Números Quânticos e Tabela Periódica

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Aula 4
Unidade 2 – Teoria atômica e tabela periódica - Parte II
Tema: 
Números quânticos, distribuição eletrônica por níveis e 
subníveis.
Objetivos:
- Estudar os diferentes números quânticos e suas aplicações.
- Identificar as diferentes propriedades e a classificação dos 
materiais de acordo com a tabela periódica moderna
- Fazer configurações eletrônicas por níveis e subníveis
Química Geral - Introdução 2
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Modelo atômico de Rutherford-Bohr.
Vimos em aula anterior, que o desenvolvimento dos estudos
mostrou que os elétrons se agrupam em 7 camadas eletrônicas,
denominadas: K, L, M, N, O, P e Q.
Em cada camada, os elétrons têm uma quantidade fixa de
energia; por esse motivo, as camadas são também denominadas
níveis de energia ou estados estacionários.
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Números Quânticos
O modelo de Rutherford-Bohr introduziu um único número
quântico (n), para descrever certa órbita. O modelo da
mecânica quântica usa três números quânticos para
descrever um orbital: número quântico principal (n), número
quântico secundário (l) e número quântico magnético (m).
São uma forma abreviada para descrever características 
da posição de um elétron e de prever o seu comportamento:
O número quântico principal, n, representa o nível (camada) 
de energia do elétron e pode ter valores positivos e 
inteiros de 1, 2, 3 .. e assim por diante. 
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Números Quânticos
À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior, ou seja, 
maior será a distância média do elétron ao núcleo, e o 
elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. Um 
aumento em n significa que o elétron tem energia alta e, 
por isso, está menos fortemente preso ao núcleo.
Teoricamente, um átomo pode ter infinitos níveis de 
energia, porém, apenas 7 são conhecidos.
As camadas correspondentes aos níveis de energia são 
designadas por letras maiúsculas
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Orbitais atômicos
Nível 
(n) 
Camada Nº máximo de elétrons Subníveis conhecidos
1 K 2 1s
2 L 8 2s e 2p
3 M 18 3s, 3p e 3d
4 N 32 4s, 4p, 4d e 4f
5 O 32 5s, 5p, 5d e 5f
6 P 18 6s, 6p e 6d
7 Q 8 7s e 7p
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Números Quânticos
Número quântico principal (n)
A mecânica ondulatória prevê que cada camada principal é 
composta de uma ou mais subcamadas, ou subníveis, cada 
uma das quais é especificada por um número quântico 
secundário.
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Número quântico secundário ou Azimutal (l)
O número quântico secundário ou azimutal (l) representa o 
subnível energético (subcamada), ou melhor, a forma do 
orbital. Para cada valor de l associamos uma forma 
geométrica da nuvem eletrônica. 
Pode ter valores inteiros de 0 a n-1. O valor de l para 
determinado orbital é normalmente assinalado pelas 
letras minúsculas s, p, d, f, que correspondem, aos valores 
de l de, respectivamente 0,1, 2 e 3.
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Número quântico secundário ou azimutal (l)
O número máximo de elétrons em cada subcamada (ou 
subnível) é dado por: 2(2l+1).
Assim, quando n = 1, o maior valor de l permitido é 0; 
portanto a camada K consiste apenas de uma subcamada. 
Quando n = 2, ocorrem dois valores de l: l = 0 e l = 1. 
Desse modo, a camada L é composta de duas subcamadas.
O número de subcamadas em qualquer camada é igual ao 
seu valor de n.
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Número quântico secundário ou azimutal (l)
Obs.: uma vez que l varia de 0 a n–1 e, teoricamente, n 
varia de 1 até o infinito, l pode assumir valores 
superiores a 3. Neste caso, utiliza-se a continuação do 
alfabeto a partir de “f”, para representar os subníveis, 
ou seja:
l = 4 (g); l = 5 (h) e assim por diante.
Num átomo em seu estado fundamental, ou seja, estado 
de mais baixa energia, as subcamadas ou subníveis s, p, d 
e f são as únicas ocupadas por elétrons.
Para descrever uma subcamada dentro de uma camada, 
escrevemos o valor de n para a camada e a letra de 
designação da subcamada. Exemplo: 1s, 2s, 2p, 3d, 4f.
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Através de cálculos matemáticos, os cientistas descobriram que os
elétrons estão distribuídos ao redor do núcleo atômico, de acordo com
o diagrama energético abaixo:
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Números Quânticos
Número quântico magnético (m) ou (ml) – (fornece a orientação
de um orbital no espaço).
