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Slides estrutura atomica

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ESTRUTURA ATÔMICA
1
Universidade Federal do Rio Grande do Sul
Instituto de Química
Departamento de Química Inorgânica
QUÍMICA INORGÂNICA – QUI 01-044 
Em 400 a.C, Leucipo fórmula a primeira teoria científica
sobre a composição da matéria.
Demócrito confirma esta teoria de que o átomo é a menor unidade 
da matéria, partícula pequena, indivisível e indestrutível.
Átomo
AS PRIMEIRAS IDÉIAS SOBRE A COMPOSIÇÃO DA MATÉRIA
Leucipo
Demócrito
Modelo baseado apenas na intuição e na lógica.
a = não
tomo = divisível
2
Aristóteles
Aristóteles acreditava que a matéria
era contínua e composta por:
O Modelo de Demócrito permaneceu na sombra durante mais de 20 
séculos...
Ar
Água
Terra Fogo
ARISTÓTELES E PLATÃO REJEITAM O MODELO DE 
DEMÓCRITO
3
4
MODELO ATÔMICO DE DALTON
As idéias de Demócrito permaneceram inalteradas por aproximadamente 2200
anos. Em 1808, Dalton retomou estas idéias sob uma nova perspectiva: a
experimentação.
Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas, chegou à conclusão de que os átomos
realmente existiam e que possuíam algumas características:
- Toda matéria é formada por diminutas partículas esféricas, maciças, neutras e indivisíveis
chamadas átomos.
- Existe um número finito de tipos de átomos na natureza.
- Os átomos de um dado elemento apresentam massas idênticas
- A combinação de iguais ou diferentes tipos de átomos originam os 
diferentes materiais.
5
Hoje se sabe que os átomos possuem uma estrutura interna (não são maciços).
São constituídos de partículas menores ainda, as partículas subatômicas.
Um elemento difere de outro porque seus átomos possuem números
diferentes de cada partícula subatômica e, conseqüentemente, diferentes 
massas e tamanhos. 
Descoberta da estrutura atômica
6
Após Dalton ter apresentado sua teoria atômica, em 1808, na qual sugeria
que os átomos eram indivisíveis, maciços (rígidos) e esféricos, vários
cientistas realizaram diversos experimentos que demonstraram que os
átomos são constituídos por partículas ainda menores, subatômicas.
A descoberta do ÁTOMO
 O filósofo grego Tales de Mileto percebeu que ao atritar um bastão de
âmbar com um tecido ou pele de animal, o âmbar atraía objetos leves =
folhas secas, palha, etc.
 ELETRICIDADE = elektron (grego) = ÂMBAR
7
SEGUNDO MODELO
1897 - J. J. THOMSON descobre o elétron
(partícula de carga negativa) em experimentos com
Tubos de Raios Catódicos.
Determinou a relação de q/m para o elétron
Ganhou o prêmio nobel
1910 – R. A. MILLIKAN determinou a carga do elétron: 1,602 x 10-19
Coulombs
Logo, a massa do elétron é de 9,1 x 10-28 grama
8
Joseph John Thomson
Em 1887, na Universidade de Princeton, numa série de conferências aborda
os fenômenos produzidos pelas descargas elétricas nos gases.
Seus estudos sobre as descargas através desses gases tinham conduzido à
descoberta de uma radiação que emanava do tubo de descarga, propagava-se
em linha reta, era detida por um obstáculo fino e transmitia um impulso aos
corpos contra os quais se lançava.
Foram chamados de raios porque se propagavam em linha reta, e catódicos
porque pareciam emanar do cátodo da descarga elétrica.
9
J. J. THOMSON (1856 - 1940) 
Tubo de raios catódicos contendo
uma tela fluorescente para mostrar
o caminho dos raios catódicos
A rota dos raios catódicos é desviada
pela presença de um magneto
10
Os raios catódicos
No interior do tubo existe gás submetido a uma descarga elétrica
superior a 10 000 volts. Do cátodo parte um fluxo de elétrons
denominado raios catódicos.
