Estrutura atômica

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Química GeralQuímica Geral
ProfaProfa. Dra. Mellina D. R. Santos. Dra. Mellina D. R. Santos
2
� Kotz, John C., Treichel Paul Jr. “Química Geral e Reações
Químicas”, Vol 1 e 2, 9ª ed. Editora Cengage Learning, 2016.
� Atkins, P.; Jones, L. “Princípios de Química”. 3ª ed. Editora
Bookman, 2006.
� Russel, J.B. “Química Geral”, Vol 1 e 2, 2ª ed. Editora Makron
Books, 2004.
� Brown, T. L.; Lemay., H.E.; Bursten, B.E. “Química –A ciência
central”, 9ª ed. Editora Pearson Education Inc., 2003.
Referências bibliográficasReferências bibliográficas
Método de avaliação Método de avaliação –– Média 3 provasMédia 3 provas
� 1ª Prova: 18/04 (Estrutura eletrônica; Periodicidade; Ligações
Químicas;)
� 2ª Prova: 30/05 (Soluções; Termodinâmica)
� 3ª Prova: 04/07 (Equilíbrio Químico; Eletroquímica)
� Exame final: 11/07
2
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Substância 
química
Formada por átomos de 
um mesmo elemento 
químico.
Ex: O2, O3, H2
Substância 
simples
Formada por átomos de 
elementos químicos 
diferentes.
Ex: H2O, NaCl, H2SO4
Substância 
composta
� Formada por átomos ou moléculas iguais entre si (substância
simples ou composta).
� Tem composição característica e definida e com um conjunto
definido de propriedades.
� Ex: O2, H2 , NaOH, H2O
Substância pura
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Apresenta uma única fase
(Composição uniforme)
Ex: água + sal 
Mistura homogênea
Apresenta duas ou mais fases.
(Composição não uniforme)
Ex: água + óleo
Mistura heterogênea
� Formada por duas ou mais substâncias fisicamente misturadas.
� Pode ser preparada com várias composições e as propriedades
(ponto de ebulição, ponto de fusão, densidade) diferem de seus
componentes e dependem da sua composição.
Ex: gasolina (hidrocarbonetos C4 a C12 e outros componentes), ar
(O2, N2, NO2 , dentre outros).
Mistura
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Unidades de medida Unidades de medida -- Sistema SISistema SI
� Na Química prática observamos as reações químicas e
mudanças físicas observações qualitativas (mudanças de cor ou
evolução de calor) e quantitativas (medida de volume, massa,
temperatura, comprimento, etc).
� O sistema métrico utilizado para registrar medições é o
Sistema Internacional de Unidades (SI), que define 7 unidades
básicas:
Grandeza Física Nome da unidade Símbolo
Massa Quilograma Kg 
Comprimento Metro m 
Tempo Segundo s 
Temperatura Kelvin K 
Quantidade de matéria Mol mol 
Corrente elétrica Ampére A 
Intensidade luminosa Candela cd 
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Escala Kelvin Escala Celcius Escala Fahrenheit
� Relação entre as escalas Kelvin e Celcius: KK == ºCºC ++ 273273
� Relação entre as escalas Fahrenheit e Celcius: (ºF(ºF -- 3232)) == (ºC(ºC -- 00))
((212212--3232)) ((100100--00))
Escalas de temperaturaEscalas de temperatura
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Grandeza Física Nome da unidade Símbolo
Área Metro quadrado m2
Volume Metro cúbico m3 
Velocidade Metro por segundo m/s
Aceleração Metro por segundo ao quadrado m/s2
Força Newton N = (kg m/s2) 
Sistema SISistema SI
� Duas ou mais unidades básicas podem combinar-se para formar
unidades derivadas.
Lembrando que :
• 1 m3 = 1000 L
• 1 cm3 = 1 mL
• 1 L = 0,001 m3 = 1dm3 = 1000 cm3
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Prefixo Abreviação Significado Exemplo
Quilo k 103 1 quilograma = 103 g (1 kg =103 g)
Deci d 10-1 1 decímetro = 10-1 m (1 dm =10-1 m)
Centi c 10-2 1 centímetro = 10-2 m (1 cm =10-2 m)
Mili m 10-3 1 milímetro =10-3 m (1 mm =10-3 m)
Micro µ 10-6 1 micrograma = 10-6 g (1 µg = 10-6 g)
Nano n 10-9 1 nanômetro = 10-9 m (1 nm =10-9 m)
Pico p 10-12 1 picômetro = 10-12 m (1 nm =10-12 m) 
Sistema SISistema SI
� Alguns prefixos usados no sistema métrico.