O número quântico magnético fornece informação a 
respeito da orientação de um orbital no espaço. Seu valor 
depende do número quântico azimutal e pode ter valores 
inteiros entre l e –l, inclusive zero.
ml = Número quântico magnético que divide as subcamadas 
em orbitais individuais
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Neste diagrama tem-se visualização da distribuição, o que permite
identificar o número quântico magnético:
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Número quântico de spin (s ou ms)
Cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta 
no máximo dois elétrons. Surge, então uma dúvida: se os 
elétrons são negativos, por que não se repelem e se 
afastam? 
A explicação é que nos movimentos de rotação os elétrons
podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos,
criando campos magnéticos que se repelem ou se atraem.
Essa rotação é conhecida como spin (girar em inglês).
O número quântico de spin (s ou ms) pode assumir dois
valores, que são: + ½ e - ½.
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Princípio da exclusão de Pauli – um orbital comporta, no 
máximo dois elétrons com spins contrários.
Normalmente, a representação dos elétrons nos orbitais é 
feita por meio de uma seta:
Identificação dos elétrons
Em resumo, podemos dizer que cada elétron da
eletrosfera é identificado por seus quatro números
quânticos:
- o número quântico principal – n
- o número quântico secundário – l
- o número quântico magnético – m, Ml ou ml
- o número quântico de spin – s ou ms
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Números Quânticos – o que significam?
n = aproximadamente descreve a distância que os elétrons 
estão do núcleo. 
• é designado por números inteiros: 1, 2, 3, 4, 5, 6, ...
l = descreve a forma dos orbitais.
• designados com números: 0, 1, 2, 3, 4, 5 ......
• ou com letras: s, p, d, f, g, h
m = descreve a orientação espacial do orbital.
• designados por números específicos para um orbital 
particular.
• varia de –l a +l
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Orbitais atômicos
1) Os orbitais devem ser preenchidos em ordem crescente de energia.
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E
n
er
g
ia
2
3
4
p
p
s
4
5 p
d
•n – nº quântico principal
•l – nº quântico secundário
•ml – nº quântico magnético
1
3
4
5
p
s
s
s
s
2
3 d
0
-1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2
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Exemplo 1: Os dois elétrons do elemento hélio (He) têm
os seguintes números quânticos:
K (n = 1); s (l = 0)
Esse elétron será representado, simbolicamente por 1s².
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Exemplo 2: o átomo de hidrogênio (H), que possui apenas 
1 elétron, é representado por 1s¹.
Significa que seu elétron está no nível 1 ou camada K, no 
subnível s. Logo, l = 0.
Lembrando que o número quântico magnético, m, varia de 
– l a + l, para l = 0 --> m = 0.
O número quântico de spin depende do número de elétrons 
nesse orbital. Como há apenas 1 elétron, por convenção seu 
valor será positivo (spin positivo) e s = + ½.
Assim, os seus quatro números quânticos são: 
n = 1, l = 0, m = 0, s = + ½.
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Vejamos outros casos:
1 – Lítio - Li (Z=3) – a distribuição eletrônica dos elétrons
é representada por: 1s² 2s¹.
Quando há apenas 1 elétron num orbital, diz-se que o 
elétron está desemparelhado.
2 – Neônio (Z = 10) – distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6
Neste caso diz-se que todos os elétrons estão
emparelhados.
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Vejamos, passo-a-passo, como calcular os quatro números
quânticos do átomo de neônio:
Como o seu número atômico é igual a 10, seu átomo, no 
estado fundamental, contém 10 prótons e 10 elétrons. 
A distribuição por camadas preenche totalmente a camada 
K com 2 elétrons e a camada L com 8 elétrons.
Vimos que a camada L corresponde ao nível 2, que define o
número quântico principaln = 2. Neste caso, o número
quântico secundário pode ter dois subníveis s e p. O que
define se terá apenas o subnível s ou ambos, é o número de
elétrons na camada L. Como são 8 elétrons, os orbitais de
2s e 2p são totalmente preenchidos com 2 e 6 elétrons,
respectivamente. Vimos que, quando o subnível p possui
elétrons, o valor de seu número quântico secundário é
l = 1.
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O número quântico magnético no subnível p (l = 1) pode
apresentar valores inteiros, que variam de – l a + l,
inclusive zero. Assim temos que m pode ter os valores –1,
0 ou +1. Novamente, necessitamos verificar o número de
elétrons para definir a sua posição. O número quântico
magnético, no subnível p pode ter até 3 orbitais,
conforme abaixo:
Como temos elétrons nos três orbitais deste subnível, o
valor do número quântico magnético será m = + 1.