11
Os raios catódicos
Os raios catódicos, quando incidem sobre um anteparo, produzem
uma sombra na parede oposta do tubo, permitindo concluir que se
propagam em linha reta.
12
Os raios catódicos
Os raios catódicos movimentam um molinete ou catavento de
mica, permitindo concluir que são dotados de massa.
13
Os raios catódicos são desviados por um campo de
carga elétrica positiva, permitindo concluir que são
dotados de carga elétrica negativa.
Os raios catódicos
14
• Em 1897, Thomson mostrou que quando os raios catódicos são desviados
de modo a se chocarem com o eletrodo de um eletrômetro, o instrumento
acusa uma carga negativa.
• Verificou que os resultados obtidos independiam da natureza do gás ou
material utilizado na confecção do tubo.
• Propôs que os raios catódicos são cargas de eletricidade negativa
transportadas por partículas de matéria.
• Para explicar a natureza destas partículas Thomson determinou a relação
carga-massa.
15
 Em um átomo, os elétrons carregados negativamente estariam
localizados no interior de uma distribuição contínua esférica de carga
positiva.
 Devido à repulsão mútua os elétrons estariam uniformemente
distribuídos na esfera de carga positiva se movimentando em anéis
circulares.
Principais postulados da teoria atômica de Thomson
Elétrons: partículas 
com carga elétrica 
negativa Esfera com carga 
elétrica positiva
16
 Gotas de óleo são deixadas cair entre duas placas
carregadas com cargas opostas;
 Monitorou as gotas medindo como a voltagem nas placas
afetava a velocidade da queda; calculou as cargas nas gotas
 As cargas eram sempre múltiplos inteiros de 1,602x10-19 C
 Determinação da carga do elétron: 1,602x10-19 C
MILLIKAN (1909): DETERMINAÇÃO DA CARGA DO ELÉTRON
“experimento da gota de óleo”
17
A descoberta do ÁTOMO
 1886: Eugen Goldstein
 Descobrimento dos RAIOS ANÓDICOS
 Partículas que restaram após a remoção dos elétrons
 Desviam em direção ao polo com carga -
CARGA POSITIVA = Próton
18
Rutherford: 
RADIOATIVIDADE
revelou 3 tipos de radiação: 
Partículas α – carregadas positivamente e com massa 
superior a do elétron.
Partículas β –composta de elétrons acelerados
Radiação γ – ondas eletromagnéticas de alta energia
19
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD (1911) – Aluno de
doutorado de Thomson
Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa" emitidas
pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita.
Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de
zinco (ZnS).
20
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD (1911)
Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia
uma pequena parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região
negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico
proposto por Thomson.
21
Modelo Planetário
O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar
22
• Rutherford concluiu que quase toda a massa do átomo está concentrada em um 
núcleo, núcleo atômico 
• O núcleo é carregado positivamente
Falhas no Modelo de Rutherford
Não explicava como os elétrons 
estavam localizados ao redor do 
núcleo 
23
Pontos falhos no modelo:
 Para que os elétrons descrevam órbitas circulares, eles teriam
que estar constantemente acelerados em seu movimento em
torno do núcleo
 De acordo com a mecânica clássica, todos os corpos acelerados
irradiam energia na forma de radiação. Assim o elétron emitiria
energia, e se moveria em espiral até atingir o núcleo
Colapso do átomo 24
* Rutherford: admitiu que existiam no núcleo
partículas semelhantes aos prótons, porém sem cargas
* Chadwick (1932): descobriu os nêutrons
A descoberta da terceira partícula subatômica: o nêutron
serviriam para diminuir a
repulsão entre os prótons (maior
estabilidade no núcleo)
25
RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
JAMES MAXWELL (1865): estabeleceu que a radiação eletromagnética pode ser
escrita por uma equação simples:
λ - comprimento de onda
ν –frequência emHertz (número de vezes que esse comprimento de onda se repete em um
segundo).
C -constante (velocidade de propagação da radiação eletromagnética no vácuo = 3x 108 m.s-1).
