Slides Teoria Atômica até o dia 26 05 2017

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E BIOLÓGICAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
TEORIA ATÔMICA
1
TEORIA ATÔMICA
Profª Louise Mendes
O que veremos nesse 
conteúdo?
• Breve histórico.
• Experimentos mais 
importantes que levaram a 
descoberta do elétron e ao 
modelo nuclear atômico.modelo nuclear atômico.
• Teoria moderna da 
estrutura atômica
• Mecânica Quântica
• Configurações eletrônicas
2
Átomos
Propriedades 
submicroscópicassubmicroscópicas
Pouco mais que 100
átomos diferentes
3
Breve Histórico
Demócrito e outros filósofos 
gregos antigos 
460 – 370 a.C.
O mundo material deveria ser
constituído de partículas
indivisíveis muito pequenas:
ÁTOMOS
a = não
tomos = cortar ou dividir
a + tomos = indivisíveis
4
John Dalton 
Professor Inglês
Desenvolveu um trabalho 
no período de 
1803 – 1807. 
John Dalton (1766 – 1844)
5
Postulados de Dalton
1) Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas
chamadas de átomos.
2) Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de
diferentes elementos são diferentes e têm diferentes propriedades
(e também diferentes massas).(e também diferentes massas).
3) Os átomos de um elemento não se convertem em diferentes tipos
de átomos por meio de reações químicas; os átomos não são
criados nem destruídos nas reações químicas.
4) Os compostos são formados quando átomos de mais de um
elemento se combinam; um determinado composto tem sempre o
mesmo número relativo dos mesmos tipos de átomos.
6
Dalton
Teoria de Dalton:
Os átomos são os 
componentes básicos da componentes básicos da 
matéria.
1 elemento
2 elementos 
� composto 7
Dalton
A teoria de Dalton explica várias leis simples de 
combinação química:
Lei das Proporções Múltiplas Lei da conservação da massa (baseada no Postulado 3)
8
Raios Catódicos e Elétrons
• Século XIX � Descarga elétrica
Frasco de vidro 
parcialmente 
evacuado
Alta voltagem
evacuado
9
Comportamento de uma corrente elétrica em tubos 
parcialmente evacuados.
Raios Catódicos e Elétrons
10
Trajetórias retilíneas
Fazem com que os gases brilhem 
São defletidos por um campo magnético e elétrico
São atraídos por placas carregadas positivamente
RAIOS CATÓDICOS CONTINHAM CERTA CARGA 
ELÉTRICA
Joseph John Thonson
Cientista Britânico
Observou as propriedades do 
raios catódicos
Lâmina metálica exposta aos 
raios catódicos adquire carga 
elétrica negativa
Artigo publicado em 1897: 
Os raios catódicos são jatos de 
partículas com massa, 
carregadas negativamente
O artigo de Thomson é conhecido 
como a descoberta daquilo que 
chamamos de ELÉTRON.
Thomson (1856 - 1940)
11
Thomson
• Mediu de maneira quantitativa os efeitos de campos elétricos e
magnéticos.
• Proporção de caga elétrica em relação a sua massa.
Em 1909: mediu com êxito a carga de um elétron e 
consequentemente a massa do elétron
Massa do Elétron = 9,10 x 10-28 g 
Valor Atual da 
Massa do Elétron = 9,10939 x 10-28 g 
ROBERT MILLIKAN (1868 – 1953)
12
Utilizando este experimento, Millikan determinou que a 
carga no elétron é 1,60 x 10-19 C.
Radioatividade
Henri Becquerel (1852 – 1908)
Mineral de Urânio
Espontaneamente emitia Espontaneamente emitia 
radiação de alta energia.
Marie Curie 
(1867 – 1934)
Pierre Curie 
(1859 – 1906) 
13
Isolaram o Polônio e o Rádio
Po e Ra emitiam raios quando se 
desintegravam. 
