Aula Estrutura atômica

Prévia do material em texto

14/03/2018
1
Profa. Dra. Ana Paula de Azevedo Marques
Estrutura da Matéria
Estrutura Atômica
• Linha do Tempo pós 1930 – Modelo Quântico
Evolução da Teoria Atômica
Democritus Dalton Thomson
Rutherford
Bohr
https://www.youtube.com/watch?v=TW1HTyTissw
• Thales de Mileto – século VI a.C.
– nasceu na antiga colônia grega Mileto, região da Jônia, atual Turquia, 
por volta de 623 ou 624 a.C. 
– Buscou respostas racionais para os fenômenos da natureza e as 
razões da existência
– Considerado um dos primeiros filósofos a romper com o ponto de 
vista religioso.
Água: essência de toda a matéria
Filósofos gregos pré-socráticos
Fonte: https://www.todamateria.com.br/tales-de-mileto/
“Uma breve História da Química - da Alquimia às químicas moleculares modernas”, 
Arthur Greenberg, editora Blucher, 2009.
• Empédogles de Agrigento 490 -430 a.C.
– um dos sucessores de Thales de Mileto
– Origem do universo somente poderia ser explica pela união de vários 
elementos.
Filósofos gregos pré-socráticos
Os quatro elementos dos antigos
Escaneada do manuscrito “De responsione mundi et astrorum ordinatione”
(Augsburgo, 1472), A resposta mundial para organização das estrelas. Livro baseado
nos escritos de Santo Isidoro, bispo de Sevilha durante o século VII d.C.
Fonte: https://www.todamateria.com.br/empedocles/
• Empédogles de Agrigento 490 -430 a.C.
– esses elementos seriam misturados de acordo com dois princípios 
universais opostos:
– o amor (philia), que leva a harmonização;
– o ódio (nekos), associado com a separação.
Filósofos gregos pré-socráticos
Os quatro elementos dos antigos
Essas duas forças cíclicas, antagônicas e cósmicas geradas pelos dois 
princípios revelariam toda a realidade e as coisas existentes no mundo
Amor: responsável 
pela força de atração. 
Ódio: responsável 
pela força de repulsão
Fonte: https://www.todamateria.com.br/empedocles/
• Demócrito de Abdera – 450 a.C.
– nasceu por volta de 460 a.C. na cidade de Abdera, região da Trácia.
– Descreveu a "Teoria Atômica".
– Átomo: parte indivisível e eterna, que permanece em constante 
movimento, é o elemento primordial, o princípio de todas as coisas.
– Universo composto de dois elementos básicos: 
• Átomos (do grego atomos, que significa não-divisível)
• vácuo (derivado de vacuus, que significa vazio, ou o não-ser)
Filósofos gregos pré-socráticos - "Teoria Atômica"
Fonte: https://www.todamateria.com.br/democrito/
“Uma breve História da Química - da Alquimia às químicas moleculares modernas”, 
Arthur Greenberg, editora Blucher, 2009.
Grécia – cédula de 100 dracma, 1966
14/03/2018
2
• Demócrito de Abdera – 450 a.C.
– Átomo: 
– do grego atomos, que significa não-divisível
– parte indivisível e eterna, que permanece em constante movimento, é 
o elemento primordial, o princípio de todas as coisas.
Filósofos gregos pré-socráticos - "Teoria Atômica"
Fonte: https://pxhere.com/pt/photo/1158431
“Uma breve História da Química - da Alquimia às químicas moleculares modernas”, 
Arthur Greenberg, editora Blucher, 2009.
ÁTOMO
Limite de divisibilidade
• Linha do Tempo pós 1930 – Modelo Quântico
Evolução da Teoria Atômica
Democritus Dalton Thomson
Rutherford
Bohr
https://www.youtube.com/watch?v=TW1HTyTissw
2258
A História – século XIX
• Século XVIII
– 1800 - Alessandro Volta, na Itália, inventa a bateria elétrica.
Fonte das imagens:
http://www.copel.com/hpcopel/root/nivel2.jsp?endereco=%2Fhpcopel%2Froot%2Fpag
copel2.nsf%2F0%2F3CD92FA03B2F45E10325740C0047BCD7
Modelo da pilha de Volta, invenção utilizada por outros 
cientistas como fonte de corrente elétrica para fins 
práticos. (Deutsche Museum – Munique)
A História – século XIX
• Século XIX
– 1803 - Robert Fulton, na Grã-Bretanha, desenvolveu uma 
embarcação a vapor.
