Unidade 1 Radiação fotoelétrico e espectros

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17-11-2011
1
FQAFQA –– 10º Ano 10º Ano 
Unidade 1 Unidade 1 
QuímicaQuímicaQuímicaQuímica
Espectro de Absorção
Fonte: http://www.brasilescola.com/quimica/espectros-
eletromagneticos-estrutura-atomo.htm
Marília Peres 1
Marília Peres
Adaptado de (Corrêa 2007)
Carlos Corrêa 
Fernando Basto 
Noémia Almeida
Sumário:Sumário:
1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
3.3. EspetroEspetro do átomo de Hidrogéniodo átomo de Hidrogénio
44 Modelos do átomoModelos do átomo4.4. Modelos do átomoModelos do átomo
5.5. ModeloModelo quânticoquântico
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1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
Raios X – Diagnóstico
Fonte: http://fisicaradioactiva.blogspot.com/p/aplicacoes-
da-radiacao.html
Marília Peres 3
1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
Espectro eletromagnéticoEspectro eletromagnético:
1016 1015
Marília Peres 4
Fonte: www.sqb.br
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1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
EspetroEspetro eletromagnéticoeletromagnético:
Desinfeção de instrumentos 
cirúrgicos
Meios de diagnóstico Radar
Deteção de obstáculos
Marília Peres 5
1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
AquecimentoDescarga através de 
vapores de mercúrio
Comandos 
à distância
Marília Peres 6
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1. Aplicações das radiações1. Aplicações das radiações
Fotossíntese
Comunicações
Iluminação
Telemóveis (15-30 cm)Análise química
Marília Peres 7
2. Efeito Fotoelétrico
Efeito Fotoeléctrico
Fonte: Carlos Corrêa
Marília Peres 8
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InteraçãoInteração entre a radiação e os entre a radiação e os 
metais. metais. 
C i i ã d l õ l 
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
Consiste na emissão de eletrões pelos 
metais quando sobre eles se faz incidir 
radiação.
Aplicações
Césio
Marília Peres 9
A radiação deve ter energia suficiente para arrancar 
o eletrão do átomo.
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
Se a radiação fornecer ao átomo mais energia do que a 
necessária para extrair um eletrão, este excesso de 
energia constitui a energia cinética do electrão:
Energia do fotão Energia gasta
na remoção
Energia cinética do 
electrão removido= +
Marília Peres 10
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6
Energia do fotão = Er + ½ mv2
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
Césio 3,04 x 10-19 J Luz visível
Potássio 3,52 x 10-19 J Luz visível
Sódio 3,68 x 10-19 J Luz visível
Cálcio 4 32 x 10-19 J Luz visível
Energia de remoção
Energia cinética 
do eletrão
Cálcio 4,32 x 10 J Luz visível
Zinco 5,81 x 10-19 J Luz UV
Platina 8,48 x 10-19 J Luz UV
NOTA: a energia de remoção é diferente da energia de ionização
porque nos metais no estado sólido os átomos não estão isolados.
Marília Peres 11
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
Marília Peres 12
Faça o download da aplicação JAVA de acesso livre sobre o efeito fotoeléctrico do projecto
PhET a partir do seguinte URL:
http://phet.colorado.edu/admin/get-run-offline.php?sim_id=146&locale=pt
Para correr esta simulação deve ter instalado no seu computador o Macromedia Flash 8 (ou outra versão 
mais recente) e o Java version 1.5 (ou outra versão mais recente).
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No efeito fotoeléctrico dá-se a
transformação de energia radiante em
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
transformação de energia radiante em
energia elétrica. Esta energia utiliza-se em
muitos dispositivos, como:
- abertura automática de portas;
- leitura de bandas sonoras de filmes e códigos de 
barras; 
- contagem de visitantes em exposições e 
espectáculos;espectáculos;
- sistemas de alarme;
- células solares de satélites artificiais;
- fotometria (máquinas fotográficas e outros).
Marília Peres 13
Notas finais:Notas finais:
1 O efeito fotoelétrico é praticamente instantâneo;
2. Efeito 2. Efeito FotoelétricoFotoelétrico
1. O efeito fotoelétrico é praticamente instantâneo;
2. Cada fotão origina a emissão de um e um só eletrão.
3. O número de eletrões emitidos é directamente proporcional
ao número de fotões incidentes, isto é, à intensidade do feixe.
4 .Só há emissão de eletrões com radiações com energia superior
a um valor mínimo, característico de cada metal.