Ernest Rutherford
Cientista Britânico
Realizou estudos sobre a
natureza da radioatividade
Três tipos de radiação:
Alfa: α
Beta: β
Gama: γ
Ernest Rutherford (1871 – 1937) 
14
Rutherford
Radiações α e β� São desviadas pelo campo elétrico em sentidos opostos.
Radiações γ� Não era afetada.
Radiação β � São elétrons em alta velocidade e são análogos radioativos dos raios
catódicos. São atraídos para a placa positiva.
Radiação α� Têm cargas positivas, pois são atraídas para a placa negativa.
Radiação γ� É de alta energia, similar à dos raios X; não possui carga.
15
O átomo com núcleo
THONSON
Propôs que o átomo consistia em uma esfera positiva uniforme de 
matéria, na qual os elétrons estavam incrustados.
Modelo: “Pudim de Passas”
Em 1910
RUTHERFORD e seus colaboradores contestaram o modelo de 
THOMSON.
16
Modelo: “Pudim de Passas”
“Pudim de Ameixa” 
Experimento de Rutherford
17
Ângulos das partículas α
Experimento de Rutherford
•Quase todas as partículas 
passavam direto através da folha 
sem dispersão;
•Pequena % dispersava-se na ordem 
de um grau, que era coerente com o 
modelo de Thomson;
•Pequena quantidade de partículas 
dispersavam em ângulos grandes.;
•Algumas voltavam para trás, na 
direção de origem. 
18
Thomson x Rutherford
19
Postulados de Rutherford
1) A maioria da massa do átomo e toda sua carga positiva residiam em
uma região muito pequena e extremamente densa, que ele
chamou de núcleo.
2) A maior parte do volume total do átomo é espaço vazio, no qual os2) A maior parte do volume total do átomo é espaço vazio, no qual os
elétrons movem-se ao redor do núcleo.
1919: Descoberta dos prótons por Rutherfod.
1923: Descoberta dos nêutrons pelo cientista britânico James Chadwick.
James Chadwick (1891 – 1974) 
20
Falha no Modelo de Rutherford
Átomo como
sistema solar microscópico?
FALHA NO MODELO DE 
RUTHERFORD!
A física clássica não explicava seu modelo.
21
Visão Moderna da Estrutura 
Atômica
• Três partículas subatômicas: próton, nêutron e elétron.
Carga do elétron: -1
Carga do próton: +1
Nêutron: não tem carga; são eletricamente neutros
• Os átomos têm um número igual de elétrons e prótons; logo, têm
uma carga elétrica líquida neutra.
• Os átomos têm massas extremamente pequenas.
• As massas não expressas em gramas, e sim em unidade de massa
atômica (u).
1u = 1,66054 x 10-24 g 22
Visão Moderna da Estrutura 
Atômica
Partículas Carga Massa (u)
Próton Positiva (+) 1,0073
Nêutron Nenhuma (neutra) 1,0087
Elétron Negativa (-) 5,486 x 10-4
Os átomos são extremamente pequenos.
Diâmetro entre 1 x 10-10 e 5 x 10-10 m ou 100 – 500 pm
Unidade de comprimento conveniente para dimensões subatômicas é 
o angström (Å) 
1Å = 10-10 m
1Å = 100pm 23
Exercício exemplo
1) O diâmetro de uma moeda de um centavo norte-americana é 19
mm. O diâmetro de um átomo de prata (Ag) é apenas 2,88 Å.
Quantos átomos de Ag podem ser arranjados lado a lado em uma
linha reta ao longo do diâmetro de uma moeda de um centavo?
24
Ilustração
66 milhões de átomos de Ag
podem ser acomodados lado a 
lado no diâmetro de uma moeda 
de um centavo!
Exercício exemplo
2) O diâmetro de um átomo de carbono é 1,54 Å.
a) Expresse esse diâmetro em picômetros (pm).
b) Quantos átomos de carbono podem ser alinhados lado a lado em
uma linha reta pela extensão de um traço de lápis de 0,20 mm de
largura?
25
Números atômicos e número de 
massa
Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo.