Assim, o número quântico de spin é definido pelo número
de elétrons em cada orbital e pode assumir o valor s = + ½
ou s = - ½. Como os orbitais desta subcamada estão com o
número máximo de elétrons, o número quântico magnético
(ou azimutal) é s = - ½.
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No preenchimento dos orbitais, deve-se observar a regra de Hund:
Em um mesmo subnível, de início, todos os orbitais devem receber seu
primeiro elétron, e só depois cada orbital irá receber seu segundo
elétron.
Assim, a ordem de entrada dos seis elétrons num orbital tipo p, será:
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3 – Nitrogênio - N (Z = 7) – distribuição eletrônica: 1s² 2s² 2p³
Aqui temos um caso em que três elétrons estão desemparelhados.
Aplicando a regra de Hund ao caso do nitrogênio, temos:
O subnível “p” possui apenas 3 elétrons, mas comporta até 6 elétrons,
valor que é dado pela fórmula 2(2l + 1).
De acordo com Hund enquanto não houver pelo menos 1 elétron em
cada orbital, um segundo elétron não pode completar esse orbital.
Assim, por essa regra, não é possível a distribuição:
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TABELA PERIÓDICA
Dicas importantes:
- O elétron com maior valor de “n” (número quântico principal) é o
elétrons mais afastado do núcleo, o elétron de valência.
- O elétron mais energético é aquele situado no nível (n) ou subnível (l)
de maior energia, o que é dado pela soma n + l.
-Exemplo: na distribuição eletrônica do átomo de escândio, temos:
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TABELA PERIÓDICA
Lei Periódica de Mendeleev (1869 Rússia):
As propriedades químicas e físicas dos elementos e também a
propriedade dos seus compostos se repetiam com uma certa
regularidade em função da massa atômica (prótons + nêutrons) dos
elementos.
Lei periódica atual (Moseley 1913): 
Quando os elementos químicos são agrupados em ordem
crescente de número atômico (prótons), observa-se a repetição
periódica de várias de suas propriedades.
Correção de algumas anomalias observadas por Mendeleev
Química Geral - Introdução 29
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Na Tabela Periódica Atual os elementos químicos:
1 - Estão dispostos em ordem crescente de número atômico
2 - Originam os PERÍODOS na horizontal (linhas)
3 - Originam as FAMÍLIAS ou os GRUPOS na vertical (colunas)
Obs.: os grupos contêm elementos com propriedades semelhantes
Tabela Periódica expandida
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FAMÍLIAS A
Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos
representativos, e seus elétrons mais energéticos estão situados em subníveis s ou p.
Nas famílias A, o número da família indica a quantidade de elétrons na camada de
valência.
Família ou Grupo No de elétrons na 
Camada de Valência
Distribuição 
eletrônica na 
Camada de Valência
Nome
(1) 1 A 1 ns1 Metais alcalinos
(2) 2 A 2 ns2 Metais alcalinos-
terrosos
(13) 3 A 3 ns2 np1 Família do boro
(14) 4 A 4 ns2 np2 Família do carbono
(15) 5 A 5 ns2 np3 Família do nitrogênio
(16) 6 A 6 ns2 np4 Calcogênios
(17) 7 A 7 ns2 np5 Halogênios
(18) 8 A ou 0 8 ns2 np6 Gases nobres
Obs.:
1. A Família 8A ou zero (gases nobres) recebeu esse número para indicar que sua
reatividade nas condições ambientais é nula.
2. O H é representado na Fam. IA por apresentar 1 elétron no subnível s, porém não faz
parte da família dos metais alcalinos, pois apresenta propriedades químicas diferentes.
3. O único gás nobre que não apresenta 8 elétrons na CV é o Hélio (He): 1s2
3
3
FAMILIAS B
Os elementos dessas famílias são denominados elementos de transição.
Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até
IIB, e apresenta seu elétron mais energético em subníveis d – elementos
de transição externa.
A outra parte deles está deslocada do corpo central, constituindo as
series dos lantanídeos (57 – Fam. IIIB) e dos actinídeos (89 – Fam. IIIB).
O elétron mais energético está contido em subnível f – elementos de
transição interna.
III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II B
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
Observe o exemplo:
21Sc – 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 – subnível mais energético é o d, contendo 1 elétron,
este elemento está na família IIIB.