– 1876 - Alexander Graham Bell, nos Estados Unidos, inventou 
o telefone.
– 1879 - A iluminação elétrica foi inaugurada em Mento Park, New
Jersey, nos Estados Unidos.
Fonte das imagens:
https://escolamunicipalpaulofreire.wordpress.com/2014/02/15/revolucao-industrial/
http://masqueunosapuntes14.blogspot.com.br/2015/03/y-dios-hizo-la-mujer.html
Modelo Atômico de Dalton - 1808
• Teoria Atômica de Dalton
– Toda a matéria é formada por entidades indivisíveis e 
extremamente pequenas: os átomos
Modelo de bola de bilhar
Lei da Conservação de Massas
Modelo Atômico de Dalton - 1808
• Teoria Atômica de Dalton
– Cada elemento químico é constituído de átomos.
• “Um elemento químico é o conjunto de átomos que 
possuem o mesmo número atômico.”
– Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos.
14/03/2018
3
Modelo Atômico de Dalton - 1808
• Teoria Atômica de Dalton
– Nas reações químicas, os átomos não são alterados.
– Os compostos são formados quando átomos, iguais ou não, 
se combinam.
Modelo Atômico de Dalton - 1808
• Lei de Dalton das proporções múltiplas
– Quando dois elementos formam diferentes compostos:
• a proporção da massa dos elementos em um composto 
está relacionada à proporção da massa do outro através 
de um número inteiro pequeno.
Modelo Atômico de Dalton - 1808
A matéria, embora divisível no grau 
extremo, não é, no entanto, 
infinitamente divisível. Ou seja, deve 
haver algum ponto além do qual não 
podemos entrar na divisão da matéria. 
... Escolhi a palavra "átomo" para 
indicar essas partículas finais.
Matter, though divisible in na 
extreme degree, ís nevertheless not
infinitely divisible. That is, there must
be some point beyond which we
cannot go in the division of matter. ... 
I have chosen the word “atom” to 
signiy these ultimate particles.
• Linha do Tempo pós 1930 – Modelo Quântico
Evolução da Teoria Atômica
Democritus Dalton Thomson
Rutherford
Bohr
https://www.youtube.com/watch?v=TW1HTyTissw
2258 96
• História século XX
– inúmeros avanços tecnológicos
– conquistas da civilização
– a qualidade de vida aumentou para muitos.
• Motivo: lâmpada, automóvel e telefone no final do século anterior.
– apelidado de "Século Sangrento“ (países da Europa e da Ásia)
Modelo Atômico de Thomson - 1904
1914-1918 1939-1945
• A Descoberta do Elétron: Tubos de Raios Catódicos (Thomson - 1897) 
Descoberta da Estrutura Atômica – O elétron
Raios catódicos – raios emitidos quando uma grande diferença de potencial é aplicada entre 
dois eletrodos em um tubo de vidro sob vácuo.
Desenvolvimento do modelo atômico
Desenvolvimento da Eletricidade
Descoberta da Radioatividade
https://www.youtube.com/watch?v=4g0tX6WcUvo
14/03/2018
4
• Partículas negativas se deslocam do eletrodo negativo para o eletrodo
positivo.
• A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de um campo
magnético externo.
– Ao interagir com o um campo magnético perpendicular a um campo
elétrico aplicado, os raios catódicos podem sofrer diferentes desvios.
– a quantidade do desvio depende da proporção carga-massa do elétron.
Descoberta da Estrutura Atômica – O elétron
Em 1897, Thomson determinou que a proporção 
carga-massa de um elétron é 1,76 x 108 C/g.
• Gotas de óleo são borrifadas sobre
uma chapa carregada positivamente
contendo um pequeno orifício.
• À medida que as gotas de óleo
passam através do orifício, elas são
carregadas negativamente.
• A gravidade força as gotas para
baixo. O campo elétrico aplicado
força as gotas para cima.
• Quando uma gota está
perfeitamente equilibrada, seu peso
é igual à força de atração
eletrostática entre a gota e a chapa
positiva.
Descoberta da Estrutura Atômica – O elétron
• A Determinação da Carga do Elétron: Experimento de Millikan
Utilizando este experimento, Millikan determinou
que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 Ce
conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108
C/g, calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.
massa do elétron atualmente é 9,10939 x 10-28 g
https://www.youtube.com/watch?v=xohI5URKRvA
Modelo Atômico de Thomson
Pudim de passas
•Conseguiu mostrar a existência de cargas elétricas (positivas e
negativas) em um átomo.
