Aula 01 Teoria Atomica Completa QGA Parte 2

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AULA 01 
TEORIA ATÔMICA COMPLETA 
 
- ESTRUTURA ATÔMICA; 
- MODELOS ATÔMICOS; 
- ESPECTROSCOPIA ATÔMICA; 
- PROPRIEDADES ONDULATÓRIAS DOS 
ELÉTRONS; 
- NÚMEROS QUÂNTICOS E DISTRIBUIÇÃO 
ELETRÔNICA. 
 
Estrutura Eletrônica dos Átomos 
 
 
 
 
 
 
 
Estrutura Eletrônica dos Átomos 
 
 
 Comportamento dos elétrons nos átomos  distribuição 
eletrônica. 
 
 Estrutura eletrônica do átomo  número de elétrons, 
distribuição eletrônica ao redor do núcleo e a suas 
energias!! 
 
 Análise da luz EMITIDA e ABSORVIDA pelas 
substâncias. 
 
 
 
 
 
 
 Radiação Eletromagnética (RE)  
Transporta energia pelo espaço 
 
Regiões do espectro eletromagnético 
 
 
Radiação Eletromagnética (RE) 
 
 Tem propriedades de ondas e de partículas. 
 
Onda: comprimento de onda (l) e da freqüência (n). 
 
 
 
 
l 
Comprimento de onda (l): distância entre dois máximo (nm) 
Freqüência (n): número de l completo, ou ciclos que passa por um 
dado ponto a cada segundo (hertz (Hz) ou cm-1) 
 
 
 
RE Move-se no vácuo a uma velocidade 
constante (3,0 x 108 m/s)  velocidade da luz (c) 
 
 
Quanto maior n menor l 
 
 
 
 
 
 
 
 
c = l n n = c / l logo 
l 
 
 
Radiação Eletromagnética (RE) 
 
 Tem propriedades de ondas e de partículas. 
 
 Partículas  FÓTONS 
 
 
Max Planck  QUANTUM  menor quantidade de 
energia que pode ser EMITIDA ou ABSORVIDA 
como RE. 
 
 
 
 
 
Equantum = h . n 
h (constante de Plank) = 6,63x10-34 J/s 
 
 Einstein (1905) Efeito fotoelétrico 
 
 Base da fotocélulas, usadas em medidores 
de luz para fotografia e outros dispositivos 
eletrônicos. 
 
 
 
 Cada fóton deveria ter uma energia proporcional à freqüência da 
luz. 
 
 
 
 
 
 Efóton depende de sua v  Altas frequências de Raio X. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Modelo de Bohr (1913) 
 
 Postulados: 
Os elétrons estariam em órbitas ao redor do núcleo com 
certos raios, correspondendo a certas energias definidas 
(Energia Quantizada). 
 
 Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para 
o elétron, e ele não emite energia ao percorrê-las. 
 
A energia só é emitida ou absorvida 
por um elétron, quando ele muda de 
estado de energia permitido para outro. 
 
Essa energia é absorvida ou emitida 
como um fóton: E = h. 
 
 
Modelo de Bohr (1913) 
 
 Teste de chama 
 
 
Modelo de Bohr (1913) 
 
 Limitações do modelo de Bohr: 
 
 Explica apenas os espectros para sistemas com 
apenas 1 elétron (H e He+). 
 
 Descreve o caminho dos elétrons ao redor do 
núcleo como um caminho de raio fixo, o qual não 
corresponde ao modelo aceito pelo átomo. 
 
A idéia de trajetória circulares de Bohr não pode 
ser comprovada. 
 
 
 
 Modelo de Schrödinger (1926) 
 Modelo usado atualmente. 
 
 
 Equações de Schrödinger  funções de ondas (Ψ). 
 
 
 
 Ψ2 está relacionada com a probabilidade de se 
encontrar o elétron em uma determinada região do 
espaço, quando ele está em estado de energia 
permitido. 
 
 
 
 
 
Modelo de Schrödinger (1926) 
 
 A região do espaço em que há maior probabilidade de se 
encontrar o elétron de determinada energia é chamado 
 ORBITAL ATÔMICO. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Modelo de Schrödinger (1927) 
 Cada orbital tem energia e forma características. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Para resolver a equação de Schrödinger para um 
elétron no espaço tridimensional, são necessários 
 4 números quânticos (n, l, ml, ms), os quais 
são parte integral da resolução matemática. 
 
 
 1 - Número Quântico Principal, n 
 
 Camada ou nível eletrônico principal em que o elétron se 
encontra. 
 n =1,2,3,4,...,∞. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 2 - Número Quântico Secundário ou Azimutal (ℓ) 
 
 Subcamada ou subnível. 
 Este número quântico define o formato do orbital (s, p, d, f) 
 ℓ = 0, 1, 2,3, (n-1). 
 