5 A energia cinética do eletrão emitido não depende da intensidade
do feixe, mas depende apenas da energia de cada fotão
incidente.
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EspetroEspetro do do 
Átomo de Átomo de 
HidrogénioHidrogéniogg
NielsNiels BohrBohr (1885(1885-- 1962)1962)
(http://da.wikipedia.org/wiki/Billede:Niels_Bohr.jpg
Marília Peres 15
3.1 O espectro do átomo de hidrogénio. Níveis de energia.
Os átomos são excitados por chamas a 
altas temperaturas ou por descargas 
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
altas temperaturas ou por descargas 
eléctricas.
Quando regressam ao estado fundamental 
(desexcitação) libertam energia.
Marília Peres 16
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Quando se produz uma descarga eléctrica através de hidrogénio
rarefeito (a baixa pressão), as moléculas H2 dissociam-se e os átomos
H, excitados, regressando ao estado fundamental, emitem radiações
com energias (e comprimentos de onda) bem determinados (espetro
de riscas)
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
de riscas).
Algumas das riscas 
situam-se na zona 
do visível
ddp
l d
H2 rarefeito
elevada
EspetroEspetro atómico do Hatómico do H
Marília Peres 17
As riscas do espectro do H agrupam-se em 
séries que correspondem a transições para 
um mesmo nível energético. 
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
Marília Peres 18
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Riscas visíveis do 
espetro do átomo 
de hidrogénio (há ainda
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
outras riscas violetas 
de fraca intensidade)
Quais as transições 
que correspondem às 
outras riscas violetas?
Resposta: transições 
de níveis superiores a 6
As energias estão expressas por mole de átomos (uma mole 
de átomos de H são 1,008 g de hidrogénio)
de níveis superiores a 6 
para n = 2
Marília Peres 19
Se os níveis Ei fossem infinitamente próximos (ou 
seja, se não houvesse níveis...), seriam emitidas 
radiações de energias infinitamente próximas...
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
... e os espetros seriam contínuos e não de riscas.
Marília Peres 20
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4. Modelos do Átomo
John Séc Esfera O átomo de cadaJohn 
Dalton
(Inglês)
Séc. 
XVIII
Esfera O átomo de cada 
elemento é uma 
esfera indivisível
21
(Adaptado de Inês Bruno)
Marília Peres
Thomson 1897 Modelo do 
pudim de 
O átomo é uma esfera 
maciça carregada 
4. Modelos do Átomo
passas positivamente, onde os 
eletrões se encontram 
encrostados.
22(Adaptado de Inês Bruno) Marília Peres
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Descoberta do eletrão 
(J. J. Thomson, 1897)
Átomos neutros
4. Modelos do Átomo
Cargas positivas 
em igual número
MODELO DE THOMSON (1899) 
(“bolo de passas”)
Átomos neutros, com 
os eletrões localizados
numa esfera com carga 
positiva
Cargas negativas 
(eletrões) ( bolo de passas )
Carga positiva
(eletrões)
Marília Peres
Rutherford 1911 Modelo 
planetário
O átomo é constituído por um 
núcleo, de carga elétrica positiva, 
onde está concentrada toda a 
4. Modelos do Átomo4. Modelos do Átomo
massa do átomo, e por eletrões 
que se moviam à volta do núcleo
Rutherford observou grandes 
deflexões, sugerindo um núcleo 
duro e pequeno(Adaptado de Inês Bruno) Marília Peres
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Rutherford (1911) fez passar um feixede partículas 
alfa (He2+) através de uma finíssima folha de ouro. 
Núcleos (carga positiva)
Partículas 
4. Modelos do Átomo
Nuvem 
eletrónica
(carga 
negativa)
He2+
Algumas partículas passavam (grandes 
espaços), mas outras eram desviadas 
Átomos da 
folha de ouro
Assim se descobriu o núcleo.
por algo com carga positiva (???) que 
repelia as partículas alfa.
Marília Peres
Bohr 1913 Modelo 
de Bohr
Os eletrões só podem ocupar níveis 
de energia bem definidos 
(quantização da energia) e giram em 
torno do núcleo em órbitas com
4. Modelos do Átomo
torno do núcleo em órbitas com 
energias diferentes;
Modelo de Bohr para o r
Nível
interno
o n
ta
lp
átomo de Hidrogénio
n=3n=4n=5
n=6
n=2
Electrão
Menor 
energia
n=1
Es
ta
do
fu
nd
am
en Núcleo
Maior energia 26(Adaptado de Inês Bruno)
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ModeloModelo dede BohrBohr::
4. Modelos do Átomo4. Modelos do Átomo
- as órbitas interiores apresentam energia mais baixa e
à medida que se encontram mais afastadas do núcleo
o valor da sua energia é maior;
- quando um eletrão recebe energia suficiente passa a
ocupar uma órbita mais externa (com maior energia)
ficando o átomo
- se um eletrão passar de uma órbita para uma outra
mais interior liberta energia;
- os eletrões tendem a ter a menor energia possível -
estado fundamental do átomo.