λν = C
26
1900: Max Planck postulou que a energia de uma onda
eletromagnética é proporcional a sua frequência, estabelecendo
a equação:
E = hν
h = constante de Planck = 6,63x10-34 m2 Kg s-1
De acordo com a teoria de Planck, a energia é sempre emitida ou absorvida pela
matéria em múltiplos inteiros de hν, 2hν, 3hν, etc.
A proposta de Planck foi comprovada e ele ganhou o Prêmio Nobel de Física em
1918
ν = frequência
Onde: 
27
28
REGIÕES DA RADIAÇÃO
ESPECTRO DO HIDROGÊNIO (metade do séc. XIX)
- Uma descarga elétrica passa através de uma região contendo um gás monoatômico.
- Devido às colisões dos átomos da descarga com os elétrons, os átomos assumem um estado
no qual a sua energia total é maior da do átomo normal.
- Ao voltar ao seu estado normal, os átomos cedem seu excesso de energia, emitindo radiação
eletromagnética.
- A radiação é colimada pela fenda, então atravessa o prisma.
- A radiação é decomposta em seu espectro de comprimentos de onda, que é gravado na chapa
fotográfica
29
SÉRIES ESPECTRAIS
• Houve vários estudiosos que buscaram propôr equações que descrevessem as
linhas espectrais do átomo de hidrogênio.
• Dentre eles estão: Balmer (região do visível), Paschen e Brackett (região do
infravermelho) e Lyman (região do ultravioleta). As equações que estes
estudiosos propuseram eram muito semelhantes. Assim todas elas foram
combinadas em uma única equação, a equação de Rydberg.
onde λ é o comprimento de onda da linha do espectro; m e n são números inteiros, m = 1,2,3, e n = (m+1), (m+2), (m+3)..; 
e R é a constante de Rydberg (1,10 x 10ˉ² nmˉ¹).
30
Diagrama de níveis de energia do hidrogênio: transições de Paschen
(infravermelho), Balmer (visível) e Lyman (ultravioleta)
31
32
Ca
Na
Cu
K Ba
Mg
33
Colapso do modelo atômico
Explicação do modelo atômico proposto por Rutherford
Colapso do átomo
NIELS BOHR (1913): desenvolvimento de um modelo
atômico não-clássico baseado na natureza da luz emitida
por substâncias a altas temperaturas ou sob ação de
descarga elétrica
LUZ emitida quando os elétrons do átomo sofriam alterações de 
energia
Niels Bohr (1913)
Niels Bohr
(1885 - 1962)
Niels Bohr trabalhou com Thomson, e
posteriormente com Rutherford.
Tendo continuado o trabalho destes dois físicos,
aperfeiçoou, em 1913, o modelo atômico de
Rutherford.
34
Rutherford
 Com o experimento da folha de ouro comprova a existência de um núcleo 
atômico.
 Não explica a distribuição de elétrons ao redor do núcleo.
 Propõe que os elétrons estão em constante movimento ao redor do núcleo.Bohr
2) Átomos liberam ou absorvem energia quando um elétrons passa para outro nível
energia
1) Os elétrons podem orbitar somente em certas distâncias do núcleo
3) A energia só é emitida ou absorvida quando ele muda o estado de energia
35
- Os Postulados de Niels Bohr (1885-1962)
De acordo com o modelo atômico proposto por Rutherford, os elétrons ao girarem ao
redor do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o mesmo.
Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria (1913) sobre o
movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck.
A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados:
1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem
emitirem nem absorverem energia.
36
2º postulado (de Niels Bohr) : Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons
a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a
energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando como exemplo, uma barra de ferro
aquecida ao rubro).
37
Segundo postulado de Bohr. 
Um átomo irradia energia quando um elétron salta de 
uma órbita de maior energia para uma de menor energia.
Órbitas de Bohr para o átomo 
de hidrogênio
A linha vermelha no espectro atômico é causada 
por elétrons saltando
da terceira órbita para a segunda órbita
O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores comprimentos de onda 
de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia.
38
A linha verde-azulada no espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da quarta para a segunda órbita.
A linha azul no espectro atômico é
causada por elétrons saltando
da quinta para a segunda órbita
A linha violeta mais brilhante no espectro 
atômico é causada por elétrons saltando
da sexta para a segunda órbita.
