Estruturas Atômicas

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Curso de Bacharelado em Engenharia
Prof. Rômulo Martins Jr
romulojunior@gmail.com
FACEBOOK: http://www.facebook.com/raimundoromulo
Química Geral e Experimental
1 - ESTRUTURA ELETRÔNICA 
E PERIODICIDADE
Gregos - divisão da matéria em pequenos pedaços
450 a.c – Demócrito e Leucipo: ÁTOMO – menor unidade da 
matéria. (A = Não / TOMO = partícula)
História do desenvolvimento do modelo moderno do átomo
1.1 – ELEMENTOS E ÁTOMOS
JOHN DALTON:
1807 – Hipótese atômica de Dalton:
1- Todos os átomos de um dado elemento são idênticos e neutros.
2- Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes;
3- Um composto (molécula) tem uma combinação específica de
átomos de mais de um elemento;
4- Em uma reação química, os átomos não são criados nem
destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas
substâncias.
Cronologia
Dalton: átomos como esferas 
perfeitas (bola de bilhar)
J. J. THONSON (1897): elétron
Pudim de passas
•Conseguiu mostrar a existência de cargas elétricas 
negativas em um átomo. Mas o átomo é neutro?
•Dalton sugeriu que haviam cargas positivas para balancear 
e o átomo seria como um pudim
Cronologia (modelo nuclear)
1908 - RUTHERFORD:
Sistema Planetário
*O átomo estaria dividido em duas 
regiões: 
Núcleo (prótons e nêutrons) 
Eletrosfera (elétrons).
1 - Cronologia
Cronologia
• 1908 - Rutherford
– Caracterização do próton como sendo o
núcleo do átomo de hidrogênio e a
unidade de carga positiva.
– Previsão de existência do nêutron.
Cronologia
• 1913 - Bohr
– Modelo atômico fundamentado na teoria dos
quanta e sustentado experimentalmente com
base na espectroscopia. Distribuição eletrônica
em níveis de energia. Quando um elétron do
átomo recebe energia, ele salta para outro nível
de maior energia, portanto mais distante do
núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível
de energia primitivo (mais próximo do núcleo),
ele cede a energia anteriormente recebida sob
forma de uma onda eletromagnética (luz).
Cronologia• 1924 - De Broglie
– Modelo da partícula-onda para o elétron.
• 1926 - Heisenberg
– Princípio da incerteza.
• 1927 - Schrödinger
– Equação de função de onda para o 
elétron.
Obs: ver vídeo
STOP!!
ANTES DE INICIARMOS O ESTUDO DO 
MODELO ATÔMICO DE BOHR VAMOS 
REVISAR ONDAS ELETROMAGNÉTICAS! 
11
Ondas: São perturbações que viajam 
através do espaço com uma velocidade 
finita
Onda Plana
12
- Amplitude (A): é o comprimento do vetor elétrico no ponto
máximo da onda
- Comprimento de onda (): distância linear entre dois pontos
equivalentes em ondas sucessivas (máximos ou mínimos)
- Freqüência (): é o número de oscilações do campo que ocorrem
por segundo


A
13
● A radiação eletromagnética consiste em uma onda
onde os campos elétrico (E) e magnético (H) são
perpendiculares à direção de propagação
(direção X), e perpendiculares entre si.
E
H
14
Exemplos de ondas eletromagnéticas:
-Luz
-Ondas de Rádio e TV
-Microondas
-Raios-X, etc...
15
Espectro Eletromagnético
SIGA!!
Qual a relação das ondas 
eletromagnéticas com os 
Átomos??
• Elétrons nos Átomos
• Modelo Atômico de Bohr
órbitas discretas (energias específicas)
Para o e- mudar de energia ele deve
efetuar um salto quântico para uma
energia permitida mais elevada (com
absorção de energia) ou para uma
energia permitida mais baixa (com
emissão de energia.
Obs: Para uma compreensão do comportamento dos e- são
necessário conceitos quântico-mecânicos.
-Os estados (ou níveis) energéticos
não variam continuamente com a
energia, estão separados por energia
finitas. Exemplo: figura do átomo de H
de Bohr.
-O zero de referência é o elétron livre.