Número de massa (A) = soma do número de nêuntrons mais número
de prótons (representa o número de núcleons)
Por convenção, para um elemento X, escreve-se AX.Por convenção, para um elemento X, escreve-se ZAX.
Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente.
Encontramos o Z na tabela periódica.
26
Isótopos, números atômicos e 
número de massa
O que torna um átomo de um elemento diferente 
de um átomo de outro elemento?
Os átomos de um determinado elemento têm o 
mesmo número de prótons no núcleo. 
27
Exercício exemplo
4) Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem em um átomo de
197Au?
5) Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem em um átomo de
138Ba?
6) O magnésio tem trêsisótopos com massas, 24, 25 e 26.
a) Escreva o símbolo químico completo para cada um deles.
b) Quantos nêutrons existem no nuclído de cada um dos isótopos?
7) Dê o símbolo químico completo para o nuclídeo que contém 82
prótons, 82 elétrons e 126 nêutrons.
28
Massas Atômicas Médias
Massas atômicas médias
A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos:
O C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C.
A massa média do C: A massa média do C: 
(0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335 u) = 12,01 u
A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica 
média.
As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica.
29
Exercício exemplo
8) O cloro encontrado na natureza é constituído de 75,78% de 35Cl,
que tem massa atômica 34,969 u, e 24,22% de 37Cl, que tem massa
atômica 36,966 u. Calcula a massa atômica média do cloro.
9) Três isótopos do silício são encontrados na natureza: 28Si (92,23%),
que tem massa atômica 27,97693 u; 29Si (4,68%), que tem massa
28,97649 u; e 30Si (3,09%), que tem massa 29,97377 u. Calcule a
massa atômica média do silício.
30
O Mundo Quântico
• A estrutura do átomo pode ser entendida por meio da teoria
conhecida como mecânica quântica, na qual as propriedades das
partículas e ondas são consideradas simultaneamente.
• A teoria Quântica explica a estrutura do átomo e suas propriedades.
31
O Mundo Quântico
Três fenômenos: 
• A emissão de luz a partir de átomos de gás excitados
eletronicamente (espectros de emissão).
• A emissão de luz por objetos quentes (radiação de corpo preto)
• A emissão de elétrons a partir de uma superfície metálica onde a
luz incide (efeito fotoelétrico)
32
Incandescência
Radiação Eletromagnética 
• Energia radiante: transporta energia pelo espaço.
Ondas de rádio Radiação infravermelho (calor) Raios X 
• Velocidade da luz (c) = 3,00 x 108 m/s
• Todas têm características ondulatórias semelhantes.
33
Radiação Eletromagnética 
COMPRIMENTO DE ONDA
é representado por λ
Crista
Vale (depressão)
O número de comprimentos de onda 
completo (ciclos) por cada segundo é a 
FREQUÊNCIA (ν).
Unidade: Hertz (Hz ou s-1)
34
Radiação Eletromagnética
Como a radiação eletromagnética se move à velocidade da luz, o
comprimento de onda e a frequência estão relacionados.
�� = � �� = � 
Onde
ν (ni): frequência
λ (lambda): comprimento de onda
c: velocidade da luz
35
Espectro Eletromagnético
36
Espectro Eletromagnético
37
Exercício exemplo
10) Duas ondas eletromagnéticas são representadas abaixo.
a) Qual onda tem a maior frequência?
b) Se uma onda representa a luz visível e a outra, a radiação
infravermelho, qual é uma e qual é outra?
11) Se uma das ondas representa a luz azul e a outra, a vermelha,
qual seria qual?
38
A
B
Exercício exemplo
12) A luz amarela emitida por uma lâmpada de vapor de sódio usada
para iluminação pública tem um comprimento de onda de 589 nm.
Qual a frequência dessa radiação?
13) Um laser usado em cirurgia de olhos, para reparar retinas13) Um laser usado em cirurgia de olhos, para reparar retinas
descoladas, produz radiação com comprimento de onda de 640 nm.
Calcule a frequência dessa radiação.
