Aula 1- Teoria atômica

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Teoria atômica 
Os gregos já supunham a existência de átomos. 
Por volta de 400a.c., na Grécia, Demócrito supôs que todo a matéria era constituída de 
partículas indivisíveis, impenetráveis e invisíveis, que chamou de Átomo (do grego: 
indivisível) . 
 
Modelo de Dalton : Átomo indivisível (1803) 
 
John Dalton, inglês e professor de ciências, sugeriu em 1803 que a 
maioria das observações químicas feitas no século XIII poderiam ser 
explicadas simplesmente admitindo-se que a matéria é constituída de 
 átomos. 
Ele propôs que os átomos seriam: - INDIVISÍVEIS 
 - IMUTÁVEIS 
 - SEM ESTRUTURA 
Sua teoria explicou a conservação da massa durante uma reação química e representou 
uma grande revolução no desenvolvimento da química. Mas ele não forneceu nenhuma 
informação sobre a composição dos átomos. 
 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , 
Rutherford e Bohr 
 
 
 
2 
Modelo de Thomson : Descoberta do ELÉTRON (1898) 
 
No final do século XIX, os físicos começaram a investigar 
o comportamento de uma corrente elétrica em tubos de 
descarga contendo gás chamados TUBOS DE CROOKES. 
Observaram que nesses tubos havia formação de um raio 
de partículas que saia do cátodo em direção ao polo positivo 
 (ânodo). Esses raios catódicos: 
- têm trajetórias retilíneas 
- produzem fluorescência em certas substâncias 
- são negativamente carregados 
- possuem energia cinética 
- são desviados por um campo elétrico ou magnético 
- são independentes do metal que constitui o cátodo 
 
 As partículas daqueles raios catódicos são ELÉTRONS 
 
Em 1898 Thomson mostrou que os elétrons podem ser retirados do átomo 
Modelo de Thomson: Esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons 
estão incrustados (modelo da melância ou pudim de passas) 
 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
3 
 TUBOS DE CROOKES 
 
4 
 TUBOS DE CROOKES 
 
5 
 TUBOS DE CROOKES 
 
6 
Modelo de Rutherford : O átomo NUCLEAR (1911) 
 
 Em 1911 Rutherford queria testar o modelo de Thomson 
e elucidar o interior do átomo. Por isto, realizou o seguinte 
experimento: uma folha de ouro muito fina foi bombardeada 
 por um feixe de partículas alfa (partículas positivas) na presença 
de um anteparo móvel para detectar as partículas alfa depois de 
 atravessar a folha. Constatou-se que a maioria das partículas 
alfa passam sem ser desviadas. Mas algumas partículas sofreram 
 desvios com ângulos até superior a 90°. Por que somente poucas partículas se 
desviavam, e por que alguns dos ângulos medidos eram tão grandes? Rutherford 
deduziu que: 
 
A carga positiva do átomo é concentrada num volume muito pequeno do espaço 
chamado NÚCLEO que tem uma massa grande (praticamente toda a massa do 
átomo) para poder desviar as partículas alfa (densidade do núcleo = 1014 g/cm3 !!) 
 
 
 Os elétrons carregados negativamente ocupam a maior parte do espaço do 
átomo. 
 
 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
7 
8 
Modelo de Rutherford : O átomo NUCLEAR (1911) 
 
 
 Diâmetro do átomo é 100.000 vezes maior que do núcleo 
 
Se o núcleo fosse uma bola de tênis 
 Diâmetro do átomo =6,4 km !!! 
 
 MATEIRA É QUASE CONSTITUIDA DE VACUO 
 
Rutherford conseguiu fornecer uma explicação sobre a natureza do núcleo mas para 
ele foi impossível descrever o movimento dos elétrons: o elétron não pode estar em 
movimento como a lua em volta da terra por exemplo (modelo planetário) pois assim 
ele (elétron = partícula carregada) deveria irradiar energia por causa da aceleração 
sofrida e cair em direção do núcleo. 
 
Modelo de Rutherford = 
 modelo planetário 
9 
 A física clássica não pode explicar a estabilidade do 
átomo. 
10 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
O átomo moderno 
 
O modelo atual do átomo é um descendente direto do átomo de Rutherford 
 
Pequeno núcleo com toda a carga positiva e a massa do átomo. Ele é constituído 
de dois tipos de partículas responsáveis pela massa do átomo (massa dos elétrons é 
desprezível): 
Prótons com carga + (descoberto por Rutherford 1919) 
Nêutrons sem carga (descoberto por Chadwick 1932) 
 Massa do prótonMassa do nêutron1,67x10-24 g 
 Carga do próton = - (carga do elétron) = +1,6 x10-19 c 
 
 Os prótons e os nêutrons são chamados de núcleons. 
 
Região extra-nuclear = elétrons com carga negativa 
 
 
11 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
O átomo moderno 
 A 
Todos os elementos são representados da seguinte maneira: ZX 
 onde: 
 
X é o símbolo do elemento 
 
Z é o número atômico e representa o número de carga positiva (próton) ou 
negativa (elétron). É ele que vai dar a natureza do elemento. Cada elemento é 
caracterizado por um número atômico específico. 
Ex: Z=1 hidrogênio, Z=6 carbono. 
 
A é o número de massa e representa o número de núcleons 
 
 
 
12 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
 
 12 
Ex: 6C corresponde a um átomo de carbono (6 prótons, 6 elétrons) que 
contem um núcleo com 12 núcleons (6 prótons e 6 nêutrons). 
 
 14 
Ex: 6C corresponde a um átomo de carbono (6 prótons, 6 elétrons) que 
contem um núcleo com 14 núcleons (6 prótons e 8 nêutrons). 
 
 
Átomos com mesmo número atômico (Z), mas com diferentes números de massa (A) 
são chamados isótopos  Diferença no número de nêutrons. 
 
 
13 
Modelo atômico de Bohr (1913) 
 
Bohr, físico dinamarquês, percebeu que a elucidação da estrutura 
atômica seria encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias 
 à temperaturas altas ou sob influência de uma descarga elétrica. 
A luz é uma mistura de radiações eletromagnéticas ou ondas (figura 1) 
caracterizadas pelo: 
Comprimento de onda  (lambda) em metro: corresponde à distância entre 2 
picos consecutivos. 
Freqüência  (nu) em Hz ou s-1: corresponde ao número de picos que passam por 
um dado ponto por segundo. 
Todas as ondas eletromagnéticas têm 
a mesma velocidade (c=3x108 ms-1) 
mas comprimento de onda (m) e 
freqüência (s-1 ou Hertz) diferentes. 
A relação entre essas grandezas é 
a seguinte: 
 c =   
 
 
 
 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
Figura 1: Onda eletromagnética 
14 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
15 
O espectro de emissão (ou atômico) de uma substância pura que sofreu um 
aquecimento ou uma descarga elétrica é característico desta substância. Na figura 2, 
está representado o espectro atômico do hidrogênio. A luz emitida quando o gás 
hidrogênio sofre uma descarga elétrica é vermelha. Isso pode ser bem compreendido 
considerando que a linha do espectro mais forte tem um comprimento de onda = 
656,3 nm (região visível do vermelho). 
 
 
O espectro do hidrogênio têm linhas 
que saem nas regiões visível, 
infravermelho e ultravioleta 
constituindo assim uma série 
de linhas (Figura 2). 
 
 
 
 
 
 Figura 2: O espectro atômico do hidrogênio 
 
 
 
 
 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
16 
Teoria Quântica de Planck (1900) 
 
Para a física clássica, a energia é uma função contínua e não tem valor mínimo. 
 
Teoria de Planck : Faixa de luz ou qualquer radiação eletromagnética = Soma de 
pequenos pacotes de energia = fótons 
 
Cada fóton representa 1 quantum de energia 
 Para uma onda eletromagnética a energia é quantizada 
Planck propôs o quantum de energia como sendo a menor unidade de energia que 
está associada à radiação eletromagnética. Mostrou que a energiadesse quantum 
(fóton) é proporcional à freqüência da radiação: 
 E: energia do fóton J 
 E = h  h: constante de Planck = 6,63x10-34 J s 
 : freqüência s-1 ou Hz 
como c =    E= hc/ 
 
Quanto maior a freqüência da radiação maior será a energia associada 
Ex: E (Raio X) > E (ultravioleta) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
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E = h  Aumento da energia 
18 
Modelo atômico de Bohr (1913) 
 
Utilizando a teoria de Planck e os espectros atômicos dos elementos, 
Bohr propôs em 1913 uma brilhante explicação da estrutura atômica 
sob a forma de postulados. 
 
OS POSTULADOS DE BOHR (1913) para o átomo de hidrogênio: 
 
1) No átomo de hidrogênio, o elétron gira em torno do núcleo em órbitas circulares. 
2) A energia de um elétron em um átomo é quantizada. O átomo tem disponível um 
conjunto de energias permitidas, ou níveis de energia, para seus elétrons. 
3) O elétron pode passar de um nível de energia para um outro mediante emissão ou 
absorção de uma quantidade de energia igual à diferença de energia entre os níveis. 
E = h 
 
 
 
 
 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
O estado fundamental de um átomo é quando todos os elétrons estão nos níveis 
mais baixos disponíveis. 
19 
E1
E2
Estado fundamental
Energia
E1
E2
Estado excitado
Átomo absorve
 energia (E>0)
E
E1
E2
Estado excitado
Átomo emite
 energia sobre
 forma de luz
 Energia fóton= E1-E2=h< 0
h
E1
E2
Estado fundamental
Energia
20 
-5,45 10
-19
J
-2,42 10
-19
J
 -21,8 10
-19
J
E =
n
2
n
2
n
2
1 2
_1 11

=
equação de Rydbergn2 > n1
0
Energia
 
 
 
 
Figura 3: Níveis de energia no átomo de hidrogênio 
 
-21,8 10
-19
J
21 
Modelo atômico de Bohr (1913) 
 
O modelo de Bohr corresponde a um modelo planetário modificado (Figura 4) 
com níveis de energia dos elétrons quantizados. Ele funciona muito bem para o 
hidrogênio e todos o átomos monoelétronicos (He+, Li2+). 
 
Bohr afirmou que a física clássica não é suficiente para explicar o átomo 
estável e para prever o comportamento de pequenas partículas. 
 
 
 Histórico - Modelos atômicos de Dalton, Thomson , Rutherford e Bohr 
 
núcleo
+
n=1
n=2
n=3
e
_
Figura 4: Modelo de Bohr 
22 
23 
A mecânica quântica foi uma revolução porque a mecânica clássica ou Newtoniana não 
pode descrever as pequenas partículas. 
 
Dualidade Onda-Partícula (1925) 
 
Em 1925 o físico francês Louis de Broglie declarou que 
qualquer onda pode também ter propriedades de partícula 
e qualquer partícula pode ter um comportamento de onda!! 
 
 Um elétron ou qualquer objeto ou partícula pode ter um comportamento de onda e 
ter comprimento de onda. 
 
Essa teoria foi demonstrada experimentalmente por Davisson e Germer e por Thomson 
(filho) em 1927 que fizeram difratar elétrons. 
 
 Modelo da mecânica quântica (1926) 
 
 
 
 
24 
25 
Princípio da incerteza de Heisenberg (1927) 
 
Em 1927 o físico alemão Heisenberg declarou que é 
 impossível no mesmo tempo determinar: 
- a posição de uma partícula (elétron); 
- sua velocidade. 
 
A aplicação do princípio para o elétron vai contra a representação do átomo de Bohr com 
elétrons em órbitas bem definidas. 
 
 Modelo da mecânica quântica (1926) 
 
 
 
26 
Equação de Schrödinger (1926) 
 
Como descrever o movimento dos elétrons? 
 
Todas as ondas (ondas sonoras, electromagnéticas) obedecem à 
uma equação diferencial de uma forma específica chamada 
equação de onda. De Broglie tinha proposto que os elétrons podem se comportar como 
uma partícula ou uma onda. Então a onda associada ao elétron pode ser descrita por uma 
equação de onda de tipo diferencial, pensou Schrödinger. Em 1926 Erwin Schrödinger 
escreveu uma equação de onda para o elétron num átomo de hidrogênio: 
Assim nasceu a mecânica quântica!! 
 
Equação de Schrödinger : HY = EY Y (psi) : função de onda = solução 
(equação de onda) equação de onda 
 
Soluções dessa equação de Schrödinger são funções matemáticas chamadas funções de 
onda Y (psi) que descrevem as formas e as energias das ondas eletrônicas. Existem um 
número infinito de soluções. Essas ondas eletrônicas são do tipo estacionárias 
tridimensionais. Cada uma dessas diferentes possíveis ondas é chamada de orbital. Cada 
orbital em um átomo possui uma energia característica e é visto como uma descrição de 
região em torno do núcleo onde se espera poder encontrar o elétron. 
 
 
 
 Modelo da mecânica quântica (1926) 
 
 
 
 
27 
Quinta conferência de Solvay - 1927: 
 Elétrons e fótons 
Piccard, E. Henriot, P. Ehrenfest, E. Herzen, Th. de Donder, E. Schrödinger, J.E. Verschaffelt, W. Pauli, W. 
Heisenberg, R.H. Fowler, L. Brillouin; 
P. Debye, M. Knudsen, W.L. Bragg, H.A. Kramers, P.A.M. Dirac, A.H. Compton, L. de Broglie, M. Born, N. Bohr; 
I. Langmuir, M. Planck, M. Skłodowska-Curie, H.A. Lorentz, A. Einstein, P. Langevin, Ch.-E. Guye, C.T.R. 
Wilson, O.W. Richardson 
28 
 As funções de onda que descrevem os orbitais são caracterizadas pelos 
valores dos três números quânticos n, l, m. 
 
 A mecânica quântica evita contradizer o princípio da incerteza de Heisenberg 
do seguinte modo: em vez de especificar exatamente a posição e o movimento de um 
elétron, a teoria quântica fornece probabilidades de encontrar um elétron em várias 
posições. 
 
 
 
Mais importante é o valor de Y 2 que, de acordo com a mecânica quântica, representa 
a probabilidade de encontrar um elétron numa estreita região específica do espaço. 
Y 2 é chamado densidade de probabilidade. 
 
 
29 
30 
 Números Quânticos: 
 São eles que descrevem os orbitais. 
 
- O número quântico principal, n 
n representa o nível energético principal do elétron. Esses níveis são chamados de 
camadas. 
Este número quântico é fundamentalmente igual ao n da teoria de Bohr 
 
Valores permitidos: n= 1, 2, 3, 4, ....,  número inteiro positivo 
 
A energia dos elétrons aumentam com o aumento do valor de n 
 
Número quântico n 1 2 3 4 ... 
Designação por letra K L M N ... 
População eletrônica máxima 
de uma camada= 2n2 2 8 18 32 ... 
 
 
 
 Orbitais 
 
31 
-5,45 10
-19
J
-2,42 10
-19
J
0
 
 
-21,8 10
-19
J
32 
 
-O número quântico azimutal, l 
 
l representa a subcamada. Cada camada principal é composta de uma ou mais 
subcamadas. Este número quântico l determina a forma de um orbital. 
 
Valores permitidos: l= 0, 1, 2, 3, ...., n-1 
 
Ex: n=2  l= 0, 1 L tem 2 subcamadas 
 n=1  l= 0 K tem 1 subcamada 
 n=3  l= 0, 1, 2 M tem 3 subcamadas 
 
o número de subcamadas em qualquer camada é simplesmente igual a seu valor de n 
 
Número quântico l 0 1 2 3 4 ... 
Designação por letra s p d f g ... 
População eletrônica máxima 2 6 10 14 18 ... 
 