39
40
Limitações do modelo de Bohr
Explica o espectro de linhas do átomo de hidrogênio, mas não explica o
espectro de outros átomos
Existe um problema em descrever um elétron meramente como uma
partícula circulando ao redor do núcleo (o elétron exibe propriedades de
onda)
Apesar disso, o modelo de Bohr foi um importante passo para a direção
ao desenvolvimento de um modelo mais abrangente, pois apresenta duas
idéias principais que são incorporadas ao modelo atual:
(1) Os elétrons existem apenas em níveis de energias distintos (descritos
pelos números quânticos)
(2) Energia está envolvida na movimentação de um elétron de um nível para o
outro
COMPORTAMENTO ONDULATÓRIO DA MATÉRIA
Nos anos posteriores ao modelo de Bohr, a natureza dual da energia radiante tornou-se
um conceito familiar:
dependendo das 
circunstâncias 
experimentais, a radiação 
parece ter um caráter 
ondulatório ou de partícula
(fóton)
Se a energia radiante pode se comportar , sob
condições apropriadas, como um feixe de
partículas... A matéria, sob condições
apropriadas, pode possivelmente apresentar
propriedades de onda????
De Broglie (1924): Sugeriu que o elétron , em seu movimento ao redor do núcleo,
tinha associado a ele um comprimento de onda particular
(inversamente proporcional a sua velocidade)
λ = h / mv
h = constante de Planck
m = massa do elétron(valor muito pequeno)
v = velocidade 
mv para qualquer objeto é chamado de momento
Obs: O comprimento de onda associado a um objeto de tamanho comum (ex: bola de golfe) é
tão pequeno que estará fora da faixa de qualquer observação possível
comportamento dualístico
para o elétron
O que faltava realmente na 
interpretação do átomo????
Considerar o elétron como um sistema 
dualístico!!!
PRINCÍPIO DA INCERTEZA
Física Clássica é possível calcular:
posição
direção de movimento
velocidade
Podemos fazer o mesmo para um
elétron que exibe propriedades
ondulatórias???????
(1927) Heisenberg: estabeleceu que NÃO É POSSÍVEL DETERMINAR COM
PRECISÃO, EM UM DADO MOMENTO, A POSIÇÃO E O MOMENTO DO
ELÉTRON
Não é possível conhecer
simultaneamente, a posição e a
energia do elétron
PRINCÍPIO DA INCERTEZA
A hipótese de De Broglie e o Princípio da Incerteza de Heisenberg
estabeleceram a base para uma nova teoria de estrutura atômica
Nova abordagem: 
A natureza ondulatória do elétron é reconhecida, e seu
comportamento é descrito em termos apropriados para
ondas
Modelo que descreve precisamente a energia
do elétron enquanto define sua localização em
termos de probabilidades
Schrödinger (1926): Modelo mecânico-ondulatório
Propôs uma equação: equação de onda de Schrödinger
considera tanto o comportamento ondulatório como o de partícula do elétron
m = massa do elétron E = energia total do elétron 
h = constante de Planck  = função de onda
v = energia potencial do elétron 
expressa a energia
total do sistema
energia 
cinética
energia 
potencial
Δ
2 = δ2/δx2 + δ2/δy2 + δ2/δz2
A resoluçãoda equação de onda leva a uma série de funções matemáticas
funções de onda ()
2 = está relacionada com a probabilidade de encontrar o elétron dentro de uma
determinada região do espaço
DENSIDADE DE PROBABILIDADE
A densidade de pontos representa a probabilidade de encontrar o elétron. As regiões com densidade alta de pontos
correspondem a valores relativamente altos para 2 .