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Nomenclatura Nomenclatura -- CátionsCátions
� Dá-se aos cátions monoatômicos o nome dos elementos,
precedido pela palavra íon.
� Elementos que formam mais de um cátion, inclui-se o NOX
indicando a carga. O uso dos sufixos oso (menor NOX) e ico (maior
NOX) estão caindo em desuso...
Metal Cátion Nome
Fe
Fe2+ Íon ferro II ou ferroso
Fe 3+ Íon ferro III ou férrico
Cu
Cu + Íon cobre I ou cuproso
Cu 2+ Íon cobre II ou cúprico 
Sn
Sn 2+ Íon estanho II ou estanoso
Sn 4+ Íon estanho IV ou estânico
Cátion Nome Cátion Nome
Na + Íon sódio Al 3+ Íon alumínio
Mg 2+ Íon magnésio Zn 2+ Íon zinco
Ba 2+ Íon bário Ag + Íon prata
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Nomenclatura Nomenclatura -- ÂnionsÂnions
� Ânions monoatômicos: acrescenta-se o sufixo eto à raiz do
nome do elemento, precedido pela palavra íon.
Ânion Nome Ânion Nome
Cl - Íon cloreto S 2- Íon sulfeto
I - Íon iodeto H - Íon hidreto
OBS: O 2- : Íon óxido
� Oxiânions: acrescenta-se o sufixo ato à raiz do nome do
elemento, precedido pela palavra íon.
EX: CO32- : íon carbonato
→Quando possui hidrogênio: HCO3- :hidrogenocarbonato
→ Elementos que formam mais de um oxiânion:
• Maior número de oxigênio (maior NOX): Sufixo ato.
• Menor número de oxigênio (menor NOX): Sufixo ito.
Ânion Nome Ânion Nome
NO3- Íon nitrato NO2- Íon nitrito
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Ânion Nome Ânion Nome
Cl - Íon cloreto ClO3- Íon clorato
Br - Íon brometo ClO4- Íon perclorato
F - Íon fluoreto NO3- Íon nitrato
CN - Íon cianeto NO2- Íon nitrito
OH - Íon hidróxido MnO4- Íon permanganato
O 2- Íon óxido CrO42- Íon cromato
O2 2- Íon peróxido Cr2O72- Íon dicromato
S 2- Íon sulfeto SO42- Íon sulfato
HPO42- Íon hidrogenofosfato SO32- Íon sulfito
N 3- Íon nitreto PO43- Íon fosfato
Quando o 
elemento forma 
quatro oxiânions
Hipo...................ito
...................ito
...................ato
Per....................ato
ClO- : íon hipoclorito
ClO2 -: íon clorito
ClO3- : íon clorato
ClO4- : íon perclorato
N
O
X
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Nomenclatura de ácidosNomenclatura de ácidos
Hidrácidos→ são ácidos que não possuem oxigênio em sua molécula 
Ácido:
Terminação “ídrico”
Cl-:
Íon cloreto
HCl: 
Ácido clorídrico
Br-:
Íon brometo
HBr:
Ácido bromídrico
S2-:
Íon sulfeto
H2S:
Ácido sulfídrico
Ânion:
Sufixo “eto”
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Nomenclatura de ácidosNomenclatura de ácidos
Oxiácidos→ são ácidos que possuem oxigênio em sua molécula 
Quando o elemento 
forma um oxiácido
Terminação do ânion 
“ato” →“ico”
CO32- :
íon carbonato
H2CO3: 
ácido carbônico
Quando o elemento 
forma dois oxiácidos
Menor NOX 
(menos oxigênio): 
terminação 
“ito”→“oso” 
NO2- :
Íon nitrito
HNO2: 
ácido nitroso
Maior NOX 
(mais oxigênio): 
terminação 
“ato”→“ico” 
NO3- :
Íon nitrato
HNO3: 
ácido nítrico
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Nomenclatura de compostos iônicosNomenclatura de compostos iônicos
Nome do ânion + nome do cátion
BaCl2 → Cloreto de bário
AgNO3 → Nitrato de prata
FeSO4 → Sulfato de ferro II
Al2O3 → Óxido de alumínio
CaCO3 → Carbonatode cálcio
KH2PO4 → Dihidrogenofosfato de potássio
Nomenclatura de compostos molecularesNomenclatura de compostos moleculares
Utilizamos os prefixos mono, di, tri, tetra, penta...
NO2→ Dióxido de nitrogênio
NO → Monóxido de nitrogênio
N2O → Óxido de dinitrogênio
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� Estados físicos da matéria:
Matéria: Matéria: 
É tudo que tem massa e ocupa espaço
Sólido:Sólido:
Possui forma e volume definidos
Sólido:Sólido:
Possui forma e volume definidos
Líquido:Líquido:
Possui volume definido, mas adquire a forma de seus 
recipientes.
