Aula 8 - prof. Fabiano

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Universidade Federal de Lavras 
Departamento de Química 
Prof. Fabiano Magalhães 
mgfabiano@yahoo.com.br 
Química Geral 
Aula 8 
 
Números Quânticos e Conf. Eletrônica 
Modelo de Schrödinger e as Funções de Onda 
 Números Quânticos 
• Número Quântico Principal (n) 
 
• Número Quântico de Momento Angular (l) 
 
• Número Quântico Magnético (ml) 
 
• Número Quântico Magnético de Spin Eletrônico (ms) 
 
NÚMERO QUÂNTICO 
 Magnético de Spin Eletrônico 
 
Spin Eletrônico 
 Porque algumas substâncias químicas são magnéticas? 
1920: foi demonstrado que o elétron comporta-se como se tivesse 
uma rotação. 
A rotação do elétron é representada pelo 40 número quântico: ms 
 ms: n
0 quântico magnético do spin eletrônico 
Spin Eletrônico 
 Quais os possíveis valores de ms? 
ms = -1/2 ou +1/2 
Relacionado com a direção do spin: horário e anti horário 
e- e- 
ms = -1/2 +1/2 
Spin Eletrônico 
 Substâncias magnéticas (paramagnéticas) 
Possui um elétron desemparelhado 
1H: possui um elétron 
Orbital 1s “Acomoda” até 2 e- 
ou Elétron desemparelhado 
ms: +1/2 -1/2 
Gera campo magnético ou 
 = orbital 
 = elétron de spins 
 opostos 
l 
(n-1) 
ml 
(-l,...0,...+l) 
N0 de orbitais na 
subcamada (2l+1) 
0 0 s 
1 -1, 0, +1 px, py, pz 
2 -2, -1, 0, +1, +2 dxy, dxz, dyz, dx2-z2, dz2 
3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7 orbitais f 
Resumo/Revisão 
l = n-1 
Número de orbitais na camada = n2 
Número de orbitais na subcamada = 2l+1 
Exercícios 
1) Quais os valores de n e l para os seguintes orbitais: 6s, 4p, 
5d e 4f ? 
2) Qual o número máximo de orbitais que podem ser 
identificados em cada um dos seguintes conjuntos de 
números quânticos? 
a) n = 3, l = 0 e ml = 0 e) n = 3 
b) n = 5 e l = 1 
c) n = 7 e l = 5 
d) n = 4, l = 2 e ml = -2 
Exercícios 
3) Explique por que cada um dos seguintes conjuntos de 
números quânticos não é possível para um elétron em um 
átomo. 
a) n = 2, l = 2 ml = 0 
b) n = 3, l = 0, ml = -2 
c) n = 6, l = 0, ml = 1 
Configuração Eletrônica dos Átomos e 
Periodicidade Química 
Princípio da Exclusão de Pauli 
Dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter o mesmo 
conjunto de números quânticos (n, l, ml e ms). 
Nenhum orbital atômico pode conter mais 
do que dois elétrons. 
1H: possui 1 elétron 
Orbital 1s 
Conjunto de números quânticos 
 n = 1, l = 0, ml = 0 e ms = +1/2 ou ms = -1/2 
Princípio da Exclusão de Pauli 
2He: possui 2 elétrons 
Orbital 1s 
n = 1, l = 0, ml = 0 e ms = +1/2 
n = 1, l = 0, ml = 0 e ms = -1/2 
 Um orbital atômico não pode conter mais do que dois elétrons; 
 Os elétrons de um mesmo orbital atômico deve ter spins de 
 direção oposta. 
n Valores 
de l 
Orbital No orbital N0 e- na 
subcamada 
No e- na 
camada 
1 0 S 1 2 2 
2 0 S 1 2 8 
1 p 3 6 
 
3 
0 S 1 2 
18 
1 p 3 6 
2 d 5 10 
 
 
4 
0 S 1 2 
 
32 
1 p 3 6 
2 d 5 10 
3 f 7 14 
Número de elétrons acomodados nas camadas e subcamadas eletrônicas 
Ordem de Energia das Camadas e Subcamadas 
Diagrama de Linus Pauling 
 Configuração eletrônica para o átomo de hidrogênio 
Configuração Eletrônica dos Átomos 
1s 
1s1 ou 
Número de elétrons no 
orbital 
Tipo de orbital (l) 
Camada eletrônica (n) 
Notação de 
orbital em caixa 
Notação 
spdf 
 Configuração eletrônica para elementos do GRUPO 1 
Configuração Eletrônica dos Átomos 
1s 
No atômico = n0 elétrons = 3 
Notação de 
orbital em caixa 
Notação spdf 
Diagrama de 
Linus Pauling 
1s2 2s1 
2s 
Configuração Eletrônica dos Átomos 
Diagrama de 
Linus Pauling  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 
 Configuração eletrônica para elementos 
22Ti 
26Fe  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
26Fe3+  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 
16S  1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
16S2-  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Configuração Eletrônica dos Átomos 
 
Propriedades Atômicas e Tendências 
Periódicas 
 
Raio Atômico 
 É a distância do centro do átomo até a última camada 
preenchida 
 É obtida pela distância entre o centro de dois átomos de uma 
substância sólida. 
r r 
Raio Atômico 
 Como o raio atômico 
varia na Tabela 
Periódica? 
Variação do raio atômico: elementos de transição 
Energia de Ionização 
 É a energia necessária para remover um elétron de um átomo 
na fase gasosa. 
Átomo no estado fundamental(g)  Átomo+ + e- 
E = energia de ionização, IE 
Energia de Ionização 
E1 = 738 kJ/mol Mg(g)  Mg
+(g) + e- 
1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s1 
E2 = 1.451 kJ/mol Mg
+(g)  Mg2+(g) + e- 
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s0 
E3 = 7.733 kJ/mol Mg
2+(g)  Mg3+(g) + e- 
1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p5 
Camada com menor energia 
Energia de Ionização 
Variação da energia de ionização para os elementos do grupo 
principal: 
 Diminui ao descer em uma 
família; 
 
 Aumenta ao longo de um 
período 
? 
? 
Afinidade Eletrônica (EA) 
Energia de um processo em que um elétron é adquirido por um 
átomo em fase gasosa. 
 Quanto maior a afinidade eletrônica de um átomo mais negativo será 
o valor de EA. 
A(g) + e-  A- EA 
Fluor: EA = -328 kJ/mol 
Boro: EA = -26,7 kJ/mol 
Afinidade Eletrônica (EA) 
 Variação da afinidade eletrônica na Tabela periódica 
 
• A afinidade eletrônica aumenta com a energia de ionização. 
Exercícios 
1) Arranje os seguintes elementos em ordem crescente de tamanho: 
Al, B, C, K e Na 
2) Selecione o íon ou o átomo que possui o maior raio atômico: 
a) Cl ou Cl- c) K ou K+ 
b) Al ou O d) In ou I 
3) Qual dos grupos de elementos a seguir está arranjado de maneira 
correta em ordem crescente de energia de ionização? 
a) C<Si<Li<Ne 
b) Ne<Si<C<Li 
c) Li<Si<C<Ne 
Exercícios 
4) Compare os elementos Na, Mg, O e P. 
a) Qual tem o maior raio atômico? 
b) Qual tem a afinidade eletrônica mais negativa? 
c) Coloque os elementos em ordem crescente de energia de 
ionização. 
5) Explique por que o oxigênio possui menor energia de ionização do 
que o nitrogênio. 
6) Explique por que o berílio possui afinidade eletrônica igual a zero.