14) Uma estação de rádio FM transmite radiação eletromagnética a
uma frequência de 103,4 MHz (megahertz; 1 MHz = 106 s-1).
Calcule o comprimento de onda dessa radiação.
39
Energia Quantizada e Fótons
Físico Alemão
1900: Propôs que a energia podia ser
liberada ou absorvida por átomos
apenas em “pedaços” distintos de
tamanho mínimo.
Quantum = Quantidade fixa 
Menor quantidade de energia que podia ser 
emitida ou absorvida como radiação 
eletromagnética. 
Max Planck 
(1858 – 1947)
� = �ν OndeE: energiaν (ni): frequência
h: constante de Planck (6,63 x 10-34 Js)
40
Efeito Fotoelétrico e Fótons
• 1905: Usou a teoria de Planck
para explicar o efeito fotoelétrico.
Albert Einsten
(1879 – 1955)
41
Os experimentos mostraram que a luz incidida 
em uma superfície metálica e emitia elétrons.
Efeito Fotoelétrico e Fótons
• Para cada metal existe uma frequência
mínima de luz abaixo da qual nenhum
elétron é emitido.
• Einsten supôs que a energia radiante• Einsten supôs que a energia radiante
atingindo a superfície metálica é um
fluxo de pacotes minúsculos de energia.
Cada pacote de energia = fóton Cada fóton deve ter uma energia 
proporcional à frequência da luz
� = �ν ��	
��
 �� �ó��� = � = �ν 
A própria energia radiante é quantizada.
42
Exercício Exemplo
15) Calcule a energia de um fóton amarelo cujo comprimento de onda
é 589 nm. Calcule para 1 mol de fóton.
16) Um laser emite luz com frequência de 4,69 x 1014 s-1. Qual é a
energia da radiação desse laser?energia da radiação desse laser?
43
Espectros de linhas e o modelo 
de Bohr
Através da teoria de Planck e os espectros 
atômicos dos elementos surgiu a 
explicação da estrutura atômica.
Propôs uma explicação teórica dos 
espectros de linhas.
Niels Bohr
(1885 – 1962)
44
Bohr
45
Espectros de linhas
A maioria das radiações comuns produz radiação contendo muitos 
comprimentos de onda diferentes. 
Esse arco-íris, contendo luz de todos os λ, é chamado 
ESPECTRO CONTÍNUO. 46
Espectros de linhas
47
Quando uma corrente de elétrica passa através de uma amostra de gás, a amostra emite luz. 
Esse átomo excitado descarrega rapidamente o excesso de energia através da emissão de R.E.
Espectro de linhas
48
Um espectro contendo apenas radiações de λ específicos é 
chamado de ESPECTRO DE LINHAS.
Cada elemento tem um espectro de linhas único.
Espectro de linhas
• No século XIX:
– Por que os átomos gasosos emitem luz de somente determinadas
frequências?
– Encontrar uma relação matemática entre as frequências observadas.
Johann Balmer (1825 – 1898) e Johannes Rydberg (1854 – 1919)
Equação De Rydberg:
49
1
� = � �
1
�12 − 
1
�22� 
R: constante de Rydberg: 1,096776 x 107 m-1
n1 e n2: números inteiros e positivos (n2 > n1)
Permitiu calcular os λ de todas as 
linhas espectrais do hidrogênio
Espectro de linhas
1
� = � �
1
�12 − 
1
�22� 
50
Os espectros do hidrogênio tem linhas que saem nas regiões do 
visível (Balmer);
ultravioleta (Lyman);
infravermelho (Paschen)
Exercício Exemplo
• Calcule o comprimento de onda da radiação emitida por um átomo
de hidrogênio na transição de um elétron de nível n = 3 para um
nível n = 2. Identifique a linha espectral produzida por essa
transição e a série espectroscópica a que ela pertence.
• Faça o mesmo exercício para transição do estado n = 5 ao estado
n= 2.
51
Postulados de Bohr
1) No átomo de hidrogênio, o elétron gira em torno do núcleo em
órbitas circulares.
2) Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e2) Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e
está em um estado de energia permitido.
3) A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele
muda de um estado de energia permitida para outro. Essa energia
é emitida ou absorvida como fóton, ∆E = hν.
52
Estado de energia do átomo de H
• Bohr calculou as energias correspondentes a cada órbita permitida.
� = �−�, � ! �"−� #$ � ���� 
• 1ª órbita (próxima do núcleo): n = 1
• 2ª órbita (próxima do núcleo): n = 2
� = �−�, � ! �"−� #$ � ����
n: pode assumir valores de 1 ao infinito
n: número quântico
53
Estado de energia do átomo de H
• As energias do elétron de um átomo de H
são negativas para todos os valores de n.
� = �−�, � ! �"−� #$ � ���� 
• Quanto mais baixa (mais negativa) for a
E, mais estável será o átomo.
• A energia é mais baixa para n = 1.
• À medida que n aumenta, a energia torna-
se sucessivamente menos negativae
aumenta.
54
Estado de energia do átomo de H
• Estado fundamental do átomo: estado
de mais baixa energia (n =1).
• Estado excitado: estado de mais alta
energia (n =2 ou mais).energia (n =2 ou mais).
• Quando n = ∞, E = 0 � ponto no qual o
elétron está completamente separado de
seu núcleo.
55
Estado de energia do átomo de H
56
Estado de energia do átomo de H
Sabendo-se que
� = �� � = 
�
�
%� = �ν = ��� = �−�, � ! �"−� $ &
�
��� − 
�
���' 
ni: número quântico principal inicial
nf: número quântico principal final 57
Exercício Exemplo
17) Usando a Figura ao lado, determine qual
das seguintes transições eletrônicas produz
a linha espectral de comprimento de onda
mais longo: n =2 para n= 1; n =3 para n = 2
ou n = 4 para n = 3.
18) Indique se cada uma das seguintes
transições eletrônicas emite energia ou
necessita de absorção de energia:
a) n = 3 para n = 1
b) n = 2 para n = 4
58
Limitações do modelo de Bohr
O modelo de Bohr não consegue explicar o espectro de
linhas de outros átomos, apenas para o átomo de
hidrogênio.
Existe um problema em descrever um elétron meramente
como uma partícula circulando ao redor do núcleo.
59
Comportamento Ondulatório
• De Broglie sugeriu que os elétrons até então
considerados partículas típicas possuiriam
propriedades semelhantes às ondas.
• Utilizando as equações de Einstein e de Planck,
mostrou:
� = �()
λ de uma partícula em 
movimento
• O momento, mv, é uma propriedade de
partícula, enquanto λ é uma propriedade
ondulatória.
Louis De Broglie
(1892 – 1987)
� = �() mv = momento
O comportamento ondulatório dos elétrons foi 
comprovado � feixe de elétrons difratado
Dualidade Onda-Partícula
Estudos da radiação do corpo negro levaram à hipótese de Planck da 
quantização da radiação eletromagnética.
O Efeito fotoelétrico evidencia a natureza de partícula da radiação 
eletromagnética.
A Difração evidencia sua natureza ondulatória.
61
A Difração evidencia sua natureza ondulatória.
O Princípio da Incerteza
• Físico Alemão
• Uma onda estende-se no espaço e sua
localização não é definida de maneira precisa.
• É impossível determinar exatamente onde um
elétron está localizado em um tempo determinado
(posição e velocidade).
• A aplicação do princípio para o elétron vai contra a
representação do átomo de Bohr com elétrons em
orbitais bem definidos.
• Concluiu que a natureza dual da matéria coloca
uma limitação fundamental em como podemos
determinar precisamente a posição e o momento
de qualquer objeto.
Werner Heisenberg
(1901 – 1976)
pi
≥∆∆
4
·
h
mvx Podemos definir sua localização em 
termos de probabilidade! 62
Mecânica Quântica e os 
Orbitais Atômicos
1926: Propôs uma equação conhecida
como Equação de Onda Schrödinger.
• Incorpora tanto o comportamento ondulatório
como o de partícula.
Físico Austríaco
como o de partícula.
• Funções matemáticas: Funções de onda
• As funções são representadas por ψ (psi)
• Ψ2 fornece informações importantes sobre a
localização de um elétron quando ele está em
estado de energia permitido. Erwin Schrödinger(1887 – 1961) 63
Mecânica Quântica e os 
Orbitais Atômicos
Átomo de H
• Modelo de Bohr: a localização do elétron é descrita de forma muito
simples.
Considerar o Princípio da Incerteza de Heinserberg
Conhecimento estatístico
Probabilidade do elétron ser encontrado em certa região do espaço em 
determinado instante. 
Ψ2 é chamado de DENSIDADE DE PROBABILIDADE
64
Densidade de Probabilidade
Distribuição da densidade eletrônica 
no estado fundamental do átomo 
de hidrogênio.
A região de alta probabilidade de 
encontrar o elétron é região de alta 
densidade eletrônica.
65
Orbitais e Números Quânticos
A solução da equação de Schrödinger para o átomo de H produz um 
conjunto de funções de onda e energias correspondentes. 
Essas funções de onda são chamadas ORBITAIS. 
Cada ORBITAL descreve uma distribuição específica de densidade 
eletrônica no espaço.
Cada ORBITAL tem energia e forma características.
66
Modelo de Bohr x Modelo da 
Mecânica Quântica
• Modelo de Bohr: Apenas 1 número quântico (n) para
descrever certa órbita.
• Modelo da Mecânica Quântica: três números• Modelo da Mecânica Quântica: três números
quânticos; n, ℓ, mℓ para descrever um orbital.
67
Orbitais e Números Quânticos
1) Número Quântico Principal: representado por n
• Pode ter valores positivos e inteiros de 1, 2, 3,..., (∞).
• À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior, e o elétron passa
mais tempo mais distante do núcleo.
• Um aumento em n significa também que o elétron tem energia alta,
e por isso, está menos fortemente preso ao núcleo.
• Podemos dizer que é a camada onde o elétron ocupa.
68
Orbitais e Números Quânticos
2) Número Quântico Azimutal: representado por ℓ
• Representa a subcamada. Cada camada principal é composta de uma ou mais
subcamadas.
• Pode ter valores inteiros de 0 a n – 1 para valor de n.
• Esse número quântico define o formato do orbital.
• O valor de ℓ para determinado orbital é normalmente assinalado pelas letras s, p, d e
f, correspondendo os valores de ℓ de 0, 1, 2 e 3.
• Dentro de uma camada, as subcamadas não têm as mesmas energias. Ordem de
energia crescente : s, p, d, f....
ℓ 0 1 2 3
letra s p d f
s: sharp (estreita)
p: principal
d: difusa
f: fundamental
Obs: ℓ pode assumir valores > 3
ℓ = 4: g ℓ = 5: h
69
Orbitais e Números Quânticos
3) Número Quântico Magnético: representado por mℓ
• Cada subcamada é composta de um ou mais orbitais. Um orbital
dentro de uma subcamada particular é caracterizado por seu valor
de m, que serve para determinar sua orientação no espaço em
relação aos outros orbitais.relação aos outros orbitais.
• Pode ter valores inteiros de –ℓ até +ℓ, incluindo o zero.
Ex: ℓ = 0 (s) ⇒ m= 0 subcamada s tem 1 orbital 
ℓ =1 (p) ⇒ m= -1, 0, +1 subcamada p tem 3 orbitais
ℓ =2 (d) ⇒ m= -2, -1, 0, +1, +2 subcamada d tem 5 orbitais
70
Os orbitais de uma mesma subcamada têm a mesma energia. 