Líquido:Líquido:
Possui volume definido, mas adquire a forma de seus 
recipientes.
Gasoso:Gasoso:
Tanto o volume como a forma são variáveis. Por ex., gases 
se expandem e adquirem a forma do recipiente em que são 
colocados
Gasoso:Gasoso:
Tanto o volume como a forma são variáveis. Por ex., gases 
se expandem e adquirem a forma do recipiente em que são 
colocados
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Transformações da matériaTransformações da matéria
� Transformações físicas → não alteram a identidade das
substâncias. Ex: As mudanças de estado.
� Transformações químicas → substâncias são destruídas e
outras são formadas → reações químicas.
SólidoSólido LíquidoLíquido GásGás
fusão evaporação
liquefaçãosolidificação
sublimação
sublimação
HCl + NaOH NaCl + H2O
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Leis das transformações químicasLeis das transformações químicas
Lei da conservação da massa (Lavoisier, em 1774):Lei da conservação da massa (Lavoisier, em 1774):
Numa reação química que ocorre em sistema fechado, a soma 
das massasdos produtos é igual à soma das massas dos reagentes 
“Na natureza nada se cria, 
nada se perde, tudo se 
transforma”
H2 + ½O2 H2O
2g 16g 18g
Lei da composição constante ou das proporções definidasLei da composição constante ou das proporções definidas
(Proust, em 1794):(Proust, em 1794):
Uma substância contém sempre a mesma proporção em massa dos 
elementos que a constituem
H2 + ½O2 H2O
2g 16g 18g
10g 80g 90g
A relação em massa entre o
hidrogênio e o oxigênio sempre
será 1:8...
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� Toda matéria é constituída de partículas minúsculas →
Átomos
� O elemento químico é constituído por apenas uma espécie de
átomo e não pode ser separado ou decomposto em substâncias
mais simples.
� Os elementos se combinam originando as substâncias
químicas.
� Atualmente são conhecidos 118 elementos
Portal Globo.com em 04/01/2016:
http://g1.globo.com/ciencia-e-saude/noticia/2016/01/quatro-novos-elementos-completam-setima-fila-da-tabela-periodica.html
União de Química endossa
descobertas feitas ao longo
de uma década. Átomos
foram sintetizados por
consórcio russo-americano e
por japoneses.
Quatro novos elementos completam Quatro novos elementos completam 
sétima fila da Tabela Periódicasétima fila da Tabela Periódica
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19
Tabela Periódica atualizada!!!Tabela Periódica atualizada!!!
20
Número atômico e número de massaNúmero atômico e número de massa
� Um átomo individual é geralmente identificado especificando
dois números inteiros:
� Por convenção: Um átomo específico (X) é identificado pelo
símbolo do elemento com número atômico (Z) como um índice
inferior e o número de massa (A) como um índice superior.
É o número de prótons 
(P) no núcleo Z = P
Número 
atômico (Z)
É a soma do número de 
prótons (P) e de nêutrons (N)
A = P + N
Número de 
massa (A)
Número de nêutrons (N) = A - Z Z = P = E
AXZ
16O8
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21
IsótoposIsótopos
� Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo número
atômico (Z), pois têm o mesmo número de prótons no núcleo...
� Átomos de um dado elemento podem ter diferentes números
de massa (A), pois podem ter diferentes números de nêutrons
em seu núcleo → ISÓTOPOS (=Z e ≠A)
Átomo Prótons Nêutrons Elétrons
1 0 1
1 1 1
1 2 1
8 8 8
8 9 8
8 10 8
1 H1
Por apresentarem ≠ N,
os isótopos têm
diferentes massas...
2 H1
3 H1
16O8
17O8
18O8
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�A massa do átomo em gramas é um número extremamente
pequeno :
Massa atômicaMassa atômica
16O8 = 2,6560 x 10-23 g
12C6
� É conveniente usarmos uma unidade de massa que seja bem
menor do que um grama→ unidade de massa atômica (u ou u.m.a).
� 1 u : equivale a 1/12 da massa do .
� Onde :
o1 u = 1,66054 x 10-24 g
o1 g = 6,02214 x 1023 u
16O8 = 15,9949 u
16O8 = 2,6560 x 10-23 g
12
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Massa atômica e abundância isotópicaMassa atômica e abundância isotópica
� A maioria dos elementos é encontrada como uma mistura de
isótopos.
� Assim, a massa atômica de um elemento é calculada pela média
ponderada das massas dos isótopos deste elemento, levando em
conta a abundância relativa dos seus isótopos.
Exemplo 2: O enxofre é encontrado na terra com uma mistura
isotópica de 95,02% de 32S (massa = 31,972 u por átomo), 0,75%
33S (massa = 32,972 u por átomo), 4,21% 34S (massa = 33,968 u
por átomo) e 0,02% de 36S (massa = 35,967 u por átomo). Qual é
a massa atômica do enxofre?
Exemplo 1: O cobre ocorre na natureza como uma mistura
isotópica de 69,09% de 63Cu (massa = 62,93 u por átomo) e 30,91
% de 65Cu (massa = 64,95u por átomo). Qual é a massa atômica do
cobre?
o Massa atômica do Cu =
o Massa atômica do Cu = 63,55 u
Resposta: 32,06 u
95,64
100
30,91
93,62
100
69,09
×





+×





Estrutura atômicaEstrutura atômica
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Por que estudar os átomos ???Por que estudar os átomos ???
� Os átomos são os componentes fundamentais
da matéria.
� Os átomos são o ponto central da química:
quase todos os fenômenos químicos podem ser
explicados em termos das propriedades dos
átomos.
� Por volta de 400 aC: Os filósofos gregos acreditavam que a
matéria era formada por pequenas partículas indivisíveis
denominadas átomos...
Átomo: indivisível Átomo: indivisível 
*Do grego:
a: não
tomo: divisão.
Tudo começou há muito tempo atrás...Tudo começou há muito tempo atrás...
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A teoria atômica de Dalton (1803)A teoria atômica de Dalton (1803)
� Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os
átomos.
� Os átomos são esferas maciças e indivisíveis, não podem ser
criados nem destruídos.
� Todos os átomos de um dado elemento são idênticos em
todos os aspectos.
John Dalton (1766-1844)
Fonte: Brown, T. L., et al. “Química –A ciência central”. 9ª ed. Pearson Education Inc., 2003.
� Durante uma reação química, os átomos
não são criados e nem destruídos, sofrem
um rearranjo.
� Substâncias químicas são formadas por
átomos de dois ou mais elementos em uma
razão fixa.
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inalterados durante uma reação química, então a massa total dos
átomos dos reagentes deve ser a mesma que a dos átomos dos
produtos...
� A lei da composição definida: cada substância é caracterizada
por proporções fixas entre os números de átomos dos seus
elementos componentes.
Explicou com sucesso:
� Por que a massa é conservada nas reações químicas:
uma vez que os átomos são rearranjados, permanecendo
�Todos os átomos de um dado elemento não são idênticos em
todos os aspectos: isótopos não possuem a mesma massa
atômica...
Porém...
� Propôs que o átomo era maciço e indivisível: é constituído
de partículas subatômicas (prótons, nêutrons e elétrons).
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Catodo (-) Anodo (+)
Vácuo
Alta voltagem
� Tubo de vidro com dois eletrodos em suas extremidades e
parcialmente evacuado
Raios catódicos
Experimentos em tubo de Experimentos em tubo de CrookesCrookes (tubos de descarga de gás)(tubos de descarga de gás)
Meados do século XIX: Primeiros indícios de que o átomo era 
constituído de partículas menores...
� A aplicação de alta voltagem produzia radiação dentro do tubo
→ Raios catódicos → pois originavam-se no catodo e viajavam até
o anodo.
� Mas os raios catódicos tratavam-se de radiação ou de matéria
(jato de partículas) ?????
15
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Alta 
voltagem
� Ao colocar um anteparo entre os dois eletrodos, observou-se
uma sombra no formato do anteparo → os raios catódicos se
propagavam em linha reta.
� Quando os raios catódicos se chocavam com uma ventoinha
mecânica posicionada no interior do tubo, ela se movimentava →
os raios catódicos eram compostos por partículas com massa, ou
seja, eram matéria e não energia.
� O feixe de raios era atraído por um campo elétrico positivo →
os raios catódicos possuíam carga negativa: A descoberta do
elétron!!! (J. J. Thomson em 1887: Elétron: partícula carregada
negativamente e com razão carga-massa igual a 1,76 x 108 C/g).
Vácuo
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O modelo atômico de O modelo atômico de ThomsonThomson (1898)(1898)
� Embora os elétrons tenham carga negativa, o átomo
apresentava carga total igual a zero...
� Modelo “Pudim de passas”: Os átomos são esferas
carregadas positivamente na qual os elétrons estão incrustados
J. J. Thomson (1856-1949)
Fonte: Atkins, P.; Jones, L. “Princípios de Química”. 3ª ed. Bookman, 2006.
. 