• Explicou a existência de metais e não-metais, a emissão de luz pelos
átomos excitados e a presença de materiais radioativos (não
completamente)
• Linha do Tempo pós 1930 – Modelo Quântico
Evolução da Teoria Atômica
Democritus Dalton Thomson
Rutherford
Bohr
https://www.youtube.com/watch?v=TW1HTyTissw
2258 96
4
Como a maioria das partículas a passa pela chapa sem sofrer desvio, a maior
parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa com pequena massa
(elétrons).
Os grandes desvios das partículas a indicam que o centro, ou núcleo do
átomo, deve ser constituído de uma carga positiva densa.
Descoberta da Estrutura Atômica – O núcleo
• A descoberta do núcleo atômico: Experimento de Rutherford 
https://www.youtube.com/watch?v=CRU1ltJs2SQ
• Um alto desvio no sentido da chapa positiva ocorre quando a radiação é
negativamente carregada e tem massa pequena- radiação β (elétrons).
• Nenhum desvio ocorre quando a radiação é neutra - radiação g (previsão nêutron).
• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente ocorre quando a
radiação é carregada positivamente e apresenta massa grande - radiação a (próton).
Descoberta da Estrutura Atômica – O núcleo
• Radioatividade: Experimentos de H. Becherel e M. Curie 
14/03/2018
5
Modelo Atômico de Rutherford
Sistema Planetário
• Os átomos não têm carga elétrica, portanto quantidade de elétrons deve ser igual a
de prótons.
• A maioria dos átomos apresentam massa maior do que o previsto pelo conjunto de
prótons e elétrons!!
• Propôs a existência dos nêutrons (partículas pesadas e sem carga)
Elétron
Massa = 9,109382 x 10-28 g 
Carga = - 1,602176 x 10-19 C
Próton
Massa = 1,672622 x 10-24 g 
Carga = 1,602176 x 10-19 C
Nêutron
Massa = 1,674927 x 10-24 g 
Carga = 0 
Tamanho do Átomo 
em 
Relação ao Núcleo
100.000 x maior
Modelo Atômico – Linha do Tempo
Demócrito:
(grego) 
partícula
indivisível
Dalton:
experimentos
bola de bilhar Thomson: 
1º. Exp. 
Estrutura Interna
pudim de passas
Rutherford: 
Experimentos 
comprovou 
exist. do núcleo;
previu exist. 
de nêutrons
modelo nuclear
Comprovou-se
a existência 
do nêutron
a.C 1803 1897 1908 1932
• A descoberta do nêutron, 1932: Experimento de James Chadwick
Descoberta da Estrutura Atômica – O núcleo
polônio
berílio
Polônio Berílio
Nêutrons
Prótons
Parafina
Câmara de 
Ionização
partículas a
Propriedades Atômicas
Número Atômico (Z): quantidades de prótons no átomo.
Z = p = e
Número de Massa (A): a soma das partículas (prótons e nêutrons) 
que constituem o átomo.
A = Z + n
Simbologia para representação de um átomo
Lembrar que:
mpróton ~ mnêutron = 1840 x me
-
Propriedades Atômicas
ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.
ISÓBAROS: mesmo número de massa.
ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
Propriedades Atômicas
ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam elétrons 
ISOELETRÔNICOS: mesmo número de elétrons.
XAZ
14/03/2018
6
Propriedades Atômicas: Número de Massa e Massa Atômica
XAZ
massa atômica: é a massa de um átomo em unidades de
massa atômica (u)
massa do átomo de C = (6*mpróton + 6*mnêutron ) =
(12* 1,67493 x 10-24 g)
1 u = 1/12 da massa de um átomo de C
1 u = 1,67493 x 10-24 g
6,02214 x 1023 u = 1g
C126
elemento padrão para definir a escala uma foi o 
Carbono (12,0 u)
1 u 
•Isótopos: existência natural.
– a massa na tabela periódica: valor médio de uma coleção de átomos.
–Por exemplo:
Propriedades Atômicas: Abundância Isotópica
10B
11B
Na natureza:
isótopo 10B - 19,91%
isótopo 11B - 80,09%
Massa atômica média do B:
(0,1991)(10,0129 u) + (0,8009)(11,0093 u) = 10,81 u
10,81 u x 1,674927 x 10-24 g/u = 1,811 x 10-23 g
Determinação da Abundância Isotópica e Massa Atômica
Espectro de massa
Neônio – 3 isótopos naturais
• Linha do Tempo pós 1930 – Modelo Quântico
Evolução da Teoria Atômica
Democritus Dalton Thomson
Rutherford
Bohr
https://www.youtube.com/watch?v=TW1HTyTissw
2258 96
LUZ
Modelo de Partícula de Isaac Newton - 1730
• A luz é uma partícula corpuscular.