-O modelo tenta descrever os elétrons
nos átomos em termos da posição
(orbitais eletrônicos) e da energia
(níveis de energia quantizado).
-Modelo limitado
• Elétrons nos Átomos
• Modelo Atômico de Bohr
-15
-10
-5
0
E
n
e
r
g
i
a
 
(
e
V
)
-13,6
-1,5
-3,4
n = 3
n = 2
n = 1
* O átomo é formado por
um núcleo e níveis de
energia quantizada (onde
estão os elétrons), num
total de sete.
Energia emitida 
como um fóton
Quando o elétron sofre uma transição: 
E = Esuperior – Einferior = fóton
h é a constante de Planck = 6,62608 x 10-34 J.s
v é a frequência (v = velocidadade da luz/comprimento de onda)
C = 300 000 km/s ou 3 x108 m/s
Maxwell definiu que a LUZ é um tipo de onda e 
Einstein que a LUZ é formada por partículas 
chamadas de fótons (experimento fotoelétrico)
Será que a luz é onda ou 
partícula???
Os dois estão corretos!!!
Quando a LUZ interage com a matéria ela se 
comporta como uma partícula. 
Mas quando a LUZ viaja pelo espaço, viaja como 
uma onda eletromagnética!
Logo:
fótons são ondas!
Elétrons, prótons e neutrons são partículas e 
ondas ao mesmo tempo
Estrutura atômica
• Distinguimos duas regiões nos átomos:
a) uma com carga elétrica positiva, e
muito pesada, que concentra quase
todo o peso do átomo: é chamada
núcleo.
b) uma região ocupada por elétrons, que
giram ao “redor” do núcleo.
Estrutura atômica
• Núcleo
É constituído por neutrons e prótons.
O nêutron não tem carga elétrica.
O próton tem carga elétrica positiva, que
se representa por: p
Estrutura atômica
• Elétrons
Possuem carga elétrica negativa, e que se
representa por -e.
Como o átomo é neutro, concluímos que o
número de elétrons é igual ao de prótons.
Estrutura atômica
• Elétrons
Os elétrons ficam situados na eletrosfera
(região de alta probabilidade de encontrar
um elétron)
A distância dos elétrons ao núcleo é
muito grande, relativamente ao tamanho do
núcleo. Por isso se diz que o átomo parece
um sistema solar em miniatura.
Estrutura atômica
Partícula Símbolo Carga* Massa
elétron e- -1 9,109 x 10-31
próton p +1 1,673 x 10-27
nêutron n 0 1,675 x 10-27
*As cargas são dadas como múltiplos da carga de um 
próton, que vale nas unidades SI 1,602 x 10-19 C
3 - Número atômico e número de 
massa
Número Atômico (Z): quantidades de prótons.
Z = p = e
Número de Massa (A): a soma das partículas que 
constitui o átomo.
A = Z + n + e
A = Z + n
REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO
4 - Isótopos, isóbaros, isótonos 
• Chamam-se isótopos os elementos que
possuem igual número atômico (Z),
mas diferente número de massa (A).
• Os isótopos possuem mesmo número
de prótons em seus núcleos, mas,
diferente número de nêutrons.
4 - Isótopos, isóbaros, isótonos 
• Representação dos isótopos do neônio:
neônio-20 ; neônio-21; neônio-22
Ou
20Ne ; 21Ne ; 22Ne
Se o número atômico do Ne = 10, logo esses 
neônios devem conter 10, 11 e 12 nêutrons! 
SEMELHANÇA ATÔMICA
ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.
ISÓBAROS: mesmo número de massa.
ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
ISOELETRONICOS: mesmo número de elétrons.
ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam
elétrons
NÚMEROS 
QUÂNTICOS
NÚMEROS QUÂNTICOS
Números Quânticos:
As teorias da MECÂNICA QUÂNTICA, definidas por Planck, De Broglie, Schrödinger e
Heisemberg, dentre outras, auxiliaram na identificação dos elétrons.
Os NÚMEROS QUANTICOS são os modelos que nos auxiliam na localização 
e identificação da posição (probabilidade) do elétron na orbita de um átomo.
1. Números Quânticos Principal (n);
2. Números Quânticos Secundário (l);
3. Números Quânticos Magnético (ml);
4. Números Quânticos Spin (ms);
Cada elétron em um átomo 
é caracterizado por quatro 
parâmetros chamados 
números quânticos.
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)
Representaaproximadamente a distância do elétron ao núcleo.
O número n tem valores inteiros 1, 2, 3,…∞, sendo primariamente
responsável pela determinação da:
-Energia do elétron
-Tamanho do orbital ocupado pelo elétron (quanto mais longe: maior)
-Distância do orbital ao núcleo
Como nos átomos conhecidos número máximo de camada é igual a 7, o 
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL VARIA DE 1 A 7.
1 2 3 4 5 6 7
O NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL foi
deduzido independentemente por Bohr e
Schrödinger, pela fórmula:
E = - 2.π2 . m . e4 . Z2
n2. h2
E = energia de uma camada;
m = massa de um elétron;
e = carga de um elétron;
Z = número atômico;
h = constante de Planck;
n número quântico principal;
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)
-15
-10
-5
0
E
n
e
r
g
i
a
 
(
e
V
)
-13,6
-1,5
-3,4
n = 3
n = 2
n = 1
O cientista Sueco Johannes Robert
Rydberg definiu o número máximo de
elétrons nas camada.
Número máximo de elétrons nas camadas = 2n2
Camada Número Quântico 
Principal
(n)
Número máximo de 
elétron (Teórico)
(2n2)
Número máximo de 
elétron (Prática)
(2n2)
K 1 2.12 = 2 2
L 2 2.22 = 8 8
M 3 2.32 = 18 18
N 4 2.42 = 32 32
O 5 2.52 = 50 32
P 6 2.62 = 72 18
Q 7 2.72 = 98 2
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO (l)
-Também conhecido como número quântico de momento angular
do orbital ou azimutal.
-Caracteriza uma subdivisão de energia dentro de cada camada,
revelando, desta maneira a existência do Subnível de Energia.
l = 0; l = 1; l = 2; l = 3
Camada Subníveis Existentes na Camada Número máximo de 
elétron (Prática)
(2n2)
K (n = 1) s (l = 0); 2
L (n = 2) s (l = 0); p (l = 1) 8
M (n = 3) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); 18
N (n = 4) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); f (l = 3) 32
O (n = 5) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); f (l = 3) 32
P (n = 6) s (l = 0); p (l = 1); d (l = 2); 18
Q (n = 7) s (l = 0); 2
l = 0 indica o subnível s
l = 1 indica o subnível p
l = 2 indica o subnível d
l = 3 indica o subnível f
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO (l)
1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
6 P
7 Q
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
3d
4d
5d
6d
4f
4f
2 elétrons
8 elétrons
18 elétrons
32 elétrons
32 elétrons
18 elétrons
2 elétrons
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO (l)
Cada subnível pode ter um ou mais orbitais, sendo que, O NÚMERO MÁXIMO DE
ORBITAIS PATA CADA SUBNIVEL ESTÁ VINCULADO AO NÚMERO DE ELÉTRONS
PERMITIDOS PARA CADA SUBNIVEL. Logo, levando-se em consideração que para
cada orbital só é permitido 2 elétrons, temos:
1 orbital para o subnível s
3 orbitais para o subnível p
5 orbitais para o subnível d
7 orbitais para o subnível f
s
p
d
f
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO (l)
Exercícios
Determine em que camada se localiza o elétron que apresenta:
a) n = 2;
b) n = 4;
c) n = 6;
d) n = 7;
Indique a camada e o subnível em que se localiza o elétron que apresenta os seguintes
números quânticos:
a) n = 2; l = 1;
b) n = 4; l = 0;
c) n = 6; l = 3;
d) n = 3; l = 2;
Exercícios
7. Quantos elétrons podem apresentar nas camadas abaixo:
a) n = 2;
b) n = 4;
c) n = 6;
d) n = 7;
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml):
- O número quântico magnético especifica em que orbital o
elétron está (probabilidade de encontrá-lo)!
- O número quântico magnético assume valores positivos e
negativos. s
ml = 0
d
ml = -2, -1, 0, 1, 2
f
ml = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
p
ml = -1, 0, 1
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml):
Se o número secundário for l = 0 :
Corresponde ao subnível s, onde existe somente uma orientação (ml = 0)
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml):
l = 1 : corresponde ao subnível p, onde existem três orientações
permitidas, que surgem em decorrência dos três valores de ml (+1, 0, -1).
Os três orbitais p são denominados px, py e pz e são orientados de acordo
com os três eixos cartesianos (x, y e z).
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml):
l = 2 : corresponde ao subnível d onde existem cinco orientações
permitidas, ou seja, cinco valores de ml (-2, -1, 0, +1, +2).
São designados por 
dz
2 (orientação coincidente com o eixo z),
dx
2
-y
2 (orientação coincidente com os eixos x e y, simultaneamente),
dxy (orientado entre os eixos x e y),
dyz (orientado entre os eixos y e z) e
dxz (orientado entre os eixos x e z).
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml):
+
n = 1
n = 2
n = 3
3dz
2 3dxz 3dyz 3dxy 3dx2-y2
O orbital “p” existe a partir da terceira camada (n = 3, 4, 
5...)
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml):
Do not appear until the 4th shell and higher
ORBITAL ATÔMICO F
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml):
O número quântico de spin indica direção 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 do 50% do elétron estar girando em um sentido ou no
outro.
NÚMERO QUÂNTICO SPIN(mS)
Preto – 0% de encontrar um elétron
Branco – 99,99% de encontrar um elétron
RESUMO
d
Exercícios
Os três números quânticos de um elétron em um determinado estado são: n = 4;
l = 2; ml = -1. Em que tipo de orbital este elétrons está localizado?
Localizar o elétron representado pelos números quânticos n = 5; l = 2; ml = 1 e
ms = 1/2.
Indicar os números quânticos do elétron situado na camada L, subnível p e orbital
central.
DISTRIBUIÇÃO 
ELETRÔNICA
Sequência de Energia dos Subníveis 
Linus Pauling (1901 a 1994): Químico norte americano desenvolveu a
metodologia prática que fornece a ordem crescente de energia dos
subníveis.
Tem maior energia o elétron que apresenta a maior soma dos números quânticos
principal e secundário ( n + l).
Exemplo1: Entre os subníveis 5d e 6s qual o de maior energia?
5d n = 5; l = 2  n + l = 7
6s  n = 6; l = 0  n + l = 6
5d é o de maior energia
Exemplo2: Entre os subníveis 4p e 5s qual o de maior energia?
4p  n = 4; l = 1  n + l = 5
5s  n = 5; l = 0  n + l = 5
5s é o de maior energia, pois apresenta 
maior número quântico principal.
1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
6 P
7 Q
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
2 elétrons
8 elétrons
18 elétrons
32 elétrons
32 elétrons
18 elétrons
2 elétrons
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2...
DIAGRAMA DE LINUS PAULING
DIAGRAMA DE LINUS PAULING
Regra de Hund: Princípio da Máxima Multiplicidade 
A distribuição dos elétrons é feita em duas etapas:
1. Coloca-se inicialmente um elétron em cada orbital, este deve apresentar spins
paralelos;
2. Após cada orbital, do mesmo subnível, apresentar um elétron inicia-se o
emparelhamento dos demais.
1 Elétron
2 Elétrons
3 Elétrons
5 Elétrons
Distribuição Eletrônica
 Os elétrons que ocupam a última camada/nível de energia são 
designados elétrons de valência.
 Os elétrons mais internos são designados elétrons do cerne do 
átomo.
1622
11 3221 spssNa 
Camada de valencia
eletron de valência
Fazer a distribuição eletrônica para os átomos abaixo. Identificar o última camada, e o
subnível mais energético.
a) Na (Z=11); b) Mn (Z=25); c) Co (Z=27).
IMPORTANTE: OS ELÉTRONS MAIS EXTERNOS SÃO USADOS NA 
FORMAÇÃO DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS. A TEORIA QUE DEFINE ESTAS 
LIGAÇÕES É CONHECIDA COMO TEORIA DA LIGAÇÃO PELA VALÊNCIA. 
Fazer a distribuição eletrônica para os átomos dos gasesnobres, dos metais
alcalinos, alcalinos terrosos e halogênios.
Exercício
próximos capítulos ....
... a tabela periódica ...
65
Curso de Bacharelado em Engenharia
Prof. Rômulo Martins Jr
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