um novo período. (Z = 11) 
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o 
sódio como: 
 Na: [Ne] 3s1 
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. 
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. 
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. 
Configurações eletrônicas 
condensadas 
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Configurações eletrônicas e a tabela periódica 
 A forma moderna da tabela periódica reflete a estrutura 
eletrônica fundamental dos elementos. 
 
 O número do período é o valor de n. 
 
 As colunas na tabela periódica chamam-se grupos 
(numeradas de 1 a 18 (IUPAC)). Estão relacionados ao 
número de elétrons na camada de valência do átomo. 
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Configurações eletrônicas e a tabela periódica 
 Os grupos 1 e 2 têm o orbital s preenchido 
. 
 Os grupos 13 a 18 têm o orbital p preenchido. 
 
 Os elementos dos grupos 1-2, 13-18 são chamados de 
elementos representativos e compreendem todos os 
elementos dos blocos s e p, ou seja, os elétrons de 
valência se encontram nos orbitais s e p.