 
 
 
 
 
 
Valor 
de ℓ 
 
Subcamada 
/Subnível / 
Orbital 
Nº máximo 
de elétrons 
 
0 s 2 
1 p 6 
2 d 10 
3 f 14 
 3 - Número Quântico Magnético (m1). 
 Representa à orientação espacial dos orbitais em uma 
subcamada ou subnível. 
 Pode assumir os valores m1 = - ℓ a + ℓ. 
 
 
 
 
 
 
 
Valor de ℓ 
 
Subcamada /Subnível 
/ Orbital 
m1 
Nº de orbitais 
(2ℓ + 1) 
 
0 s 1 
1 p 3 
2 d 5 
3 f 7 
 
 3 - Número Quântico Magnético de Spin (mS). 
 
 
 
 Pode assumir os valores 
 +½ (↑) ou -½ (↓) 
 
 
 
 
 
 
 Princípio de Exclusão de Pauli 
 
 
 Um orbital pode receber o MÁXIMO de 2 elétrons, 
e eles devem ter spins opostos. 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
 1) Qual o número máximo de orbitais que o subnível d 
comporta? 
 
 2) Qual o número máximo de elétrons que podem existir no 
subnível f ? 
 
 3) Quais são os subníveis que formam a camada eletrônica L? 
 
 4) Em relação aos números quânticos. 
 a) Quando n=2 e n=4 quais são os possíveis valores de ℓ para 
cada um? 
 b) Quando ℓ=1 e ℓ=3 quais os possíveis valores de m1 para cada 
um? 
 c) Para o orbital 3d quais são os possíveis valores dos números 
quânticos n, ℓ e m1. 
 
 
 Distribuição Eletrônica 
 
Distribuição dos elétrons entre os vários orbitais de um 
átomo. 
 
A configuração eletrônica mais 
estável, ou estado fundamental 
de um átomo é aquela na qual os 
elétrons estão nos estados 
MAIS BAIXOS de energia. 
 
 
Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de 
energia, com exatos dois elétrons por orbital. 
 
 
 
 
 
 
 
Atividade 01 
Fazer a distribuição eletrônica do Ni (Z=28). 
Atividade 02 
 
Quais os valores quânticos principal (n), secundário (l), magnético (m1) 
e magnético de spin (ms) para o último elétron do Ni (Z=28). 
 
 
 
 
 
Atividade 03 
 
Fazer a distribuição eletrônica do Ce (Z=58). 
 
a) Quais os valores quânticos principal (n), secundário (l), magnético 
(m1) e magnético de spin (ms) para o último elétron do Ce 
 
b) Quais são os elétrons mais externos? 
 
c) Quais são os elétrons mais energéticos? 
 
 
 
 
 
 
 
 
o Configurações Eletrônicas Condensadas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gases Nobres 
2He 
10Ne 
18Ar 
36Kr 
54Xe 
86Rn 
 Configurações Eletrônicas Condensadas 
 
Na: [Ne] 3s1 
 
 Neônio  subnível 2p completo (10Ne) 
 
 
 
 Sódio  marca o início de um novo período (11Na) 
 
 
 
 Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 
 Ne: 1s2 2s2 2p6 
 Na: [Ne] 3s1 
 [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Configurações Eletrônicas Condensadas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Praticar!!!! Ba (Z=56): 
 Exercícios 
 1) Apresente a distribuição eletrônica e o diagrama em 
quadrículas para o O (Z=8). 
Quantos elétrons desemparelhados o O possui? 
 
 2) Escreva a configuração eletrônica de P (Z=15). 
Quantos elétrons desemparelhados o átomo de P possui? 
 
 3) A última camada de um átomo possui a configuração eletrônica 
3s2 3p4.Qual o número atômico? 
 
 4) Utilizando o diagrama de Pauling e considerando o elemento 
químico tungstênio (W), Z= 74, responda : 
a) Qual a distribuição eletrônica? 
b) Quais os elétrons mais externos? 
c) Quais os elétrons mais energéticos? 
 
 Exercícios 
 5) O último elétron de um átomo neutro apresenta 
o seguinte conjunto de números quânticos n=4; l=1; 
M=0; s= +1/2. Calcule o número atômico desse átomo. 
 
6) A ordem crescente de energia dos subníveis eletrônicos pode ser 
determinada pela soma do nº quântico principal (n) ao nº quântico 
secundário ou azimutal (l). Se a soma for a mesma, terá maior 
energia o mais afastado do núcleo (> n). 
Colocar em ordem crescente de energia os subníveis eletrônicos: 
 4d 4f 5p 6s