Elétrons (negativos) 
Carga positiva espalhada sobre a esfera 
16
A maioria das
partículas (mais
de 99%) não era
desviada
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Experimento de Rutherford e colaboradores (1910)Experimento de Rutherford e colaboradores (1910)
� Emitiram um feixe de partículas alfa (carga positiva) sobre
folhas finas de ouro e observaram o espalhamento destas
partículas...
Feixe de partículas α
Película fina
de ouro
Poucas partículas foram desviadas
Anteparo fluorescente
Fonte de 
partículas α
E. Rutherford (1871-1937)
Fonte: Wikipedia
Núcleo
Átomos da película de ouro
Partículas α
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O átomo com núcleo: o modelo de Rutherford (1911)O átomo com núcleo: o modelo de Rutherford (1911)
� A maioria das partículas passava direto pela
película de ouro porque não encontraram o
minúsculo núcleo, atravessando direto pelo
espaço vazio...
� Uma pequena parte das partículas que entra
na vizinhançado núcleo (que é altamente
carregado positivamente) sofre repulsão forte o
suficiente para desviar seu curso
Toda a carga
positiva do átomo
e praticamente
toda a sua massa
estão em uma
região muito
pequena e densa
→ NÚCLEO
A maior parte do
volume total do
átomo é um espaço
vazio onde os
elétrons estão
distribuídos movendo
- se em órbitas fixas
ao redor do núcleo
Núcleo
Átomos da película de ouro
Partículas α
17
33
� Em 1914: Rutherford descobriu os prótons → partículas de
massa muito maior do que o elétron e tem a carga igual em
grandeza à de um elétron, mas de sinal oposto.
� Em 1923: James Chadwick descobriu os nêutrons →
partículas que tem aproximadamente a mesma massa de um
próton, mas não são carregadas eletricamente.
Mas do que o núcleo é 
composto???
34
O átomo modernoO átomo moderno
� Está fundamentado no modelo de Rutherford, sendo constituído
de partículas neutras (nêutrons), positivas (prótons) e negativas
(elétrons).
� O átomo apresenta duas regiões:
o Um núcleo minúsculo que compreende toda a carga positiva e
praticamente toda a massa do átomo e onde estão localizados os
prótons e os nêutrons.
o Uma região extra-nuclear, que é um espaço vazio, onde estão
distribuídos os elétrons.
� O átomo como um todo não tem carga pois o número de prótons
é igual ao número de elétrons
Partícula Carga Massa 
Próton +1 1,67 x 10-24 g
Nêutron 0 1,67 x 10-24 g
Elétron -1 9,1 x 10-28 g
18
35
Com o surgimento do modelo de Rutherford 
ficou a pergunta: 
“Mas o que fazem os elétrons no átomo???”
O elétron (negativo) seria
atraído pelo núcleo (positivo),
movendo-se em sua direção.
Estão 
parados?
O elétron perderia energia
por radiação e cairia
lentamente para o núcleo
Estão em 
movimento?
O dilema do átomo estável...O dilema do átomo estável...
O átomo entraria em colapso!!!O átomo entraria em colapso!!!
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� A física clássica não foi adequada para descrever o que
ocorre em escala atômica...
� A primeira tentativa importante para desenvolver um novo
modelo atômico partiu de Niels Bohr.
� A elucidação da estrutura atômica seria encontrada na
natureza da luz emitida pelas substâncias a temperaturas
altas ou sob influência de uma descarga elétrica.
� Ele acreditava que esta luz era produzida quando elétrons
nos átomos sofriam alterações de energia
N. Bohr (1885-1962)
Fonte: Wikimedia commons
Bohr e Einstein numa conferência 
em Bruxelas (1930)
Fonte: Wikimedia commons
19
37
Vamos discutir algumas das Vamos discutir algumas das 
características da luz e outras características da luz e outras 
formas de energia radiante formas de energia radiante 
(radiação eletromagnética)...(radiação eletromagnética)...
38
A energia radiante ou radiação eletromagnética:A energia radiante ou radiação eletromagnética:
Radiação eletromagnética: 
campos magnéticos e elétricos oscilantes, perpendicularmente
orientados.
Fonte: SKOOG et. al. Fundamentos
de Química Analítica. 8ª ed., 2006.
� Inclui a luz visível, radiação IV e UV, ondas de rádio, microondas,
raios x, dentre outras.
20
39
A energia radiante propriedades ondulatórias:A energia radiante propriedades ondulatórias:
Freqüência (υ): 
é o número de oscilações completas que a onda faz a cada segundo
(ciclos por segundo), expressa em s-1→ Hertz (Hz): 1 ciclo por segundo
Amplitude (A): 
é o comprimento do vetor
campo elétrico em torno do
máximo da onda → altura da
crista ou profundidade do vale
Comprimento de onda (λ): 
é a distância entre dois máximos vizinhos → expresso em
nanômetros (nm).