27Marília Peres
Nível
Emissão e absorção de energia:Emissão e absorção de energia:
Modelo de Bohr para o átomo de Hidrogénio
4. Modelos do Átomo
Núcleo
Externo
Nível
interno Absorção de Absorção de 
energiaenergia
Emissão 
de 
Eletrão
Menor 
energia
Maior 
energia
Eletrão
28
energia
Marília Peres
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Linhas de emissão Linhas de emissão 
no átomo de Hidrogéniono átomo de Hidrogénio
Contínuo
n =4
n=5
n= 6n= 6
n=n=
L
L
L
H
H
H
n=2
n=3
L
L
Balmer
H
H
P
Paschen
P P P
Brackett
29
Núcleo Nível limite
externo
n=1
Estado
fundamental
Lyman
PfundPfund
1º estado
excitado
2º estado
excitado
Marília Peres
Bohr determinou matematicamente a relação existente 
entre a energia, EE,, que o eletrão poderia assumir e o 
Modelo de Bohr para o átomo de HidrogénioModelo de Bohr para o átomo de Hidrogénio
nível, nn, em que se encontrava:
18
2
12 18 10nE , ( )n
  
n
30
Equação de Equação de BohrBohr
Marília Peres
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Falar em orbita implica conhecer SIMULTANEAMENTE e
EXATIDÃO POSIÇÃO ENERGIA DO
Mas o modelo atómico de Mas o modelo atómico de BohrBohr tem limitações…tem limitações…
com EXATIDÃO, a POSIÇÃO e a ENERGIA DO
ELETRÃO num dado momento.
No entanto HeisenbergHeisenberg demonstrou que é impossível
determinar simultaneamente, com exacidão a posição e a
energia de um eletrão (PrincipioPrincipio dada incertezaincerteza dede
HeisenbergHeisenberg)
31Marília Peres
MODELO ATUAL DO ÁTOMOMODELO ATUAL DO ÁTOMO
Schrödinger e 
outros
1913 Modelo 
Quântico
Os eletrões movem‐se em 
torno dos respectivos núcleos 
sem trajectórias definidassem trajectórias definidas. 
Apenas se conhece a 
PROBABILIDADE de um eletrão 
com uma determinada energia 
se localizar num dado ponto do 
espaço.
32Marília Peres
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No Modelo Atómico de No Modelo Atómico de BohrBohr No Modelo Atómico ActualNo Modelo Atómico Actual
4. Modelos do Átomo4. Modelos do Átomo
O electrão descreve órbitas
ÓRBITAÓRBITA:: Linha onde existe a
certeza de encontrar o eletrão
com uma dada energia
O electrão ocupa uma orbital
ORBITALORBITAL:: Região do espaço onde há
probabilidade de encontrar um eletrão com
uma dada energia.
33Marília Peres
Se fosse possível fotografar em
instantes sucessivos o movimento do
electrão em volta do núcleo,
4. Modelos do Átomo
obteríamos uma imagens semelhante
a esta.
O eletrão com uma dada energia, pode estar mais perto do núcleo
ou mais afastado, ocupando mais vezes, determinadas posições no
espaço à volta do núcleo do que outras.
34Marília Peres
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Uma orbital não se consegue visualizar, embora existam várias maneiras
de a representar, uma delas é o MODELOMODELO DADA NUVEMNUVEM ELETRÓNICAELETRÓNICA
4. Modelos do Átomo
Maior 
Menor 
probabilidade de 
se encontrar o 
eletrão
Maior 
probabilidade de 
se encontrar o 
eletrão
35Marília Peres
O que são as orbitais?
São zonas em torno do núcleo onde é elevada a 
4. Modelos do Átomo
probabilidade de encontrar um eletrão com determinada 
energia.
O eletrão do átomo H, no
estado de menor energia, 
tem uma probabilidade de 95% 
R
tem uma probabilidade de 95% 
de ser encontrado dentro de 
uma esfera centrada no núcleo, 
com raio (R) igual a 10-8 cm.