Orbitais e Números Quânticos
71
Orbitais e Números Quânticos
Número 
Quântico 
Principal n 
camada
Número Quântico 
Azimutal
lℓ
subcamada
Designação da 
subcamada
Número Quântico Magnético
m ℓ
orbital
n°orbitais na 
subcamada
n° máximo 
de e- por 
subcamada
n° máximo 
de e- por 
camada
2n2
1 0 1s 0 1 2 2
2 0
1
2s
2p
0
-1, 0, +1
1
3
2
6 8
72
1 2p -1, 0, +1 3 6 8
3 0
1
2
3s
3p
3d
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
1
3
5
2
6
10
18
4 0
1
2
3
4s
4p
4d
4f
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
1
3
5
7
2
6
10
14
32
Orbitais e Números Quânticos
• Níveis de energia dos orbitais
para o átomo de H.
• Cada quadrícula representa
um orbital.
• Todos os orbitais com o
mesmo valor de n, têm a
mesma energia
(degenerados).
• Isso aplica a sistema de 1
elétron.
73
Exercício Exemplo
19)
a) Determine o número de subcamadas (subníveis) no quarto nível,
isto é, para n = 4.
b) Dê o nome para cada um desses subcamadas.
c) Quantos orbitais existem em cada um desses subcamadas?
20)
a) Qual a designação para o subcamada n = 5 e ℓ = 1?
b) Quantos orbitais existem nessa subcamada?
c) Indique os valores de mℓ para cada um desses orbitais.
74
Representações de Orbitais
Orbital s
Orbital de mais
baixa energia
• A probabilidade de encontrar o elétron diminui à medida que nos afastamos do núcleo.
• Ψ2 = 0; quando o elétron se afasta do núcleo.
• O nº de nós aumenta com o aumento do n.
• Superfície ao redor do núcleo: nósEsféricos
75
Representações de Orbitais
• Representações de superfícies limite
para os orbitais 1s, 2s e 3s.
• Os raios relativos das esferas
correspondem à probabilidade de 90%
Orbital s
Esféricos
correspondem à probabilidade de 90%
de ser encontrar o elétron dentro de
cada esfera.
76
Representações de Orbitais
Orbital p
• A densidade eletrônica não está distribuída de forma esférica como em um orbital s.
• A densidade eletrônica está concentrada em duas regiões em ambos os lados do
núcleo, separados por um nó no núcleo.
• 2 lóbulos
• Orbitais px, py e pz
• Os índices x, y e z indicam o eixo ao longo do qual o orbital está orientado (sistema
cartesiano).
• Valores de mℓ = -1, 0, +1 77
Representações de Orbitais
Orbital d
•Existem cinco orbitais d e 
sete orbitais f. 
•Quatro dos orbitais d têm 
quatro lóbulos cada.
•Um orbital d tem dois 
lóbulos e um anel.
78
Representações de Orbitais
Orbital d
79
Átomos Polieletrônicos
Como aplicar a mecânica quântica para 
um átomo com dois ou mais elétrons?
Devemos considerar não apenas a natureza dos orbitais e suas 
energias, mas também como os elétrons ocupam os orbitais energias, mas também como os elétrons ocupam os orbitais 
disponíveis. 
Os orbitais atômicos em um átomo polieletrônico são
semelhantes aos do átomo de hidrogênio.
A presença de mais de 1 elétron muda bastante as energias dos
orbitais.
80
Átomos Polieletrônicos
Repulsão elétron-elétron: 
Faz com que os diferentes 
subníveis estejam em 
diferentes níveís de energia.
Para um certo valor de n, a 
energia de um orbital aumenta 
com o aumento do valor de ℓ
Os orbitais com n = 3, aumentam 
sua energias na ordem s<p<d
Disposição de níveis de energia do orbital em átomos 
polieletrônicos, até os orbitais 4p.
81
Spin eletrônico
Como os elétrons de um átomo polieletrônico 
preenchem os orbitais disponíveis?
• Em 1925: Os físicos holandeses George Uhlenbeck e Samuel Goldsmit
postularam que os elétrons tinham propriedades intrínseca, chamada depostularam que os elétrons tinham propriedades intrínseca, chamada de
spin eletrônico.