Orbital: Região do espaço em que a probabilidade é maior de se encontrar um
elétron de determinada energia
O modelo da mecânica quântica não se refere a órbitas, pois o movimento do
elétron em um átomo não pode ser medido ou localizado com precisão (princípio
da incerteza de Heisenberg)
Ao resolver a equação de Schrödinger para um elétron com energia E definida,
tem-se como resposta uma função de onda associada a um conjunto de 3 números
números quânticos
NÚMEROS QUÂNTICOS
NÚMEROS QUÂNTICOS
São utilizados para definir os estados de energia e os orbitais disponíveis para os elétrons
 Três deles (n, ℓ e mℓ) obtidos a partir da Equação de Schrodinger
 O elétron fica definido por 4 números quânticos (podem assumir determinadas combinações de
valores)
 O quarto número quântico (ms, spin) vem do comportamento do elétron em um campo magnético
 Os elétrons dentro de um determinado nível não são equivalentes
Especifica o nível de energia do elétron e o volume da região do espaço onde o elétron se
encontra valor de n define o tamanho do átomo e a energia de um orbital
Os elétrons que circundam o núcleo do átomo não têm todos o mesmo nível energético; é
portanto, conveniente dividir os elétrons em níveis com propriedades energéticas
diferentes
n pode assumir número inteiros (1, 2, 3, 4...) ou letras (K, L, M, N...)
Diferentes valores de n identificam diferentes camadas. Quanto maior o valor, maior o
tamanho do orbital, maior a distância do elétron ao núcleo atômico e maior é a energia.
Número Quântico Principal (n)
Cada nível principal tem um ou mais subníveis
Especifica a subcamada, e assim a forma do orbital (espaço onde o elétron será encontrado)
Número Quântico Secundário, Azimutal ou Angular (ℓ)
Cada valor de ℓ corresponde a um tipo diferente de orbital com um formato diferente
Depende dos valor de n (número quântico principal)
Valores: 0, 1, 2, ...(n-1)
Se: n = 1, ℓ = 0 (1 subnível)
n = 2, ℓ = 0 e 1 (2 subníveis)
n = 3, ℓ = 0, 1 e 2 (3 subníveis)
n = 4, ℓ = 0, 1, 2 e 3 (4 subníveis)
n = 5, ℓ = 0, 1, 2, 3 e 4 (5 subníveis) 
ℓ também especifica a energia: quanto maior for o valor , maior será a energia
ℓ = 0 ℓ = 1 ℓ =2 ℓ = 3
s (sharp) p (principal) d (diffuse) f (fundamental)
Em termos de energia: s < p < d < f...
Número Quântico Magnético (mℓ)
Determina a orientação espacial da região no espaço onde o elétron poderá ser
encontrado
Depende de ℓ (número quântico secundário):
Valores: - ℓ, ...,0..., +ℓ
n = 1 ℓ = 0 ( 1 subnível) mℓ = 0 1 OA
n = 2 ℓ = 0
ℓ = 1
mℓ = 0
mℓ = -1, 0, +1
4 OA
n = 3 ℓ = 0
ℓ = 1
ℓ = 2
mℓ = 0
mℓ = -1, 0, +1
mℓ = -2,-1, 0, +1, +2
9 OA
orbital
mℓ: dá o número de possibilidades de orientações espaciais
(2 subníveis)
(3 subníveis)
 Para a subcamada s existe um único estado energético, enquanto
para subcamadas p, d e f existem, respectivamente, 3, 5, e 7 estados
(ou orbitais)
ORBITAIS
Orbitais s: esféricos
Orbitais p: lóbulos com plano nodal
Subnível p 3 orientações (px, py, pz)
Orbitais d
3 OA: dxy, dxz, dyz máxima densidade eletrônica entre os eixos
2 OA: dx
2-y
2, dz
2 máxima densidade eletrônica sobre os eixos
Subnível d
combinação dos orbitais dz
2-x
2 e dz
2-y
2
Orbitais f
3 números quânticos
espécie de código de endereço postal (CEP) para os
elétrons
n = andar (camada do elétron) 
ℓ = apartamento do andar (subcamada dentro da camada)
mℓ = peça do apartamento (orientação do orbital dentro da
subcamada)
Surge da decorrência do elétron se comportar como se estivesse girando
Número Quântico de Spin (ms)
o movimento circular de carga elétrica faz
com que o elétron atue como um pequeno ímã
Se um átomo com um único elétron desemparelhado for colocado em um campo magnético,
somente 2 orientações serão possíveis para a rotação do elétron
Alinhado com o campo
Oposto ao campo
A orientação é associada com um valor do número quântico de spin:
