Aula II A

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QUÍMICA GERAL E 
INORGÂNICA 
TEMA II – Estrutura Atômica 
Modelos filosóficos 
 Leucipo (440 a.C.): O universo seria 
formado por elementos indivisíveis e 
pelo vazio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Demócrito (460 – 370 a.C.): Difundiu as 
ideias de Leucipo; Denominou tais partículas 
de átomos; 
Modelos filosóficos 
 Estabelecimento da Leis Ponderais 
 
 1789 - Lei da Indestrutibilidade da Matéria 
(Lavoisier) 
 Não há variação de massa em uma reação química 
 
 1799 - Lei das Proporções Definidas (Proust) 
• Uma dada substância contém elementos 
constituintes na mesma proporção. 
 
Lei da conservação das massas 
 
 
Massa total dos reagentes é igual à 
massa total dos produtos 
“Na natureza, nada se cria, nada 
se perde, tudo se transforma” 
Hidrogênio + Carbono = Metano 
1 g 3 g 4 g 
• Fixando o conteúdo!! 
1) Observe a reação de combustão de etanol: 
 
etanol + oxigênio = gás carbônico + água 
 
Se reagirmos 10 g de etanol com 21 g de oxigênio e 
produzindo 12 g de água, qual a quantidade de gás 
carbônico liberado nessa reação? 
Resposta: 
19 g 
Lei de Lavoisier 
• Fixando o conteúdo!! 
2) Observe a reação química a seguir e descubra a 
massa de cada reagente e produto: 
 
metano + oxigênio  gás carbônico + água 
(x + 3)g (6x + 2)g (6x - 8)g (3x + 3)g 
Resposta: 
Metano = 8 / Oxigênio = 32 / 
Gás Carbônico = 22 / água = 18 
Lei de Lavoisier 
Lei de Proust 
• Leis das Proporções Constantes 
Hidrogênio + Carbono = Metano 
1 g 3 g 4 g 
12 g 9 g 3 g ? ? 
x 3 x 3 x 3 
Proporção  1 para 3 
“Numa mesma reação química, há uma proporção 
constante entre as massas das substâncias 
participantes 
Lei de Proust 
• Fixando o conteúdo!! 
1) Observe a reação de combustão de etanol: 
etanol + oxigênio = gás carbônico + água 
a) Se reagirmos 10 g de etanol com 21 g de oxigênio e 
produzindo 12 g de água, qual a quantidade de gás 
carbônico liberado nessa reação? 
 
b) Se quisermos 96 gramas de água quanto seria 
necessário de etanol e oxigênio? 
Resposta: 
Etanol = 80 g 
Oxigênio= 168 g 
R = 19 g 
O ÁTOMO DE DALTON 
John Dalton 
O átomo de Dalton 
1808 – Dalton propõe o 1° Modelo Atômico. 
 
1. Matéria formada por átomos; 
2. Átomos são indivisíveis e indestrutíveis; 
3. As transformações químicas são combinações, 
separações ou rearranjos de átomos (Lavoisier). 
4. Os elementos são caracterizados pelos seus átomos; 
5. Compostos químicos são formados por átomos de dois 
ou mais elementos em razão fixa (Proust). 
O átomo de Dalton 
11 
As ideias de Dalton fez com que as observações 
químicas da época parecessem razoáveis: 
 Explicou por que a massa é conservada nas 
reações químicas; 
 
 
 A lei das proporções múltiplas: 
 
“Dois elementos podem se combinar para formar mais 
de um composto, as massas de um elementos que se 
combinam com uma dada massa de outro elemento 
estão na razão de número inteiros e pequenos” 
 
 
TUBOS DE CROOKES 
Willian Crookes 
Ampola de Crookes – experimento 
Aurélio W. Néspoli - Laboratório de Física - CEFET-SP 
O ÁTOMO DE THOMSON 
Joseph John Thomson 
O átomo de Thomson 
Em 1897, o físico inglês J. J. Thomson mostrou que 
as partículas são carregadas negativamente. 
Do cátodo parte um fluxo de 
elétrons denominado raios 
catódicos, que se dirige à 
parede oposta do tubo, 
produzindo uma fluorescência 
devido ao choque dos elétrons, 
que partiram do cátodo com os 
átomos do vidro da ampola. 
Os raios catódicos, quando 
incindem sobre um anteparo, 
produzem uma sombra na parede 
oposta do tubo, permitindo concluir 
que se propagam em linha reta. 
Os raios catódicos movimentam um 
molinete ou catavento de mica, 
permitindo concluir que são dotados 
de massa. 
 Os raios catódicos são 
desviados por um campo de 
carga elétrica positiva, 
permitindo concluir que são 
dotados de carga elétrica 
negativa. 
Sendo os raios catódicos um fluxo de elétrons, podemos 
concluir finalmente que: 
- os elétrons se propagam em linha reta, 
 - os elétrons possuem massa (são corpusculares) e 
 - os elétrons possuem carga elétrica de natureza negativa. 
O átomo de Thomson 
Contribuição de Milikan 
 
O físico americano Robert Millikan determinou a 
magnitude da carga negativa no elétron. 
J. J. Thomson já havia descoberto que a razão carga-massa é 
a mesma para todos os elétrons e/me= 1,76 x 10
8 C/g. 
 
R. Millikan concluiu que: 
- a carga do e- = -1,6 x 10-19 C 
- a massa do e- = 9,1 x 10-28 g 
Contribuição de Goldstein 
 
Em 1886 Eugene Goldstein descobriu a presença de 
partículas positivas nos átomos ; 
 
As partículas não são todas semelhantes, embora 
cada uma possua uma carga que é múltiplo inteiro de 
+1,6 x 10-19 C 
 
O átomo de Thomson 
Em 1898, J. J. Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma 
esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons estão 
incrustados. 
 Modelo “pudim de ameixa” 
Nesta época (fim do séc XIX) estava em alta um novo ramo das 
Ciências: a radioatividade. 
O átomo de Thomson 
No ano de 1896, o físico francês Antoine-
Henri Becquerel estava estudando o mineral 
urânio quando descobriu que ele 
espontaneamente emitia radiação. 
 
 
 
Estudos posteriores sobre a natureza da 
radioatividade, principalmente do cientista 
britânico Ernest Rutherford revelaram três 
tipos de radiação. 
 
Radioatividade 
• Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à 
radiação que é negativamente carregada e tem massa baixa. 
Essa se chama radiação  (consiste de elétrons). 
 
• Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa se 
chama radiação  
 
• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada 
negativamente corresponde à radiação carregada 
positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação . 
O átomo de Rutherford 
Comprovada a existência das partículas positivas e negativas 
 
 
 
 passou-se a idealizar um modelo que justificasse muitos 
fenômenos que o modelo de Thomson não conseguia explicar. 
 
Em 1910, Rutherford realizou um experimentou que contestava 
o modelo de Thomson. 
Experimento de Rutherford 
Experimento de Rutherford x Thomson 
• Uma fonte de partículas 
 foi colocada na boca de 
um detector circular. 
 
• As partículas  foram 
lançadas através de um 
pedaço de chapa de ouro. 
 
• A maioria das partículas  
passaram diretamente 
através da chapa, sem 
desviar. 
•Algumas partículas  foram desviadas com ângulos grandes. 
 
 
•Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto (átomo 
maciço), o resultado de Rutherford seria impossível. 
 
•Para fazer com que a maioria das partículas  passe através 
de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do 
átomo deve consistir de carga negativa difusa de massa 
baixa - o elétron. 
 
•Para explicar o pequeno número de desvios grandes das 
partículas , o centro ou núcleo do átomo deve ser 
constituído de uma carga positiva densa. 
 
Rutherford x Thomson 
O átomo com núcleo 
 
Rutherford modificou o modelo de 
Thomson da seguinte maneira: 
 
 Suponha que o átomo é 
esférico mas a carga positiva 
deve estar localizada no 
centro, com uma carga 
negativa difusa em torno 
dele. 
O átomo de Rutherford 
• Mérito (1911) 
- Sugerir a existência de uma partícula neutra: 
 
Jáque o núcleo era composto por partículas 
positivas devia existir alguma partícula sem carga 
de modo a evitar a repulsão das partículas dentro 
do núcleo. 
O átomo de Rutherford 
• 1932 - físico inglês James Chadwick 
 
- A experiência consistiu, basicamente, em fazer com que feixes 
de partículas alfa se colidissem com uma amostra de berílio. 
 
- Dessa colisão apareceu um tipo de radiação - raios gama. 
 
- Após realizar vários cálculos - não se tratava de raios gama, a 
radiação invisível era formada por nêutrons. 
 
- Com esse feito e por seus importantes trabalhos, em 1935 
James foi premiado com o Prêmio Nobel da Física. 
O átomo de Rutherford 
▫ Maior parte do átomo era vazio 
 Eletrosfera – onde se localiza os elétrons 
 
▫ Núcleo 
 Pequena região maciça onde se concentra a 
massa 
 Possui cargas positivas – prótons 
 
▫ Elétrons giram ao redor do núcleo 
▫ Modelo: Sistema Solar 
 
 
O átomo de Rutherford 
ÁTOMO ESFÉRICO COM CARGA POSITIVA LOCALIZADA NO 
CENTRO E COM UM CARGA NEGATIVA DIFUSA EM TORNO 
DELE. 
-Teoria de Rutherford e a disposição dos elétrons no átomo: 
 “Os elétrons se moveriam por um espaço vazio em órbitas fixas” 
(modelo planetário). 
O átomo de Rutherford 
RESUMO 
• 1º) 450 a.C  Leucipo e Demócrito (átomo) 
• 2º) 1803  Dalton  Bola de Bilhar 
• 3º) 1898  Thomson  Pudim de passas 
• 4º) 1911  Rutherford  Modelo planetário 
• 5º) 1913  Bohr (Rutherford-Bohr)  Níveis de 
energia (saltos quânticos) 
• 6º) 1916  Sommerfield  Órbitas elípticas 
• 7º) Outros  De Broglie  Partícula—onda 
 Heizemberg  Princípio da incerteza 
 Shroedinger  Orbitais 
 
 
Sintetizando 
 Esfera maciça; 
 Indivisível; 
Indestrutível; 
Sem carga elétrica; 
•“Bola De Bilhar” 
 John Dalton 
 Esfera maciça; 
 Divisível; 
Indestrutível; 
Com carga elétrica; 
•“Pudim de passas” 
J.J.Thomson 
 Núcleo e eletrosfera 
 Planetas em volta do 
sol 
Núcleo pequeno e 
denso 
•“Planetário” 
 Ernest Rutherford 
O DILEMA DO ÁTOMO ESTÁVEL 
Considerando um átomo de hidrogênio: 
Existem apenas duas possibilidades do estado de 
movimento do elétron: 
 
(1)Estacionário 
 
(2) Em movimento 
O elétron está parado 
O elétron está em movimento 
-Percebeu que a elucidação da estrutura atômica seria 
encontrada na natureza da luz emitida por substâncias 
sob influência de uma descarga elétrica. 
 
 
- Acreditava que a luz era produzida quando elétrons nos 
átomos sofriam alterações de energia. 
NOVO MODELO ATÔMICO: NIELS BOHR 
CONSIDERAÇÕES SOBRE A 
NATUREZA ONDULATÓRIA DA 
LUZ 
1860: James Maxwell unifica a força elétrica e magnética. A 
previsão extraordinária de que luz é uma onda 
eletromagnética. 
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ 
• Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, , e uma 
amplitude, A. 
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ 
• A frequência,  (ni), de uma onda é o número de ciclos que passam por 
um ponto em um segundo. 
Unidade de frequência: 
Hertz (Hz) 
1 Hz, é definido como 1 
ciclo por segundo. 
1 Hz = 1s -1 
Se o comprimento de onda é longo, existirão menos ciclos de ondas 
passando por um segundo. 
CONCLUSÃO: Maior comprimento de onda Menor frequência 
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ 
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ 
 = c 
• Portanto, a velocidade de uma onda, é dada por sua frequência 
multiplicada pelo seu comprimento de onda. 
A relação inversa entre frequência  (ni), e comprimento de onda , 
(lambda) , pode ser expressa pela seguinte equação: 
 c = Velocidade da luz (3,00 x108 m/s) 
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ 
Componentes de uma luz branca. 
A cor de um objeto. 
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ 
O comprimento de onda da luz verde dos semáforos 
está centrado em 522nm. Qual é a frequência dessa 
radiação? 
Para obter sua lei de radiação, Planck fez a hipótese 
de que a energia armazenada, em cada modo de 
oscilação eletromagnética (de frequência ), era 
discreta e da forma: 
Jsxh
hEn
341063,6 
 
portanto, a energia da radiação emitida por um 
corpo aquecido a uma determinada temperatura 
depende do comprimento de onda () 
A radiação do corpo negro 
 1900: Max Planck decreta que a luz se 
propaga em pacotes discretos (quantum de 
energia). 
Calcule a energia (em Joules) de: 
 
(a) Um fóton com comprimento de onda de 5,00 x 104 nm 
(região infravermelho) 
 
(b) um fóton com comprimento de onda de 5,00 × 10−2 
nm (região do raio X) 
 
• Efeito Fotoelétrico - Em 1905, Albert Einsten usou a teoria quântica de 
Planck para explicar o efeito fotoelétrico. 
 
 
 
 
 
 
 
• O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da 
luz - “quantização”. 
ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS 
ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS 
O efeito fotoelétrico é a emissão de elétrons por um 
material, geralmente metálico, quando exposto a uma 
radiação eletromagnética (como a luz) de frequência 
suficientemente alta, que depende do material. 
O efeito fotoelétrico 
Analisando o efeito fotoelétrico quantitativamente usando o 
método de Einstein, as seguintes equações equivalentes são 
usadas: 
 
Energia do fóton = Energia necessária para remover um 
elétron + Energia cinética do elétron emitido 
Algebricamente: 
 
Efóton=  + Ec 
 
  é a função trabalho, ou energia mínima exigida para remover 
um elétron de sua ligação atômica; 
Ec é a energia cinética máxima dos elétrons expelidos; 
 
ESPECTRO DE LINHA E O 
MODELO ATÔMICO DE BOHR 
• A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada de 
monocromática. 
 
• A radiação que se varre uma matriz completa de diferentes comprimentos 
de onda é chamada de contínua. Ex: Luz branca 
ESPECTROS DE LINHA E O MODELO DE BOHR 
Espectro visível contínuo. 
ESPECTROS DE LINHA E O MODELO DE BOHR 
Quando diferentes gases são colocados sob pressão em um tubo e uma alta 
voltagem é aplicada, os gases emitem diferentes cores de luz. 
Apenas linhas de poucos comprimentos de onda aparecem no espectro. 
Um espectro contendo apenas radiações de comprimentos de onda 
específicos é chamado de espectro de linhas. 
Se fizer essa luz passar 
através de um prisma 
ESPECTROS DE LINHA E O MODELO DE BOHR 
ESPECTROS DE LINHA E O MODELO DE BOHR 
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. 
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. 
Cálculo dos 
comprimentos de onda 
das linhas do espectro: 
Ephoton = DE = Ef - Ei 
Ef = -RH ( ) 
1 
n2 f 
Ei = -RH ( ) 
1 
n2 i 
i f 
DE = RH ( ) 
1 
n2 
1 
n2 
Qual é o comprimento de onda de um fóton (em 
nanometro) emitidos durante a transição de um nível 
5 para um estado final 2 no átomo de hidrogênio? 
MODELO DE BOHR 
- Observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu 
que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. 
Esses foram denominados órbitas. 
 
 
- O elétron descreve ao redor do núcleo uma órbita circularSuposições de Niels Bohr: 
Sob essa observação Bohr assumiu que as 
leis da física eram inadequadas para 
descrever todos os aspectos dos átomos. 
O ÁTOMO DE BOHR - postulados 
• No átomo os elétrons podem ocupar apenas determinadas 
órbitas com energia fixa ao redor do núcleo, chamadas de 
estados estacionários. 
• Quando um elétron estiver ocupando um estado estacionário 
ele não emitirá luz (não haverá perda ou ganho de energia), 
mas poderá passar de um estado estacionário a outro por 
emissão ou absorção de radiação eletromagnética, cuja 
variação de energia é dada por: 
∆E = hν. 
• h = constante de Planck; 
• v = frequência da radiação. 
• Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons 
absorvem uma quantidade definida de energia (quantum de 
energia) dado pela relação ∆E = hv. 
 
 
O ÁTOMO DE BOHR - postulados 
• Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um 
quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na 
forma de luz de cor definida ou outra radiação 
eletromagnética. 
O ÁTOMO DE BOHR - postulados 
O ÁTOMO DE BOHR - postulados 
- Bohr calculou as energias correspondentes a cada órbita permitida 
através da seguinte equação: 
 O número n é o número quântico principal e pode assumir valores de 
1 a infinito. 
 
 Cada órbita corresponde a um valor diferente de n e o raio da órbita 
aumenta à medida que n aumenta. 
  





 
2
18 1
J 1018.2
n
E
O ÁTOMO DE BOHR - postulados 
 A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais 
próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia 
negativa. 
 À medida que n aumenta, a energia torna-se sucessivamente 
menos negativa e aumenta. 
 O estado de energia mais baixa (n = 1) é chamado de estado 
fundamental do átomo. 
 Quando o elétron está em uma órbita mais alta (menos 
negativa), diz-se que o átomo está em estado excitado. 
O ÁTOMO DE BOHR - Limitações 
 Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas 
do átomo de hidrogênio. 
 
 Descreve um elétron meramente como um partícula 
circulando ao redor do núcleo. 
MODELO ATÔMICO BOHR-SOMMERFELD 
• Arnold Sommerfeld - amplia o modelo de Bohr e considerar 
que os elétrons poderiam se movimentar em órbitas 
elípticas. 
 
• Assim, para um mesmo número quântico n, o elétron 
poderia possuir momentos angulares diferentes e 
quantizados. 
 
• Sommerfeld introduz um segundo número quântico ( l ), 
relacionado ao momento angular do elétron. 
MODELO ATÔMICO BOHR-SOMMERFELD 
Para a elipse: 
 
onde: 
n = número quântico principal 
k ou l = número quântico azimutal 
 (secundário) (l = 1, 2, 3, ............n) 
O COMPORTAMENTO DUAL (PARTÍCULA-ONDA) 
O elétron é uma partícula ou onda? 
De acordo com Einstein: 
E = m c2 
De acordo com Max Planck: 
E = h ν = h c / λ 
Juntando as duas expressões: 
hc / λ = mc2 
Que pode ser reescrita por: h / λ = mc 
 
Ou λ = h / m 
 
Equação de De Broglie 
O COMPORTAMENTO DUAL (PARTÍCULA-ONDA) 
Conclusões da equação de De Broglie: 
• Todas as partículas da matéria em movimento está 
associada a propriedades ondulatórias. Podemos perceber 
também que quanto maior o momento ( mv) menor 
será o seu comprimento de onda. 
 
• De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com 
efeitos notáveis se os objetos são pequenos. 
 
O COMPORTAMENTO DUAL (PARTÍCULA-ONDA) 
PRINCÍPIO DA INCERTEZA 
Heisenberg chegou a conclusão que para interagirmos com 
partículas diminutas, tais como o elétron, era preciso 
perturbá-la. 
O princípio da incerteza de Heisenberg: 
Estabelece que é impossível a determinação simultânea da 
posição e do momento de partículas subatômicas. 
EM BUSCA DO MODELO ATUAL 
A partir desse momento qualquer aspecto sobre a 
natureza de partículas subatômicas é preciso que 
se leve em conta: 
- comportamento dual 
- o principio da incerteza 
- o tratamento quântico para estas partículas. 
 
EM BUSCA DO MODELO ATUAL 
• A hipótese de De Broglie e o princípio da incerteza de 
Heisenberg estabeleceram a base para uma nova teoria de 
estrutura atômica. 
 
- Comportamento dual – partícula-onda 
O resultado da estrutura atual é um modelo que descreve 
precisamente a energia do elétron enquanto define sua 
localização em termos de probabilidades. 
EM BUSCA DO MODELO ATUAL 
• O austríaco Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger 
empregando a mecânica quântica desenvolveu uma 
equação em que resolvia, e propunha uma nova 
modelagem para a estrutura da matéria. 
• Nesse novo modelo ele propôs a substituição da ideia de se 
determinar com exatidão a posição da partícula por uma 
função de onda, simbolizada pela letra grega psi, Ψ, a qual 
Ψ2, descreve a densidade de probabilidade de se encontrar 
o elétron no espaço, e a chamamos de orbital. 
 
EM BUSCA DO MODELO ATUAL 
• A equação de Schrödinger pode ser escrita com na forma: 
 
 
 
 
• Em que, m é a massa da partícula e o segundo termo da 
equação está relacionado a variação de velocidade dΨ/dx , 
e os termos VΨ e EΨ referem-se as energias potencial e 
total, respectivamente. 
EM BUSCA DO MODELO ATUAL 
• A equação de Schrödinger pode ser escrita na forma: 
 
 
 
 
 
Em que, m é a massa da partícula e o segundo termo da 
equação está relacionado a variação de velocidade 
dΨ/dx , e os termos VΨ e EΨ referem-se as energias 
potencial e total, respectivamente. 
EM BUSCA DO MODELO ATUAL 
• A resolução da equação de Schrödinger para o átomo de 
hidrogênio fornece um conjunto de funções de onda com 
suas respectivas energias. 
 
• Cada função de onda representa um orbital com suas 
respectivas energias e formas, o qual pode ser descrito 
pelos números quânticos: 
• Principal (n) 
• Secundário ou Azimutal (l) 
• Magnético (ml) 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
• Número Quântico Principal – Representado pela 
letra n, é caracterizado pelo nível de energia, 
portanto, assume valores inteiros positivos, 1, 2, 3, 
... Quanto maior for esse valor mais afastado o 
elétron estará do núcleo atômico, maior será a 
energia e maior também será o volume do orbital. 
 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
• Número Quântico Secundário ou Azimutal - 
Simbolizado pela letra l, assume valores de 
inteiros a partir de 0 até n – 1, ou seja, 0, 1, ..., n – 
2, n – 1. e especifica o subnível de energia, 
descrevendo a forma do orbital. 
• Cada valor de l está associado a uma letra 
minúscula: 
 s, p, d, f, como indicado na tabela: 
ORBITAIS 
• As orbitais s têm uma forma esférica. 
 
• As orbitais p têm uma forma de dois lóbulos 
simétricos, orientados segundo cada um dos eixos x, 
y ou z. 
 
 
 
 
 
 
 
 
ORBITAIS 
ORBITAIS 
Para l=2 tem-se cinco orbitais d (ml = –2, –1, 0, +1, +2) 
A FORMA DE UM ÁTOMO 
Se fizermos a superposição dos orbitais s, p e d, 
obtemos uma forma quase esférica. 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
• Número Quântico Magnético – Simbolizado por 
ml indica a orientação do orbital no espaço, sendo 
que o número de orientações permitidas está 
intimamente relacionado a forma dos orbitais, 
portanto, assume valores inteiros de l a – l, 
inclusive o zero. 
 
Para um certo valor de l há (2l + 1) valores inteiros 
de ml 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
• l = 0, (2 l + 1)= 1 corresponde apenas ao subnível 
s, onde há somente uma orientação (ml = 0). 
 
• l = 1, (2 l + 1)= 3 há três orbitais p denominados 
px, py e pz e são orientados de acordo com os três 
eixos cartesianos (x, y e z). 
 
• l = 2, (2 l + 1)= 5 há cinco orientações permitidas,portanto, teremos cinco valores de ml (-2, -1, 0, +1, 
+2). 
 
• Número Quântico Spin (ms) indica o sentido do 
movimento de rotação do eletron (no sentido dos 
ponteiros do relógio ou no sentido contrário) e explica o fato 
dos elétrons se comportarem como pequenos ímãs. 
• Só pode ter os valores ms = +1/2 ou ms = -1/2 
 
 
ms = -½ ms = +½ 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
Para compreender o comportamento eletrônico dos átomos 
temos que conhecer a configuração dos seus elétrons, isto é, 
como estes estão distribuídos nos vários orbitais atômicos 
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 
Pela configuração eletrônica pode-se caracterizar 
completamente um elétron em qualquer átomo, através dos 
quatros números quânticos: n, l, ml e ms 
Ex: Caracterize o elétron no orbital 4d2. 
n=4 
l= 2 (orbital p) 
ml = -1 
 
ms==1/2 ou -1/2 
 
  
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 
PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI 
 
 Afirma que elétrons de um mesmo átomo não podem ter o conjunto 
dos quatro números quânticos iguais (n, l, ml, ms). 
 
 Num dado orbital onde n, l e ml são fixos, a diferença está no ms, já que 
só podem ter dois elétrons em cada orbital, cada um girando em um 
sentido. 
 REGRA DE HUND 
 
A energia mais baixa é obtida quando os elétrons estão em spins 
paralelos, ou seja: 
Configuração 1 ( 1s2 2s2 2p3 ) 
 Configuração 2 ( 1s2 2s2 2p3 ) 
PARAMAGNÉTICO 
• São substâncias que contêm spins desemparelhados e são 
atraídos por um imã. 
 
• Ex: Fe (Z=26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
 
 
 
• São substâncias que não contêm spins desemparelhados e 
são levemente repelidas por um imã. 
 
• Ex: Zn (Z=30) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 
DIAMAGNÉTICO 
     
     
Características do Átomo 
- Número atômico (Z) 
 
- Número de massa (A) 
 
- Número de Nêutrons (n) 
 
- Íons 
 
- Isótopos, Isóbaros e Isótonos 
Número Atômico (Z) é um número determinado experimentalmente, 
característico de cada elemento, representando o número de prótons 
contidos no núcleo e caracteriza os diversos átomos. 
 
Átomo neutro Z = e- 
Número de Massa (A) é a soma do número de protons (p) e nêutrons 
(n) do núcleo de um átomo 
 
A = p + n 
Exemplo: 
Íons → p ≠ e 
Cátion (+) → p  e 
Ânion (- ) → p  e 
Íon é a entidade/espécie cujo número de prótons (p) é diferente do 
número de elétrons (e). Os íons são formados quando os átomos perdem 
ou ganham elétrons 
Número de Nêutrons (n) em um atomo o número de prótons (p) é igual 
o número atômico (Z) e o número de nêutrons (n) pode ser calculado pela 
diferença entre o número de massa (A) e o número atômico (Z). 
 
n = A - Z 
6 protóns 
6 nêutrons 
6 elétrons 
6 protóns 
7 nêutrons 
6 elétrons 
6 protóns 
8 nêutrons 
6 elétrons 
Carbono 12 Carbono 13 Carbono 14 
E 
A 
Z 
RELAÇÃO 
Isótopos são átomos de um mesmo elemento químico que possuem 
propriedades químicas idênticas, mas propriedades físicas diferentes. 
Possuem o mesmo número atomico (Z) porém diferentes números de 
massa (A). 
E 
A 
Z 
Isóbaros são átomos que têm o mesmo número de massa (A), mas 
diferentes números atômicos (Z). Suas propriedades são totalmente 
diferentes. 
19 protóns 
21 nêutrons 
19 elétrons 
20 protóns 
20 nêutrons 
20 elétrons 
E 
A 
Z 
Isótonos são átomos com diferentes número atômicos e de massa, 
porém com igual número de nêutrons. 
1 proton 
2 nêutrons 
1 elétron 
2 protóns 
2 nêutrons 
2 elétrons 
Isoeletrônicos são espécies químicas que têm mesmo número de 
elétrons e de niveis eletrônicos, mas diferentes números de prótons.