Orbital do eletrão do 
átomo de H (estado 
fundamental)Marília Peres 36
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4. Modelos do Átomo
EXPERIMENTA:EXPERIMENTA:
http://phet.colorado.edu/simulations/sims.php?sim=Models_of_the_Hydrogen_Atom
37Marília Peres
Bohr deduziu uma expressão para cálculo da energia de cada um 
dos níveis de energia do átomo de hidrogénio:
En = (- 2,179 x 10-18 / n2 ) J ; n = 1, 2, 3 ... Número quântico (principal)
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
A partir destes valores, calculou os comprimentos de onda e as 
energias das riscas do espectro do átomo de H.
Quando os electrões dos átomos 
de hidrogénio são excitados, por 
regresso ao estado fundamental, 
emitem radiações (espetro de 
riscas) cujas energias e riscas) cujas energias e 
comprimentos de onda podem 
ser previstos a 
partir desta expressão 
estabelecida por Bohr.
Marília Peres
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20
ne
rg
ia
Eletrão livre
Fora do átomo, 
a energia do 
eletrão pode 
ser qualquer
Teremos então:
Eletrão livre
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
E
n
Estados 
excitados
0
 io
ni
za
çã
o
H+(g)
Energia 
quantificada
Estado 
fundamental
E
ne
rg
ia
 d
e
H(g)
quantificada
Eletrão no átomo
Marília Peres
Recapitulando:Recapitulando:
Estamos Estamos agora em condições de perceber o que sucede noagora em condições de perceber o que sucede no efeito fotoelétrico.
Irradiação
Os átomos também podem ser excitados 
por absorção de radiações (fotões)
3. 3. EspetroEspetro do Átomo de Hidrogéniodo Átomo de Hidrogénio
Irradiação
E
ne
rg
ia
E O átomo não
70
0 
nm6
20
 n
m
42
5 
nm
por absorção de radiações (fotões).
Para que haja absorção de 
radiação, a energia do fotão
deve ser igual à diferença de 
energia entre dois níveis.
Luz verde Outras radiações 
Demasiada 
Marília Peres 40
O átomo não absorve 
o fotão
O átomo não
absorve o fotão
O átomo absorve
o fotão (o eletrão 
é promovido)
Não há níveis 
apropriadosEnergia 
insuficiente
Demasiada 
energia
No efeito fotoelétrico os átomos não se 
encontram no estado gasoso.
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5. Modelo Quântico
Orbitais atómicas de um átomo de sódioOrbitais atómicas de um átomo de sódio
Fonte: http://ciencia.hsw.uol.com.br/atomos8.htm
Marília Peres 41
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
As orbitais caracterizam-se por números quânticos:
n→ Número quântico principal (relacionado com 
a energia e com o tamanho da orbital)
42
n = 1, 2, 3 … (números inteiros)
A energia e o tamanho da orbital aumentam à medida que aumenta o nn.
Marília Peres
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l→ Número quântico de momento 
angular, secundário, ou azimutal 
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
g
(relacionado com a forma da orbital)
l = 0, 1, 2,…, n-1 (os valores de l dependem do número quântico 
principal,n)
43
l = 0 
Orbital do tipo s
l = 1 
Orbital do tipo p
l = 2 
Orbital do tipo d
l = 3 → Orbital do tipo f
l = 4 → Orbital do tipo g Marília Peres
Número quântico secundário (ou azimutal):
l = 2 l 0 1E
Como varia?Níveis Subníveis
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
l
n = 2
n = 3
l = 0
l = 1
l = 0
l = 1
l = 2 l = 0, … , n-1
l = 0 Subcamada s
l = 1 Subcamada p
l = 2 Subcamada d
l = 3 subcamada f
En
n = 1 l = 0
Em cada camada, a energia cresce com l
Camadas Subcamadas
44Marília Peres
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Forma das orbitais s e p
Iguais densidades 
da nuvem
Densidades
diferentes
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
Iguais 
distâncias 
ao núcleo
Iguais 
distâncias 
ao núcleo
Diferentes Diferentes 
orientaçõesorientações
r = 0,1 nm
r
r
Sim
etria esférica
Nas orbitais ss, a probabilidade de encontrar um 
eletrão numa dada zona só depende da distância ao 
núcleo e não da orientação, como nas orbitais pp.