No estado fundamental (estado de mais baixa energia) de todos os átomos somente 
as subcamadas s, p, d e f vão ser ocupadas por elétrons. 
Dentro de uma camada, as subcamadas não têm as mesmas energias. Ordem de 
energia crescente : s, p, d, f.... 
 
 
 
 
33 
-O número quântico magnético, m 
 
Cada subcamada é composta de um ou mais orbitais. Um orbital dentro de uma 
subcamada particular é caracterizado por seu valor de m, que serve para determinar 
sua orientação no espaço em relação aos outro orbitais. 
 
Valores permitidos: m= -l até +l valores inteiros 
 
Ex: l=0 (s)  m= 0 subcamada s tem 1 orbital 
 l=1 (p)  m= -1, 0, +1subcamada p tem 3 orbitais 
 l=2 (d)  m= -2, -1, 0, +1, +2 subcamada d tem 5 orbitais 
 
A população eletrônica máxima de cada orbital = 2 elétrons 
 
Os orbitais de uma mesma subcamada têm a mesma energia. 
As orientações descritas por m servem para minimizar a repulsão elétron-elétron nos 
átomos polieletrônicos. 
 
 
 
 
 
34 
 
Orbital: 
 Definição: Região do espaço no qual é 
provável que se encontre um elétron com 
certa energia. Os valores de m descrevem 
as orientações permitidas, no espaço, para 
uma nuvem eletrônica. Os valores de l 
descrevem a forma da nuvem. 
 
 
 
 
35 
m= -1, 0, +1 
36 
Sumário dos números quânticos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Número 
Quântico 
Principal 
n 
camada 
Número Quântico 
Azimutal 
l 
subcamada 
Designação 
da 
subcamada 
Número Quântico 
Magnético 
 m 
orbital 
n°orbitais 
na 
subcamada 
n° máximo 
de e- por 
subcamada 
n° 
máximo 
de e- por 
camada 
 2n2 
1 0 1s 0 1 2 2 
2 0 
1 
2s 
2p 
0 
-1, 0, +1 
1 
3 
2 
6 
 
8 
3 0 
1 
2 
3s 
3p 
3d 
0 
-1, 0, +1 
-2, -1, 0, +1, +2 
1 
3 
5 
2 
6 
10 
 
18 
4 0 
1 
2 
3 
4s 
4p 
4d 
4f 
0 
-1, 0, +1 
-2, -1, 0, +1, +2 
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 
1 
3 
5 
7 
2 
6 
10 
14 
 
32 
37 
Forma dos orbitais: 
 
 
l=0 (subcamada s) m=0 (orientação única)  Esfera 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Orbital de tipo s 
 
 
 
 
 
38 
Forma dos orbitais: 
 
 
 l=1 (subcamada p) m=-1, 0, +1  3 orientações em funções de x, y, z 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Orbital de tipo p 
 
 
 
 
 
39 
Forma dos orbitais: 
 
 
l=2 (subcamada d) m=-2, -1, 0, +1, +2  5 orientações 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Orbital de tipo d 
 
 
 
 
 
40 
 Em adição aos três números quânticos n, l e m que aparecem na resolução da 
equação de onda, existe ainda outro número, o número quântico de spin, s. Sem esse 
número a equação de Schrödinger para um sistema polieletrônico não pode ser resolvida. 
 Os números n, l e m servem para descrever o orbital 
 Os números n, l, m e s servem para descrever o elétron 
 
 O elétron gira em torno de seu eixo e se comporta como um pequeno eletro-imã. 
Em função do sentido da rotação o elétron terá dois valores de spin. s= +1/2 ou -1/2 
 
 
 
 Princípio de exclusão de Pauli e o spin do elétron 
 
 
O spin do elétron 
41 
Princípio de exclusão de Pauli: Dois elétrons em um átomo não podem ter os quatro 
números quânticos iguais. 
Ex: Os dois elétrons de um orbital 2s terão por números quânticos 
 
n=2, l=0, m=0, s=+1/2 e 
n=2, l=0, m=0, s=-1/2 
 
 Isto limita a dois o número de elétrons em um dado orbital e também requer que os 
spins destes dois elétrons estejam em direções opostas = spins opostos ou antiparalelos. 
 
 
 
 Princípio de exclusão de Pauli e o spin do elétron 
 
 
Evidência experimental do spin eletrônico Stern-
Gerlach [1920] 
Stern-Gerlach obtiveram sucesso ao separar um feixe de 
átomos neutros (Ag) em dois grupos, passando através de 
um campo magnético não-homogêneo 
O campo magnético separa o 
feixe em dois sugerindo que há 
somente dois valores 
equivalentes para o campo 
magnético do próprio elétron 
42 
43 
 A configuração eletrônica corresponde à maneira específica pela qual os orbitais 
de um átomo (no estado fundamental) são ocupados por elétrons. 
 
 
Por isso tem que começar pelos orbitais de menor energia. Porque num átomo no seu 
estado fundamental, os elétrons são encontrados nos mais baixos níveis de energia 
disponíveis. Para conhecer a ordem de preenchimento dos orbitais tem que usar a Figura 
abaixo representando a seqüência de preenchimento das subcamadas. 
 
 
 
Configuração eletrônica 
 
 
 
Seqüência de preenchimento das subcamadas 
44 
Configuração eletrônica 
 
 
 
Seqüência de preenchimento das subcamadas 
45 
Configuração eletrônica 
 
 
 
H (Z=1) : 1s
1
 
valor de n valor de l
número de elétron
configuração eletrônica
1s
caixa de orbital
 
A configuração eletrônica de um elemento fornece o número de elétrons e as 
subcamadas (valor de n e l) que contêm esses elétrons. Podemos utilizar uma 
representação chamada de caixa de orbital que fornece também o spin dos elétrons 
46 
Configuração eletrônica 
 
 
 
 
He (Z=2) : 1s 2 
1s 
Li (Z=3) : 1s 2 2s 1 
2s 
Be (Z=4) : 1s 2 2s 2 
B (Z=5) : 1s 2 2s 2 2p 1 
2p 
C (Z=6) : 1s 2 2s 2 2p 2 
 No caso do lítio (Z=3) o terceiro elétron tem que entrar num novo orbital (2s) 
para não violar o princípio de Pauli. 
 O quinto elétron do boro pode estar em qualquer orbital 2p porque os três 
orbitais têm a mesma energia. 
 No caso do carbono, o sexto elétron entrou num novo orbital 2p segundo a 
regra de Hund. 
 
Regra de Hund: No estado fundamental, os elétrons em uma dada subcamada 
tendem a permanecer desemparelhados (em orbitais separados) com spins paralelos. 
Isso para minimizar as repulsões elétron-elétron. 
 
 
47 
Configuração eletrônica 
 
 
 
N (Z=7) : 1s
2
 2s
2 
2p
3
 
O (Z=8) : 1s
2
 2s
2 
2p
4
 
F (Z=9) : 1s
2
 2s
2 
2p
5
 
Ne (Z=10) : 1s
2
 2s
2 
2p
6
 
 
Resumo: Para achar a configuração eletrônica de um dado elemento no estado 
fundamental, tem que: 
- Preencher de elétrons os orbitais em ordem crescente de energia usando a Figura do 
slide 43. 
- Respeitar o princípio de exclusão de Pauli 
- Utilizar a regra de Hund 
 
 
 
 
48 
Configuração eletrônica 
 
 
 
 
O conjunto de números quânticos para os elétrons marcados de vermelho e azul são: 
 
 
 
 
 
Vermelho: n=1, l=0, m= 0, s= -1/2 
Azul: n=2, l=1, m= -1, s= +1/2 
 
Quando os elétrons vão preencher orbitais a partir do nível n=4, começa a ser mais 
difícil a prever a configuração eletrônica porque as subcamadas têm energias muito 
próximas. Nesse caso existem varias exceções à ordem da seqüência de 
preenchimento das subcamadas da Figura do slide 43. 
 
Ex: Cr (Z=24):[Ar] 4s1 3d5  a configuração eletrônica 4s1 3d5 é mais estável que 4s2 
3d4, por causa do preenchimento por um elétron de todos os orbitais da subcamada 
3d. 
 
 
 
 
 
C (Z=6) : 1s
2
 2s
2 
2p
2
 
49 
21Sc : [Ar] 4s
2 3d1 
22Ti : [Ar] 4s
2 3d2 
23V : [Ar] 4s
2 3d3 
24Cr: [Ar] 4s
1 3d5 
25Mn: [Ar] 4s
2 3d5 
26Fe : [Ar] 4s
2 3d6 
27Co : [Ar] 4s
2 3d7 
28Ni : [Ar] 4s
2 3d8 
29Cu : [Ar] 4s
1 3d10 
30Zn : [Ar] 4s
2 3d10 
31Ga : [Ar] 4s
2 3d10 4p1 
 
     
camada semi-preenchida 3d 
camada 3d totalmente preenchida 
     
Menor energia – mais estável 
50 
11Na: [Ne] 
 3s1 
12Mg: [Ne] 
 3s2 
13Al: [Ne] 3s
2 3p1 
14Si: [Ne] 3s
2 3p2 
15P : [Ne] 3s
2 3p3 
16S : [Ne] 
 3s2 3p4 
17Cl: [Ne] 
 3s2 3p5 
18Ar: [Ne] 
 3s2 3p6 
19K : [Ar] 
 4s1 
20Ca : [Ar]
 4s2 
51 
Configuração eletrônica 
 
 
 
 
A camada de valência de um átomo é a última camada eletrônica parcialmente ou 
completamente preenchida por elétrons. 
 
 
 
 
1s 2s 2p
1s 2s 2p 3s 3p
N (Z=7) :
Cl (Z=17) :
CAMADA DE VALÊNCIA n=2
CAMADA DE VALÊNCIA n=3
Fe (Z=26) [Ar] 4s2 3d6 Camada de valência:no último nível que é n=4 
52 
Configuração eletrônica 
 
 
 
Propriedades magnéticas: 
 
Devido ao spin do elétron (elétron = pequeno ímã) : 
 
 - Substâncias (átomo ou íon) onde orbitais são completos ou contêm somente 
elétrons emparelhados são diamagnéticas (números iguais de elétrons de cada spin de 
maneira que seus efeitos magnéticos se cancelam). Estas substâncias não sofrem 
atração por outro ímã. 
 
Ex: 
 
- Substâncias que têm pelo menos um elétron desemparelhado são paramagnéticas. 
Elas vão se comportar como pequeno ímã e sofrem atração por outro ímã. 
 
 
Ex: 
 
 
 
 
 
 
Be (Z=4) : 1s
2
 2s
2
 
Li (Z=3) : 1s
2
 2s
1
 
53 
Configuração dos íons 
 
Cátions :Quando um ou mais elétrons são removidos de um átomo neutro 
 
Regra: Para achar a configuração dos cátions deve-se tirar do átomo neutro no estado 
fundamental elétrons suficientes na seguinte ordem: 
 - np 
 - ns 
 - (n-1)d 
onde n representa a última camada do átomo neutro no estado fundamental (camada de 
valência). 
 
 Ex: Fe (Z=26) [Ar] 4s2 3d6 
 Íon ferroso Fe2+ [Ar] 4s0 3d6 (não tem elétrons na subcamada 4p) 
 Íon férrico Fe3+ [Ar] 4s0 3d5 
 
Ânions : ânions monoatômicos são formados adicionando-se suficientemente elétrons nos 
orbitais vazios para obter a configuração estável do próximo gás nobre. 
 Ex: F (Z=9) 1s2 2s2 2p5 +1e -  F - 1s2 2s2 2p6 = Ne 
  F- e Ne são isoeletrônicos , têm a mesma configuração 
eletrônica.