Modelo de Partícula de Isaac Newton - 1669
1704, Isaac Newton escreveu a sua obra 
mais importante sobre a óptica, 
chamada Opticks.
https://www.youtube.com/watch?v=9XuOAGtIcIo
14/03/2018
7
• Refração
Modelo de Partícula de Isaac Newton - 1669 Modelo de Partícula de Isaac Newton - 1669
Vágua>Var
• Refração
• Dispersão
Modelo de Partícula de Isaac Newton - 1669
• Amigo de Galileu Galilei, Marin Mersenne e René Descartes.
Modelo de Ondas – Christiaan Huygens (1678)
Tratado sobre a luz
Apresentado à Academia Real de 
Ciências da França, 1678
Publicado em 1690
Meio em que luz se propaga
• Difração
Modelo de Ondas – Christiaan Huygens (1678)
Limites mal definidos
ondas
propagações projeções
• Reflexão Geométrica
Modelo de Ondas – Christiaan Huygens (1678)
14/03/2018
8
• Refração
Modelo de Ondas – Christiaan Huygens (1678)
Newton Huygens
Mais de 100 anos de desprezo
• Interferência
Modelo de Ondas – Thomas Young (1802)
Experiência da dupla fenda
Padrão característicos de picos e vales
• Interferência
Modelo de Ondas – Thomas Young (1802) Modelo de Ondas – Thomas Young (1802)
• Interferência
Modelo de Ondas – Thomas Young (1802)
• Interferência construtiva
Modelo de Ondas – Thomas Young (1802)
• Interferência destrutiva
14/03/2018
9
Modelo Eletromagnético – James Maxwell (1864) Modelo Eletromagnético – James Maxwell (1864)
Radiação eletromagnética ocorre em qualquer meio, não necessita do éter
• Maxwell, 1864
Desenvolveu um modelo matemático para descrever todas as formas de
radiação em termos de campos elétricos e magnéticos oscilantes (que
variam com o tempo) e que atravessam o vácuo a 3x108m/s (C-
velocidade da luz).
Modelo Eletromagnético – James Maxwell (1864)
. = c
3x108m/s (c-velocidade da luz).
Surgimento da Mecânica Quântica
. = c
Natureza da Luz 
(radiação eletromagnética)
Consiste de campos 
elétricos e magnéticos 
oscilantes
2 ciclos completos
Quanto maior for a 
amplitude, maior será a 
quantidade de energia 
transportada.
1. Duas ondas eletromagnéticas são representadas abaixo:
(a) Qual a onda tem a maior frequência?
(b) Se uma onda representa a luz visível e a outra, a radiação
infravermelha, qual é uma e qual é outra?
Exercícios
(I) (II)
14/03/2018
10
Resposta
(a) A onda (I) tem comprimento de onda mais longo (maior distância entre os
picos).
- Quanto maior o comprimento de onda, menor a frequência (=c/).
Portanto a onda (I) tem frequência menor e a onda (II) tem
frequência maior.
(b) O espectro eletromagnético indica que a radiação IV tem
comprimento de onda mais longo do que a luz visível. Assim, a
onda (I) seria a radiação infravermelho.
(I)
(II)
2. A Luz amarela emitida por uma lâmpada de vapor de sódio usada
para iluminação pública tem um comprimento de onda de 589 nm.
Qual é a frequência dessa radiação (dados: velocidade da luz =
3x108m/s).
Exercício
. = c
Resposta
=c/
C = 3x108m/s).
= 3x108m/s/589 nm
Grandezas com unidades diferentes
Converter  em namometro (nm) para metro (m)
= ((3x108m/s)/589 nm)(1nm/10-9m)
 = 5,09 x 1014 s-1 
Exercício3. Calcule os comprimentos de onda (em nm) das luzes de trânsito. Suponha
que as frequências sejam: Verde (5,75 x 1014 Hz); amarelo (5,15 x 10
14 Hz);
vermelho (4,27 x 1014 Hz).
Hz - ciclos por segundo
m – 109 nm
Resposta
Verde = 521 nm
Amarelo = 582 nm
Vermelho = 702 nm
Max Planck (1900) - Emissões
14/03/2018
11
• Irradiação de energia pelo átomos:
– Haviam restrições
– Emitiam pacotes discretos: Quantum
Max Planck (1900) - Emissões
Energia =  x 6.6268 x 10-34Js 
Constante de Planck
Energia  frequência ( )
Energia = h x 
h = Constante de Planck
A Hipótese de Planck
Baseado nas observações anteriores Planck (1900) fez uma das maiores
descobertas do mundo atômico:
“Quando um corpo emite radiação há uma quantidade mínima de energia 
que pode ser emitida em qualquer instante” 
Cria a idéia de PACOTES DE ENERGIA – QUANTUM (Quantização)
A hipótese de Planck implica em que a radiação de freqüência  pode ser
gerada somente se energia suficiente estiver disponível.
a energia é sempre emitida e absorvida
pela matéria em múltiplos inteiros de h,
2h, 3h e assim sucessivamente.
= hE
Evolução da Teoria Atômica Quântica
Postulados de Planck:
A energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em 
certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum.
A relação entre a energia e freqüência é dada por:
onde h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J s). = hE
E, de acordo com a teoria de Planck, a energia é sempre emitida e
absorvida pela matéria em múltiplos inteiros de h, 2h, 3h e
assim sucessivamente.
Exemplo:
Se a quantidade de energia emitida por um átomo for 3h, dizemos que foram
emitidos 3 quanta de energia.
E, que as energias permitidas são quantizadas, isto é, seus valores são restritos
a determinadas quantidades.
• Einstein propôs que a luz é formada 
por fótons com comportamento de 
partículas
– luz de freqüência adequada 
atinge uma amostra metálica: 
arrancando elétrons superficiais
O Efeito Fotoelétrico - Absorções
O Efeito Fotoelétrico O Efeito Fotoelétrico
Fóton (hu)
14/03/2018
12
O efeito fotoelétrico só é observado
quando uma luz de freqüência
suficientemente alta atinge uma
amostra metálica, arrancando
elétrons superficiais, fazendo com
que o metal adquira carga positiva
O Efeito Fotoelétrico
Outra evidência dos “Pacotes de energia”
Observações experimentais:
-Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha freqüência acima de um determinado valor,
característica do metal;
-Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a intensidade da radiação;
-A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a freqüência da radiação
incidente.
Quantização de energia
• Para entender a quantização,
considere a subida em uma
rampa versus a subida em uma
escada:
 na rampa, há uma alteração
constante na altura (aumenta de
maneira uniforme e contínua).
 enquanto na escada, há uma
alteração gradual e quantizada
na altura.
Evolução da Teoria Atômica Quântica
O efeito fotoelétrico e fótons
O efeito fotoelétrico fornece evidências 
para a natureza de partícula da luz -
“quantização”.
Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia
denominados fótons.
A energia do fóton é dada por: = hE
Espectro Contínuo
Espectro da luz branca produzido por refração em um prisma
Espectro de emissão de linhas do hidrogênio
Séries de Balmer (UV) e Lyman (Vis) (1885)
Alta tensão
Baixa pressão
Espectro atômico de linhas
Espectros de Emissão Atômica do H, Hg e Ne
Os elementos gasosos excitados emitem luz, cujos espectros são 
únicos para aquele átomo (impressão digital do átomo). 
Técnica poder ser usada para identificação de elementos.
Comportamento Quântico do Átomo
14/03/2018
13
O Átomo de Bohr e o Mundo Quântico
Surgimento da Mecânica Quântica: Século XX
Natureza ondulatória da Luz
Relacionou as idéias quânticas de Planck e Einstein e explicou os
espectros dos átomos excitados.
Acrescentou 3 postulados ao modelo atômico de Rutherford.
*O átomo é formado por 
um núcleo e níveis de 
energia quantizada, nos 
quais os elétrons estão 
distribuídos.
Modelo Atômico de Bohr
1909
Os Espectros Atômicos
• Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do
hidrogênio se encaixam em uma simples equação matemática.
• Mais tarde, Rydberg generalizou a equação de Balmer para:
onde RHé a constante de Rydberg (1,096776 x 10
7 m-1), n1 e n2 são números inteiros
(n2>n1).














=
 2
2
2
1
111
nnh
RH
Equação de Rydberg
Diagrama de níveis de energia do hidrogênio: transições de Paschen, 
Balmer e Lyman
Modelo Atômico de Bohr
• A primeira órbita tem n = 1, é a mais próxima
do núcleo e convencionou-se que ela tem
energia negativa.
• A órbita mais distante no modelo de Bohr tem
n próximo ao infinito e corresponde à energia
zero.
• Os elétrons no modelo de Bohr podem se
mover apenas entre órbitas através da
absorção e da emissão de energia em
quantum (h).
14/03/2018
14
Comportamento Ondulatório da Matéria
De Broglie, utilizando as equações de Einstein e de Planck, mostrou
que se os objetos são pequenos os conceitos de onda e partículas
podem ser resumidos como:
O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto  é uma
propriedade ondulatória.
Sabendo que a luz pode se comportar como partícula, 
será que a matéria pode apresentar natureza 
ondulatória?
mv
h
= L. de Broglie(1892-1987)
Exercício
Qual é o comprimento de onda (em nm) de De Broglie associado ao movimento
de uma bolinha de pingue-pongue de 2,5 g viajando a 15,6 m/s?
Resposta
 = h/m.v
 = 6,63 x 10-34 / (2,5 x 10-3 x 15,6)
 = 1,7 x 10-32 m = 1,7 x 10-23 nm
1J = Kg. m2.s-2
onde h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J s).
O Princípio da Incerteza de Heisenberg
• Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua
posição simultaneamente.
• Se x é a incerteza da posição e mv (mv = p) é a incerteza do
momento linear paralelo ao eixo x, então:
Na escala de massa de partículas atômicas, não podemos 
determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a 
velocidade simultaneamente.
W. Heisenberg
1901-1976

2
1
 x
sJ.10*05457,1 34=
O Modelo Atômico Quântico
E. Schrödinger
1887-1961
Em 1926, Schröndinger escreveu uma equação que
descrevia o comportamento partícula/onda do elétron no
átomo de Hidrogênio:  = E
A função de onda () descreve a energia de um determinado elétron e a 
probabilidade de encontrá-lo em um determinado volume do espaço.
Essa equação resulta em inúmeras soluções matemáticas, chamadas
de função de onda. Para cada FUNÇÃO DE ONDA existe uma
ENERGIA associada.
A equação só pode ser resolvida exatamente para o átomo de
hidrogênio. Para átomos multi-eletrônicos, a solução é aproximada.
O Modelo Atômico Quântico
• Somente certas vibrações podem ser observadas numa corda
vibrante. Por analogia o comportamento do elétron no átomo é
descrito da mesma forma – somente são permitidas certas
funções de onda. Quantização surge naturalmente....(analogia
com as cordas)
• Cada função de onda () corresponde a energia permitida para o
elétron e concorda com o resultado de Bohr para o átomo de H.
• Cada função de onda () pode ser interpretada em termos de
probabilidade e (2) dá a probabilidade de encontrar o elétron
numa certa região do espaço.
• A solução da equação ou função de onda () descreve um estado
possível para o elétron no átomo denominado de ORBITAL.
• Cada função de onda, ou seja, cada Orbital, é descrito por
NÚMEROS QUÂNTICOS, que nos informam ENERGIA, FORMA ETAMANHO
14/03/2018
15
Os Números Quânticos
A equação de Schrödinger necessita de quatro números
quânticos:
1 - Número quântico principal, n.
Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital
torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do
núcleo. n = 1, 2, 3, 4, 5 ...
 = fn(n, l, ml, ms)
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
Os Números Quânticos
2 - O número quântico azimutal, l.
Esse número quântico depende do valor de n e representa a forma
espacial da subcamada do orbital.
Os valores de l começam de 0 e aumentam até n-1. Normalmente
utilizamos letras para designar o l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3).
Valor de l símbolo da subcamada nº elétrons
0 s (sharp) 2
1 p (principal) 6
2 d (diffuse) 10
3 f (fundamental) 14
l = 0 (orbital s)
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais s
• Todos os orbitais s são esféricos.
• À medida que n aumenta, os
orbitais s ficam maiores.
• À medida que n aumenta,
aumenta o número de nós.
• Um nó é uma região no espaço
onde a probabilidade de se
encontrar um elétron é zero.
• Em um nó, 2 = 0
• Para um orbital s, o número de
nós é n-1.
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais p
l = 1 (orbital p)
Quando l = 1, existe um plano 
NODAL que passa pelo núcleo. 
Plano Nodal:  passa pelo zero
• 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.