45Marília Peres
ml → Número quântico magnético 
(relacionado com a orientação da orbital)
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
(relacionado com a orientação da orbital)
ml = - l, …, 0, …, + l (os valores de ml dependem do número 
quântico secundário, l)
46
Fonte: http://www.cq.ufam.edu.br/historia_orbitais/Orbitais.html
m = - l , … , + lComo varia?
Marília Peres
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Para caracterizar uma orbital precisamos de três 
números quânticos – n, l e ml
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
Para caracterizar um eletrão precisamos de 
quatro números quânticos – n, l, ml ems
Número quântico de spin, ms
(relacionado com a rotação do eletrão)
47
( )
Marília Peres
Número quântico de spin: +1/2 +1/2 e --1/21/2
A Mecânica Clássica interpreta os dois estados de spin 
do eletrão como correspondendo a movimentos de 
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
p
rotação do eletrão em torno de si mesmo, como um 
pião, em dois sentidos possíveis.
Estes dois modos de rodopiar caracterizam-se pelos 
diferentes valores de ms: +1/2 e -1/2
48Marília Peres
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A existência de spinsspins
l ó d f f 
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
eletrónicos diferentes foi 
observada com átomos de 
lítio no estado gasoso.
A separação do feixe em 
dois resulta dos dois spinsspins
possíveis do eletrão de 
valência em diferentes 
átomos de lítio. 
E E
49
Uma orbital é caracterizada pelo 
conjunto dos números n, l e m.
Ex.: A orbital 2p
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
Ex.: A orbital 2px
n = 2 l = 1
m = - 1
Segundo Pauli, num átomo não podem existir 
eletrões com igual conjunto de números quânticoseletrões com igual conjunto de números quânticos.
2 é número máximo de electrões que uma orbital pode conter 
(diferente spin).
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m = 0 m = +1
l = 0
n = 2
n = 1
l = 0
Orbitais da camada 1: Orbitais da camada 2:
m = 0
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
l = 1
En
er
gi
a
n = 2
n = 2
l = 1 
m = 0
l = 0
n = 1
51Marília Peres
ORBITAIS p:
As orbitais p apresentam dois lóbulos simétricos, tendo o núcleo
como centro. Estes lóbulos estão orientados segundo cada um dos eixos
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
l = 1 => orbital  p
cartesianos
Neste caso, ml pode assumir três valores (‐1, 0,+1). Há, portanto, 3
orbitais equivalentes, que por terem a mesma energia, dizem‐se
degeneradas.
Marília Peres
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l = 2=> orbitais  d
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
l = 3 =>  orbitais  f
53Marília Peres
Os eletrões são distribuídos por orbitais, de acordo 
com os seguintes princípios:
Princípio da energia mínima: os eletrões no estado fundamental
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
distribuem-se de forma a que o átomo fique com o menor valor de
energia.
Princípio da exclusão de Pauli: dois eletrões não podem ter a
mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois eletrões na
mesma orbital têm de ter spins opostos.
Logo, cada orbital de um mesmo átomo, poderá ter no máximo 
dois eletrões.
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Regra de Hund: Para as orbitais com a mesma energia (orbitais
degeneradas), ou seja, os mesmos valores de n e l, procede-se à
distribuição de um electrão por cada uma das orbitais e só depois se
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
distribuição de um electrão por cada uma das orbitais e só depois se
passa ao seu preenchimento.
Ex. 7N
Distribuição electrónica: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
e não: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz0
55Marília Peres
A ordem de preenchimento das orbitais pode ser feita de acordo 
com o diagrama de Aufbau.
Diagrama de Aufbau – O preenchimento das orbitais é feito por ordem 
crescente de energia
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
crescente de energia.
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
8s
56Marília Peres
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A configuração eletrónica de um átomo é a forma como os eletrões se
dispõem nele, e é dada por ordem de energias crescentes dos subníveis
energéticos
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
11 22 22 22 22 22
Z = 1
1s1s22 2s2s22 2p2p22
Átomo de carbonoÁtomo de carbono
Z = 6
57
Num átomo, podemos considerar o cerne, que é constituído pelo
núcleo e pelos eletrões mais internos, e os eletrões de valência, que são
aqueles que se localizam no último nível de energia
5. 5. ModeloModelo quânticoquântico
1111Na Na -- 1s1s22 2s2s22 2p2p66 3s3s11
aqueles que se localizam no último nível de energia.
tem apenas 1 eletrão de valência, o cerne do átomo é constituído pelo
Exemplo:
58
núcleo e pelos 10 eletrões mais internos, podendo a sua configuração
electrónica ser:
11Na - [Ne] 3s1
Marília Peres