26Fe - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 – subnível mais energético é o d, contendo 6 elétrons,
este elemento está na família VIIIB.
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PERÍODOS OU SÉRIES
Na tabela atual existem 7 períodos ou séries, sendo que o número do
período corresponde à quantidade de níveis (camadas) eletrônicos que os
elementos químicos apresentam.
4Be – 1s
2 2s2
K L 2 camadas eletrônicas (K e L): 2º Período
13Al – 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p1
K L M 3 camadas eletrônicas (K,L e M): 3º Período
1º Período  1 camada eletrônica (K)
2º Período  2 camadas eletrônicas (K, L)
3º Período  3 camadas eletrônicas (K, L, M)
4º Período  4 camadas eletrônicas (K, L, M, N)
5º Período  5 camadas eletrônicas (K, L, M, N, O)
6º Período  6 camadas eletrônicas (K, L, M, N, O, P)
7º Período  7 camadas eletrônicas (K, L, M, N, O, P, Q)
Química Geral - Introdução 36
METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES
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CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
De acordo com as propriedades físicas dos elementos eles são subdivididos em:
1. METAIS:
Aproximadamente ⅔ dos elementos químicos conhecidos da Tabela Periódica são 
metais. Nas condições ambientais são sólidos, com exceção do mercúrio (Hg) 
que é líquido.
São bons condutores de calor e corrente elétrica.
Apresentam o brilho metálico e cor característica.
São maleáveis (podem ser transformados em lâmina).
São dúcteis (podem ser transformados em fios).
2. NÃO-METAIS (ametais):
Existem somente 11 elementos classificados como não metais, cujo
comportamento físico não é muito uniforme, embora apresentem
comportamento químico semelhante.
Nas condições ambientes: sólido (C, P, S, Se, I, At-astato), líquido (Br) 
Gasoso (N, O, F, Cl)
São maus condutores de calor e eletricidade.
Não apresentam brilho.
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3. METALOIDES (SEMIMETAIS):
São em número de 7 e apresentam propriedades intermediárias entre metais e
não metais. Ao se combinarem com outros elementos podem se comportar como
metais ou não metais;
São sólidos à temperatura ambiente.
4. GASES NOBRES:
Em condições ambientais apresentam-se no estado gasoso.
Principal característica química é a grande estabilidade, ou seja, possuem
pequena capacidade de se combinarem com outros elementos.
5. HIDROGÊNIO:
E um elemento atípico, possuindo a propriedade de se combinar com metais, não
metais e metaloides.
Nas condições ambientes, é um gás extremamente inflamável.
118 elementos químicos  88 naturais  30 artificiais
Artificiais:
 Cisurânicos (n. atômico  92 (tecnécio/Tc, astato/At, frâncio/Fr,
promécio/Pm)
 Transurânicos (n. atômico  92 (26 elementos)
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS
São aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores
crescentes ou decrescentes em cada período, repetem-se periodicamente.
RAIO ATÔMICO: o tamanho do átomo
►Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o
tamanho do átomo.
►Número de prótons: o átomo queapresenta maior número de prótons exerce
uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu
tamanho.
Família:
devido ao
aumento
do numero
de níveis.
Período: devido à
diminuição do
numero do prótons
nesse sentido, o
que diminui a força
de atração sobre
os elétrons.
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Essas propriedades 
não são definidas 
para gases nobres
ELETRONEGATIVIDADE:
É a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si, quando se
encontra “ligado” a outro átomo de elemento químico diferente, numa substância
composta.
► Quanto menor o tamanho do átomo/raio, maior será a atração do núcleo pelos
elétrons do nível de energia mais externo e, portanto, maior será a força de atração,
pois a distancia núcleo-elétron da ligação é menor: maior a eletronegatividade
► Quanto maior o tamanho do átomo/raio, menor será a atração do núcleo pelos
elétrons do nível de energia mais externo e, portanto, menor a eletronegatividade.
► CONCLUSÃO:
A eletronegatividade aumenta conforme o raio atômico diminui
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Pensando na Tabela Periódica, sabemos que quanto maior o período
(linha) da tabela, mais camadas sua eletrosfera terá e, por consequência,
maior será seu raio, diminuindo sua eletronegatividade.
Átomos que estão no mesmo período, têm o mesmo número de
camadas, portanto raios muito próximos mas, à medida que nos deslocamos
para a direita da tabela e o número atômico cresce, cresce o número de
prótons, a carga nuclear e a eletronegatividade.
Química Geral - Introdução 44
ELETRONEGATIVIDADE: