SLIDES DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

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ATIVIDADE ACADÊMICA: QUÍMICA GERAL 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
PROF.: Gabriel Meneghetti Faé Gomes 
 
COMPORTAMENTO ELETRÔNICO 
A partir do conhecimento básico da estrutura do átomo, algumas questões passam a surgir: 
- Como podemos prever quais reações têm probabilidade de ocorrer? 
- O que define o comportamento dos átomos para formação dos compostos? 
Para entender estas questões, primeiramente temos que refinar o nosso entendimento acerca 
dos átomos. 
Para tanto, o estudo do seu comportamento eletrônico é uma etapa fundamental. 
 
O ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO 
A luz visível que os nossos olhos conseguem detectar compreende apenas uma fração de todo 
um espectro eletromagnético que descreve uma série de radiações com propriedades e 
comportamentos distintos sobre as substâncias e os materiais. 
 
Tal espectro compreende radiações como a luz visível, os Raios X, as microondas, a radiação 
UV, entre outras: 
 
Como pode ser observado acima, as diferentes radiações do espectro eletromagnético diferem 
no seu comprimento de onda (λ) e na sua frequência (f). 
 
Mas o que vem a ser o espectro eletromagnético? 
É o intervalo completo da radiação eletromagnética, que contém desde as ondas de rádio, as 
microondas, o infravermelho, a luz visível, os raios ultravioleta, os raios X, até a radiação gama. 
 
Sabendo a velocidade da luz (c) de 3,0 x 108 m/s, este valor pode ser aproximado para todas as 
radiações do espectro eletromagnético. Ao mesmo tempo, temos que: 
c = λ x f 
Isto é, podemos relacionar velocidade, comprimento de onda e frequência de cada uma das 
radiações acima mencionadas. 
 
A LEI DE PLANCK 
Max Planck, no início do Século XX, começou a explicar a relação entre a intensidade da 
radiação emitida e o seu comprimento de onda (ou frequência). Ele supôs que os átomos, 
vibrando em um objeto aquecido, causam a emissão de radiações do espectro 
eletromagnético. Mais ainda, a intensidade da energia liberada é quantizada, ou seja, a energia 
 
chega em pacotes de um certo valor que depende da frequência da radiação (ou do 
comprimento de onda). 
 
Para explicar quantitativamente, ele introduziu uma lei e uma constante, h, sendo esta a 
chamada constante de Planck, com um valor de 6,62 x 10-34-J.s. Na Lei de Planck, a constante 
relaciona a energia, E, de um pacote de quantum com a frequência da radiação 
eletromagnética: 
E = h x f. 
 
EINSTEIN E O FÓTON 
Até aqui, a luz e as outras radiações do espectro eletromagnético eram vistas como funções de 
onda, apenas. Einstein, a partir do seu experimento do efeito fotoelétrico (abaixo), incorporou 
alguns novos conceitos ao quantum de Planck. 
 
 
 
Resumidamente, o efeito fotoelétrico ocorre quando uma frequência mínima de certa 
radiação do espectro eletromagnético (que está relacionada com a energia, segundo a Lei de 
Planck), incidindo sobre um metal, provoca a ejeção de elétrons. 
 
Einstein então combinou estas observações experimentais com a Lei de Planck postulando 
que, para que isto pudesse ocorrer, a luz deveria ter propriedade de partículas, também. Estas 
partículas sem massa receberam o nome de fótons, que se comportam como pacotes de 
energia. Agora a luz, além de se comportar como onda, também se comporta como partícula; 
esta veio a ser o chamado comportamento dual da luz. 
 
Mas o que tudo isto tem a ver com a distribuição eletrônica dos átomos? 
 
O ESPECTRO DE LINHAS DOS ÁTOMOS 
Se uma elevada tensão á aplicada sobre os átomos, eles absorvem energia a passam ao 
chamado “estado excitado”. Os átomos excitados rapidamente emitem uma luz através de 
espectros de linhas, que é característico para cada tipo de átomo: 
 
 
 
MODELO ATÔMICO DE BOHR 
O físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu, então, fornecer uma explicação acerca do fóton e 
da Lei de Planck com os espectros atômicos. Estudando o átomo mais simples, o hidrogênio, 
Bohr postulou que: 
I. os elétrons orbitando ao redor do núcleo poderiam ocupar apenas determinadas 
órbitas, ou níveis de energia, nos quais ele é estável; 
II. cada um desses níveis tem um valor determinado de energia; 
III. um elétron pode passar de um nível de energia a outro desde que absorva energia 
externa – quando isto ocorre, dizemos que o elétron foi excitado 
IV. a transição de retorno do elétron ao nível inicial ocorre via liberação de energia na 
forma de ondas eletromagnéticas. 
 
Os possíveis níveis de energia são 7, sendo descritos por letras e cada nível comporta um 
número máximo de elétrons: 
Nível N° máximo elétrons 
K 2 
L 8 
M 18 
N 32 
O 32 
P 18 
Q 8 
 
Segue uma representação simplificada do modelo atômico após a contribuição de Bohr: 
 
SUBNÍVEIS DE ENERGIA 
Os níveis de energia (ou camadas) ao redor do núcleo são, por sua vez, formados por 
subdivisões, chamadas de subníveis. Cada subnível também recebe uma letra e comporta um 
número máximo de elétrons: 
Subnível N° máximo elétrons 
s 2 
P 6 
d 10 
F 14 
 
Os subníveis são ordenados em uma sequência crescente de energia e estão distribuídos 
conforme a figura abaixo em cada nível de energia: 
 
 
No entanto, considera-se que, na distribuição dos elétrons nos subníveis, há uma distribuição 
natural que faz com que sempre haja a tendência a uma situação para uma menor energia 
associada. Como consequência, os elétrons procuram distribuir-se nos subníveis de menor 
energia, desde que haja lugar disponível. 
 
Com isso, temos uma distribuição eletrônica dos elétrons nos níveis e subníveis conforme a 
indicação das flechas: 
 
Sendo assim, primeiramente, os elétrons ocupam o primeiro nível no subnível “s”, que possui 
uma lotação máxima de 2e-: 1s2. 
 
Depois, no segundo nível, o subnível “s”, que possui uma lotação máxima de 2e-: 2s2. 
 
Posteriormente, no segundo nível, o subnível “p”, que possui uma lotação máxima de 6e-: 2p2 
Com isso, temos uma sequência: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, ... 
 
ORBITAIS 
Dentro de cada subnível, temos os orbitais, que são regiões onde os elétrons podem estar 
presentes dentro de cada subnível. Cada orbital comporta um número máximo de 2e-. os 
orbitais não representam a posição exata do elétron no espaço, que não pode ser determinada 
devido à sua natureza ondulatória; apenas delimitam uma região do espaço na qual a 
probabilidade de encontrar o elétron é elevada. 
 
Cada orbital (m) possui um formato que está relacionado com o respectivo subnível (n): 
 
 
 
 
 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
A partir do estudo da distribuição eletrônica dos elétrons, podemos introduzir os números 
quânticos, que compõem uma sequência de números que descrevem a posição provável dos 
elétrons dentro da estrutura eletrônica. 
 
Número quântico principal (n): pode ter qualquer valor inteiro do 1 ao infinito. Está associado 
ao nível eletrônico e indica a distância entre o núcleo e o elétron. 
 
Número quântico de momento angular (l): indica o subnível correspondente. 
Subnível Nº quântico l Nº máximo elétrons 
s 0 2 
P 1 6 
d 2 10 
F 3 14 
 
Número quântico magnético (ml): está relacionado à orientação espacial dos orbitais em uma 
subcamada, uma vez que os orbitais em uma subcamada diferem apenas quanto à sua 
orientação no espaço. 
 
 
 
Número quântico de spin (ms): O número quântico de spin indica a orientação do elétron ao 
redor do seu próprio eixo. Como existem apenas dois sentidos possíveis, este número quântico 
assume apenas os valores -1/2 e +1/2, indicando a probabilidade de 50% de o elétron estar 
girando em um sentido ou no outro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
 
1. Smog designa-se, em termos genéricos, nevoeiro contaminado por fumaças. Smog 
fotoquímico é a poluição do ar, sobretudo em áreas urbanas, por ozônio troposférico e outros 
compostos originadospor reações fotoquímicas, reações químicas causadas pela luz solar. O 
efeito visível disto é uma camada roxa acinzentada na atmosfera. 
Descobriu-se esse tipo de smog pela primeira vez em Los Angeles, na década de 1940, e 
costuma-se acontecer em cidades com uma grande movimentação de veículos, que causam 
grande acumulação de poluentes, como o óxido nítrico (NO) e os Compostos Orgânicos 
Voláteis (COVs). 
 
A reação fotoquímica que inicia a produção do smog envolve a decomposição de NO, 
originado do escapamento de veiculas, e a energia necessária para quebrar a ligação N-O é de 
1,04 x 10-18 J. 
a. Qual comprimento de onda da luz é necessário para iniciar o smog? (h = 6,62 x 10-34J.s) 
b. Que tipo de radiação eletromagnética inicia o smog? 
 
2. A cor de muitas gemas (pedras preciosas) se deve a presença de íons na sua composição 
química. O rubi, por exemplo, é vermelho devido à presença de Cr3+. O belo violeta 
característico da ametista se deve a Fe3+ ou Mn3+. Observando a distribuição eletrônica de cada 
um destes íons, indique de qual nível energético, subnível e orbital cada um destes átomos 
perdeu elétrons do seu estado fundamental para a formação dos respectivos íons. 
 
3. A partir da análise das distribuições eletrônicas a seguir, diga se as afirmações são 
verdadeiras ou falsas e justifique as respostas exclusivamente a partir da estrutura das 
distribuições eletrônicas. 
A: 1s22s22p63s2 
B: 1s22s22p63s23p64s23d104p5 
C: 1s22s22p63s23p64s23d10 
D: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6 
a. O elemento A ganha 6e- para adquirir a estabilidade eletrônica. 
b. O elemento B possui o subnível “p” como o de maior energia associada. 
c. O elemento C é possui 3 níveis eletrônicos. 
d. O elemento D possui estabilidade eletrônica