ms = +1/2
ms = -1/2 
O spin do elétron é responsável pela maioria das propriedades magnéticas
dos átomos e moléculas
As moléculas com um ou mais elétrons desemparelhados são atraídas por um
campo magnético
quanto mais elétrons desemparelhados em uma espécie,
mais fortes serão as forças de atração
paramagnetismo
Materiais diamagnéticos: não têm elétrons desemparelhados
são fracamente repelidas por um
campo magnético
ferromagnetismo:
forma muito mais forte de magnetismo
origina-se quando os elétrons desemparelhados dos átomos ou íons em um
sólido são influenciados pelas orientações dos elétrons de seus vizinhos
sólido ferromagnético
colocado num campo magnético
elétrons tendem a se alinhar fortemente
ao longo do campo magnético
Obs: A atração pelo campo magnético resultante pode ser 1 milhão de vezes mais forte que uma
substância paramagnética simples
Ex: Fe, Co, e Ni (mais comuns)
óxidos metálicos: CrO2, Fe3O4
Óxidos ferromagnéticos são utilizados para fabricação de:
capacidade de reter memória
cartões de fita 
magnética
discos 
rígidos
cartões de 
crédito 
CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS DOS ÁTOMOS
Para descrever os átomos, devemos considerar não apenas a natureza dos
orbitais e suas energias, mas como os elétrons ocupam os orbitais disponíveis
Configuração eletrônica de um átomo 
representação esquemática da distribuição dos elétrons de um 
átomo de um determinado elemento
informa como os elétrons estão distribuídos pelos
vários orbitais atômicos
determina como irão ocorrer as ligações químicas
propriedades das espécies combinadas
Os orbitais são representados por um diagrama de caixas
Os elétrons são representados por setas, de direções opostas (spins opostos)
↑↓
representa um orbital com dois elétrons
↑↓
Configuração eletrônica
Os orbitais podem ser classificados em termos de energia
Diagrama de Aufbau
As energias das subcamadas aumentam com o aumento do valor do número quântico
principal n
À medida que n aumenta, o espaçamento entre as camadas fica menor
sobreposição entre as subcamadas da 3ª camada em diante
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, etc.
(subnível s)
(subnível s e p)
(subnível s, p e d)
(subnível s, p, d e f)
Para facilitar a distribuição eletrônica foi criado o seguinte
diagrama:
Diagrama de Linus PaulingLinus Pauling (químico quântico)
Regras de preenchimento dos orbitais atômicos
 Princípio da Energia Mínima (Princípio de Aufbau)
 Princípio de Exclusão de Pauli
 Regra de Hund
Aufbau: construção (em alemão)
Princípio da Energia Mínima
Este princípio aplica-se às espécies monoeletrônicas (possuem apenas um
elétron) e aos átomos polieletrônicos
Os elétrons deverão ocupar os orbitais por uma ordem tal que
resulte na menor energia para o átomo
1925: Wolfgang Pauli
descobriu o princípio que governa a distribuição dos elétrons
em átomos polieletrônicos
Princípio de Exclusão de Pauli
“Dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto de quatro números
quânticos (n, ℓ, mℓ, ms) iguais ”
Significado: um orbital pode receber o máximo de dois elétrons, e eles devem ter
spins opostos
Regra de Hund: 
“ Para orbitais degenerados, a menor energia será obtida quando o
número de elétrons com o mesmospin for maximizado”
Significado: Adicionar um elétron por orbital até estar totalmente semi-
preenchido, somente depois se acrescenta um segundo elétron
configuração de mais baixa energia
elétrons no mesmo orbital sofrem mais repulsão do que os
elétrons distribuídos em diferentes orbitais
Exercício: Dado o conjunto de números quânticos do elétron mais energético, no
estado fundamental, determine o número atômico do elemento. Convencionando
que o primeiro elétron a ocupar um orbital possui número quântico de spin igual a
+½.
n = 5; ℓ = 1; mℓ = 0; ms = -½

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