• Criou-se um novo número quântico:
Número Magnético de Spin (ms)
ou*+ = +12 *+ = −
1
2 
Indicador dos dois sentidos opostos nos quais 
o elétron pode girar.
82
Princípio da Exclusão de Pauli
• Em 1925: O físico austríaco Wolfgang Pauli
descobriu o princípio que governa a distribuição
dos elétrons em átomos polieletrônicos.
Princípio da Exclusão de Pauli
Dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto Dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto 
de quatro números quânticos 
n, ℓ, mℓ e ms iguais. 
Ex: Os dois elétrons de um orbital 2s terão por números quânticos
n = 2, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = +1/2 e 
n = 2, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = -1/2
Wolfgang Pauli
(1900 – 1958)
Como existem apenas 2 valores de m
s
, concluímos que 
um orbital pode receber o máximo de 2 elétrons, e eles 
devem ter spins opostos. 83
Configurações eletrônicas
• Configuração eletrônica: é a maneira na qual os elétrons são
distribuídos entre os vários orbitais.
• A mais estável configuração eletrônica, ou estado fundamental, de
um átomo é aquela na qual os elétrons estão nos estados mais
baixos possíveis de energia.
• Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia, com
não mais que dois elétrons por orbital.
84
Configurações eletrônicas
REGRA DE HUND
As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons 
de um elemento estão localizados.
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 (orbitais de mesma energia), os
elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer
orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).
85
Regra de Hund
86
Ne
Propriedades Magnéticas dos 
Elementos
• Diamagnético:
Não apresentam elétrons desemparelhados. Não sofrem
atração por um campo magnético
• Paramagnético:
Apresentam elétrons desemparelhados. São atraídos por
um campo magnético.
87
Exercício exemplo
21) Faça a configuração de quadrículas para o oxigênio, número
atômico 8. Quantos elétrons desemparelhados o átomo de oxigênio
possui?
22) Escreva a configuração eletrônica do fósforo, elemento 15.22) Escreva a configuração eletrônica do fósforo, elemento 15.
Quantos elétrons desemparelhados um átomo de fósforo possui?
88
Exercício exemplo
23)
a) Escreva o nome e o símbolo dos elementos que possuem a
configuração eletrônica abaixo (considere para os orbitais s e p, n
= 2).
b) Quais possuem elétrons desemparelhados?
89
Configurações eletrônicas 
condensadas
• O neônio tem o subnível 2p completo.
• O sódio marca o início de um novo período.
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o 
sódio como sódio como 
Na: [Ne] 3s1
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio (cerne).
Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Faça para: Li, K, Ba. 90
Configurações eletrônicas
Metais de transição
91
Configurações eletrônicas anômalas
Configuração eletrônica e 
tabela periódica
92
Exercício exemplo
24) Qual é a configuração eletrônica característica do nível mais externo dos
elementos do grupo 7A, os halogênios?
25) Que família de elementos é caracterizada por ter uma configuração ns2 np2
para o nível mais externo?
26)
a) Escreva a configuração eletrônica completa para o bismuto, elemento
número 83.
b) Escreva a configuração eletrônica condensada para esse elemento,
mostrando o cerne de gás nobre apropriado.
c) Quantos elétrons desemparelhados o átomo de bismuto possui?
27) Use a tabela periódica para escrever as configurações condensadas para
os seguintes átomos: a) Co (z = 27); b) Te (z = 52).
93
Exercício: 
Interligando os conceitos
28) O boro de número atômico 5, ocorre na natureza como dois
isótopos, 10B e 11B, com abundâncias de 19,9% e 80,1%,
respectivamente.
a) Qual a diferença entre os dois isótopos?
b) As configurações eletrônicas do 10B e 11B são diferentes?
c) Desenhe a representação pela configurações de quadrículasc) Desenhe a representação pela configurações de quadrículas
completa para um átomo de 11B. Quais são os elétrons de
valência?
94
Obrigada pela atenção!
95
Tabela Periódica
96