• 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
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais d
l = 2 (orbital d)
Quando l = 2, existem dois planos NODAIS
que passam pelo núcleo
• Existem cinco orbitais d
• 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.
Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais f
l = 3 (orbital f)
14/03/2018
16
3 - O número quântico magnético, ml.
Esse número quântico depende de l. O número quântico
magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a
orientação do orbital no espaço.
Os Números Quânticos
Existem 2l+1 valores diferentes de ml para cada valor de l
e, portanto, 2l+1 orbitais em uma subcamada de número
quântico l.
Ex: l = 1 – ml = +1, 0, -1
l = 2 – ml = +2, +1, 0, -1, -2
Orbitais e Números Quânticos
Os Números Quânticos
4 - O número quântico de spin, ms.
Experimentos mostraram que as linhas espectrais do H e outros
elementos se desdobravam quando submetidos a um campo
magnético. O elétron se comportava como se tivesse uma rotação
(spin) própria em torno do seu eixo
ms = -½ms = +½
Paramagnetismo e Diamagnetismo
Paramagnético
Elétrons desemparelhados
2p
Diamagnético
Todos elétrons emparelhados
2p
•Sal de cozinha,
giz, tecidos – são
repelidos pela
aproximação de
um imã:
Diamagnéticos
•Metais – são
atraídos pela
aproximação de
um imã:
Paramagnéticos
Os Números Quânticos - Resumo
d
A Energia dos Orbitais
• Um orbital pode ser ocupado por no máximo 2 elétrons
• Pelo princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a
mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no
mesmo orbital devem ter spins opostos.
• De acordo com as regras de Hund:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo
orbital (Pauli).
- Para os orbitais degenerados (de mesma energia), os elétrons
preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital
receber um segundo elétron (regra de Hund).
14/03/2018
17
A Energia dos Orbitais em um Átomo Monoeletrônico
Energia depende apenas do número quântico n
En = -RH ( )
1
n2
n=1
n=2
n=3
SINAL NEGATIVO: 
significa que a energia do elétron 
em um átomo é MENOR que a 
energia do elétron livre
A Energia dos Orbitais em um Átomo Polieletrônico
Energia depende de n e l
n=1; l = 0
n=2; l = 0
n=2 l = 1
n=3; l = 0
n=3; l = 1
n=3; l = 2
A Energia dos Orbitais em um Átomo Polieletrônico
A que se deve essa ordem de energia dos orbitais 
em átomos polieletrônicos?
1 - Efeito de penetração dos orbitais:
s > p > d > f .......
Quanto maior a 
probabilidade de 
encontrar o elétron 
perto do núcleo, mais 
ele é atraído pelo 
núcleo, maior o poder 
de penetração do 
orbital
2 - Efeito de blindagem: elétrons mais
internos blindam elétrons os mais
externos da atração pelo núcleo
Quanto maior o poder de penetração do orbital, 
os seus elétrons exercem maior blindagem sobre 
os elétrons mais externos 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
Ordem de Preenchimento dos Orbitais
Diagrama de Pauling (Aufbau)
Notação da Configuração Eletrônica
Notação spdf - espectroscópica
Ex: H, Z = 1
Valor de n
no. de elétrons
Valor de l
1
1s
Notação em caixa
Ex: He, Z = 2
1s Direção das 
setas indicam a 
orientação do 
spin dos 
elétronsConfiguração eletrônica: 
•descreve o arranjo dos elétrons em um átomo
• o arranjo do estado fundamental é aquele que
apresenta a menor energia possível
• o arranjo de menor energia é o mais estável
Configuração Eletrônica na Tabela Periódica
14/03/2018
18
Lítio - Li
Grupo 1A
Z = 3
1s22s1 ---> 3 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Berílio - Be
Grupo 2A
Z = 4
1s22s2 ---> 4 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Boro -B
Grupo 3A
Z = 5
1s2 2s2 2p1 ---> 5 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p Carbono -C
Grupo 4A
Z = 6
1s2 2s2 2p2 ---> 6 elétrons
Por quê não emparelhar o elétron? 
Regra deHUND1s
2s
3s
3p
2p
Nitrogênio - N
Grupo 5A
Z = 7
1s2 2s2 2p3 ---> 7 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p Oxigênio -O
Grupo 6A
Z = 8
1s2 2s2 2p4 ---> 8 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
14/03/2018
19
Fluor - F
Grupo 7A
Z = 9
1s2 2s2 2p5 ---> 9 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p Neônio - Ne
Grupo 8A
Z = 10
1s2 2s2 2p6 ---> 10 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Chegamos no final do 
segundo período!!!!!