Fonte: SKOOG et. al. Fundamentos de Química Analítica. 8ª ed., 2006.
v = υ x λ
OBS: Velocidade da 
luz no vácuo:
c : 3,00 x 108 m s-1
Relação 
entre υ e λ
v :
Velocidade 
da onda
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� Além de propriedades ondulatórias, a energia radiante também
comporta-se como uma partícula chamada fóton
� Entenda um fóton como um pacote de energia → Cada fóton
transporta uma certa quantidade de energia que é proporcional à
sua frequência→ A energia é quantizada...
E = h x υ h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J s)
A energia radiante como uma partícula...A energia radiante como uma partícula...
� Efeito fotoelétrico:
elétrons são emitidos quando a
luz, com frequência
suficientemente alta, incide
sobre a superfície de um
metal
21
41
Comportamento dual da luz...Comportamento dual da luz...
E = h x υ
c = υ x λOnda
Partícula
E é inversamente proporcional a λ
Comportamento 
dual da luz
Exemplo: A luz amarela emitida por uma lâmpada de vapor de sódio
usada para iluminação pública tem um comprimento de onda de 589 nm.
a) Calcule a frequência dessa radiação. (R: 5,09 x 1014 s-1)
b) Calcule a energia de um fóton neste comprimento de onda. (R:
3,37x10-19J)
42
Fonte: Brown, T. L., et al. “Química –A ciência central”. 9ª ed. Pearson Education Inc., 2003.
� Espectro eletromagnético → Distribuição dos vários tipos de
radiação eletromagnética em ordem crescente de λ.
Espectro eletromagnéticoEspectro eletromagnético
Radiações mais 
intensas apresentam 
menores λ...
Energia
A cor da luz depende 
de sua frequência ou 
comprimento de onda...
22
� Radiação monocromática: composta por apenas um λ. Ex: laser.
� Radiação policromática: produz radiação contendo diferentes
comprimentos de onda Ex: A maioria das radiações comuns, como
lâmpadas incandescentes e estrelas.
� Quando uma radiação policromática é separada em seus
diferentes comprimentos de onda obtém-se um espectro.
� Espectro contínuo: uma faixa contínua de comprimentos de λ ...
Espectro contínuoEspectro contínuo
http://www.ehow.com.br/Fonte: Brown, T. L., et al. “Química –A ciência central”. 9ª ed. Pearson Education Inc., 2003.
43
44
� Mas nem toda fonte de radiação produz um espectro contínuo...
� Gases de diferentes elementos emitem luzes de cores
características quando são excitados com uma descarga elétrica.
� Quando essa luz passa por um prisma, observa-se no espectro
apenas algumas linhas de poucos comprimentos de onda.
NeônioNeônio HidrogênioHidrogênio
Espectro de linhas: contém 
apenas radiações de λ 
específicos.
� Cada elemento químico
produz um espectro
característico (único)
http://brasilescola.uol.com.br/
Espectro de linhasEspectro de linhas
400nm 700nm
23
45
� Os comprimentos de onda das linhas espectrais do hidrogênio
podem ser obtidas pela equação de Rydberg:






−=
2
2
2
1
111
nn
R
λ
Onde:
• n = número inteiro, sendo que n2 > n1
• R (constante de Rydberg)= 1,0974x10-2 nm-1.
Série n1 n2 Região
Lyman 1 2,3,4,5... UV
Balmer 2 3,4,5,6... Visível
Paschen 3 4,5,6,7... Infravermelho
46
Postulados de Bohr (1913)Postulados de Bohr (1913)
� A observação de linhas espectrais discretas sugere que um
elétron em um átomo só pode ter certas energias → Bohr propôs
o modelo planetário.
� Postulados de Bohr:
• Um átomo tem um conjunto de energias quantizadas disponível
para seus elétrons→ níveis de energia (camadas eletrônicas)
• Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor
do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia.
En
er
gi
a
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
n → ∞
24
47
Postulados de Bohr (1913)Postulados de Bohr (1913)
� Quando um átomo absorve energia de uma chama ou descarga
elétrica, alguns de seus elétrons ganham energia e são elevados a um
nível de energia maior → estado excitado. Ao retornar para o estado
de menor energia, emitem radiação em forma de luz (fóton)
� Onde Efóton é a diferença de energia entre o nível de energia maior
(E2 ) para o nível de energia menor (E2) → a transição é quantizada...
Kotz, J. et al. “Chemistry and Chemical 
Reactivity”. 8a Ed. Cengage Learning, 2012
Cada transição 
corresponde a uma linha 
espectral em λ específico ...
12fóton
E -E E =
http://osfundamentosdafisica.blogspot.com.br/
48
� Os elétrons existem apenas em níveis de energia
distintos , descritos pelos números quânticos.
� Os níveis de energia são quantizados
Porém...
� Só explica o espectro de linhas para o hidrogênio.
� Propôs que cada nível de energia corresponde a uma
órbita circular.25
Estrutura eletrônica dos Estrutura eletrônica dos 
átomosátomos
� Em 1925, Louis de Broglie sugeriu que todas as partículas, incluindo
o elétron, deveriam ser entendidas como tendo propriedades de
ondas.
� O comprimento de onda (λ) associado à onda da partícula é
inversamente proporcional à massa da partícula (m) e à velocidade (v):
vm
h
=λ
� O produto mv, chamado de momento, é uma propriedade de
partícula, enquanto λ é uma propriedade ondulatória. 50
� Onde:
• h (constante de Planck) = 6,626 x 10-34 J s ou 6,63 x 10-31 g m2/s
(1 J = 1 x Kg m2/s2 ) 
Partículas comportamPartículas comportam--se como onda?se como onda?
26
51
Partícula Massa (Kg) Velocidade (m/s) λ (nm)
Elétron 9,1 x 10-31 4,0 x 106 0,18
Próton 1,7 x 10-27 2,0 x 105 2,0 x 10-3
Molécula de N2 (25º C) 4,7 x 10-26 5,0 x 102 2,8 x 10-2
Bala de fuzil 6,0 x 10-3 1,0 x 103 1,1 x 10-25
Bola de beisebol 1,5 x 10-1 4,5 x 101 9,8 x 10-26
Tartaruga 2,2 1,0 x 10-2 3,0 x 10-23
� Objetos grandes (ex. projéteis, bolas)
possuem propriedades de ondas, porém têm
massas tão grandes se comparado à constante
de Planck, que seus comprimentos de onda são
extremamente pequenos, sendo seu caráter
ondulatório desprezível.
vm
h
=λ � h = 6,63 x 10-31 g m2/s
� A descoberta das propriedades ondulatórias da matéria levantou
algumas questões sobre a física clássica...
� Através da mecânica clássica é possível determinar a posição,
direção do movimento e velocidade de objetos. Mas, ela é falha na
descrição do movimento de pequenas partículas, tais como os
elétrons.
� Werner Heisenberg concluiu que a natureza dual da matéria coloca
uma limitação em nossa capacidade de aprender e descrever o
movimento de partículas extremamente pequenas.
� Nenhum instrumento pode "sentir" ou "ver" um elétron sem
influenciar intensamente o seu movimento. Para sabermos algo sobre
a posição e o momento de uma partícula, temos de interagir de
qualquer maneira com esta partícula.
O princípio da incerteza de Heisenberg O princípio da incerteza de Heisenberg 
52
O princípio da incerteza de Heisenberg:
É impossível conhecer simultaneamente e com 
certeza a posição e o momento (massa x velocidade) 
de uma partícula pequena, tal como um elétron.
27
� Schrödinger, em 1926, propôs uma equação que incorpora o
comportamento de onda e de partícula do elétron, resultando
numa nova maneira de ver a estrutura atômica.
� A resolução da equação de Schrödinger leva às funções de onda
(ψ) que descrevem a questão ondulatória do elétron.
� O quadrado da função de onda (ψ2) fornece informações
importantes sobre a localização de um elétron quando ele está
num estado de energia permitido → fornece a densidade
eletrônica para o átomo
Mecânica quântica e os orbitais atômicosMecânica quântica e os orbitais atômicos
� Região onde existe alta probabilidade de
encontrar um elétron é uma região de alta
densidade eletrônica
Distribuição da densidade eletrônica no 
estado fundamental do átomo de H →
quanto mais afastado do núcleo menor a 
probabilidade de encontrar o elétron.
53
� Bohr propôs que o elétron está em uma órbita circular com
raios específicos ao redor do núcleo.
� Mas, de acordo com a mecânica quântica, há uma região de
probabilidade do elétron ser encontrado em determinada região
do espaço em determinado instante.
� Cada solução da equação de onda para o elétron em um átomo
de hidrogênio, corresponde a um nível quantizado de energia. Pela
mecânica quântica, as energias permitidas para o átomo de
hidrogênio são as mesmas previstas por Bohr
� A resolução da equação de Schrödinger fornece as funções de
onda (ψ) e as energias para essas funções de onda
� As funções de onda são chamadas de orbitais → Cada orbital
descreve uma distribuição específica de densidade eletrônica no
espaço.