Sódio - Na
Grupo 1A
Z = 11
1s2 2s2 2p6 3s1ou
“elétrons internos do Ne” + 3s1
[Ne] 3s1 (notação de gás nobre)
Iniciou-se um novo período
Todos os elementos do grupo 1A tem a configuração [elétrons 
internos] ns1.
Elétrons de valência
Alumínio - Al
Grupo 3A
Z = 13
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
[Ne] 3s2 3p1
1s
2s
3s
3p
2p
Elétrons de valência
Fósforo - P
Grupo 5A
Z = 15
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
[Ne] 3s2 3p3
1s
2s
3s
3p
2p
Formação de Cátions e Ânions – Elementos Representativos
Na [Ne]3s1 Na+ 1s22s22p6 ou [Ne]
Al [Ne]3s23p1 Al3+ 1s22s22p6 ou [Ne]
Átomo perde elétrons de 
modo que o cátion venha a 
ter uma configuração
eletrônica de gás nobre.
H 1s1 H- 1s2 ou [He]
F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 ou [Ne]
O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 ou [Ne]
N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 ou [Ne]
Átomo ganha elétrons 
de modo que o ânion 
venha a ter 
configuração de gás 
nobre
14/03/2018
20
Metais de transição
Todos os elementos do 4º período tem configuração [Ar]nsx(n - 1)dy e,
portanto, são elementos do bloco d.
Orbitais 3d usados do Sc-Zn
Distribuição Eletrônica para Metais de Transição
Z=21 - [Ar] 4s2 3d1 -------Sc
Z=22 - [Ar] 4s2 3d2 -------Ti
Z=23 - [Ar] 4s2 3d3 --------V
Z=24 - [Ar] 4s1 3d5 --------Cr
Z=25 - [Ar] 4s2 3d5 -------Mn
Z=26 - [Ar] 4s2 3d6 --------Fe
Z=27 - [Ar] 4s2 3d7 --------Co
Z=28 - [Ar]4s2 3d8 --------Ni
Z=29 - [Ar] 4s1 3d10 -------Cu
Z=30 - [Ar] 4s2 3d10 -------Zn
Por quê o orbital 4s é 
preenchido antes do 3d?
O orbital s é mais penetrante e, 
conseqüentemente, os elétrons sentem 
menos a presença dos outros. Por estar mais 
próximo ao núcleo, a energia é mais baixa 
(mais negativa), fazendo com que um elétron 
4s tenha energia menor do que um 3d.
Por quê o orbital 4s do Cr e 
Cu é semi-preenchido ?
Distribuição Eletrônica para Metais de Transição
A resposta à esta questão está na estabilidade extra que
uma camada cheia (ou semi-cheia) proporciona.
Camada semi-cheia d5
Camada cheia d10
Ocupação 
simétrica
Estabilidade extra
Por essa razão, o elétron ocupa os orbitais d vazios, gerando uma
camada semi-cheia (ou cheia) e, assim, ganha estabilidade extra devido a 
diminuição de energia.
O emparelhamento de elétrons em um 
mesmo orbital envolve repulsão a qual 
aumenta a energia do orbital.
Na formação de cátions, inicialmente são removidos elétrons da camada ns e
depois elétrons da camada(n - 1).
Ex: Fe [Ar] 4s2 3d6
perde inicialmente 2 elétrons ---> Fe2+ [Ar] 4s0 3d6
Distribuição Eletrônica para Metais de Transição
4s
3d 3d
4s
Fe Fe2+
3d
4s
Fe3+
Orbitais 4f usados para 
Ce - Lu e 5f para Th - Lr
Distribuição Eletrônica para Lantanídeos
Todos estes elementos tem configuração [elétrons internos]nsx(n - 1)dy(n - 2)fz e
são chamados de elementos do bloco f
Configuração Eletrônicas dos Elementos
14/03/2018
21
Exercício
(a) Faça a distribuição eletrônica para o estado fundamental dos átomos dos 
elementos do bloco dmostrados abaixo. Considere para esses elementos o cerne 
de gás nobre: Ar (Z= 18): [Ar] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cr, Mn, Ni, Cu, Zn
Z = 24, 25, 28, 29, 30
(b) Com base na configuração eletrônica feita, quais são os estados de oxidação
esperados para cada um desses metais? Justifique.