� Orbital: a região de máxima probabilidade de se encontrar o
elétron.
Mecânica quântica e os orbitais atômicosMecânica quântica e os orbitais atômicos
54
28
� O modelo de Bohr introduziu um único número quântico (n), que
descreve certa órbita ou os níveis de energia.
� O modelo da mecânica quântica utiliza três números quânticos
para descrever um orbital atômico: n, l e ml
Orbitais e números quânticosOrbitais e números quânticos
Número quântico principal (n) 
• Indica o nível de energia (camada) em que o
elétron se encontra.
• É o mesmo n de Bohr e tem valores positivos e
inteiros: n = 1, 2, 3, 4, …
• Os elétrons de uma dada camada estão a mesma
distância média do núcleo.
• Maior n → o elétron tem maior energia → está
menos atraído pelo núcleo.
En
er
gi
a
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
n → ∞
55
Número quântico secundário ou azimutal (l)
• Define o subnível do elétron e o formato do orbital no espaço.
• Pode ter valores inteiros de 0 a n - 1, para cada valor de n.
• É normalmente representado pelas letras s, p, d, f,
correspondendo, respectivamente, aos valores de l = 0, 1, 2 e 3.
Orbitais e números quânticosOrbitais e números quânticos
Número quântico magnético (ml )
• Descreve a orientação espacial do orbital do elétron.
• Pode ter valores inteiros: m = -l , 0 , +l
Valor de l 0 1 2 3
Subcamada s p d f
0
s:
-1 0 1
p:
-2 -1 0 1 2
d:
-3 -2 -1 0 1 2 3
f: 56
29
• Descreve o movimento de rotação do
elétron em torno do seu eixo.
• Possui valores de -1/2 e +1/2.
Número quântico spin (ms)
• Para os elétrons num mesmo orbital (1s, 2p, etc) os valores de n,
l e ml são fixos → o que diferencia esses elétrons num mesmo
orbital é o ms...
• Como existem apenas dois valores possíveis para ms → um
orbital poderá receber somente dois elétrons que devem ter
spins opostos.
Princípio de exclusão de Pauli: 
Dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter a mesma 
série de 4 números quânticos.
Fonte: Brown, T. L., et al. “Química –A ciência central”. 9ª ed. Pearson Education Inc., 2003.
n: 1, 2, 3, 4, …
l: 0, 1, 2, ..., n-1 (s, p, d, f, ...)
ml: -l, ..., 0, ..., +l
ms: -1/2 e +1/2
Resumindo:
0
s:
-1 0 1
p:
-2 -1 0 1 2
d:
-3 -2 -1 0 1 2 3
f:
58
Exemplo: Os 4 números quânticos para os elétrons 1s2 são:
para um elétron: n = 1; l = 0; ml = 0; ms = +1/2
para o outro elétron: n = 1; l = 0 ; ml = 0; ms = -1/2
30
n Valores possíveis de l
Designação 
do subnível
Valores possíveis de 
ml
No de orbitais 
no subnível
No total de 
orbitais no nível
1 0 1s 0 1 1
2
0 2s 0 1
4
1 2p -1, 0, 1 3
3
0 3s 0 1
91 3p -1, 0, 1 3
2 3d -2, -1, 0, 1, 2 5
4
0 4s 0 1
16
1 4p -1, 0, 1 3
2 4d -2, -1, 0, 1, 2 5
3 4f -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7
5
0 5s 0 1
16
1 5p -1, 0, 1 3
2 5d -2, -1, 0, 1, 2 5
3 5f -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7
6
0 6s 0 1
91 6p -1, 0, 1 3
2 6d -2, -1, 0, 1, 2 5
7
0 7s 0 1
4
1 7p -1, 0, 1 3
Camada (n) 1 2 3 4 5 6 7
Total de elétrons 2 8 18 32 32 18 8
Podemos encontrar em cada 
orbital no máximo 2 elétrons 
�Todos os orbitais s são esféricos.
� À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores,
aumentando a probabilidade do elétron ser encontrado mais
distante do núcleo.
� A densidade eletrônica é maior perto do núcleo, diminuindo ao
afastar do núcleo → é menos provável que o elétron esteja mais
distante do núcleo.
Representação dos orbitais Representação dos orbitais –– Orbital sOrbital s
602s
1s
3s
31
61
Representação dos orbitais Representação dos orbitais –– Orbital sOrbital s
No de nós esféricos= n - l
1s: 1 nó esférico no ∞
2s: 2 nós esféricos (1 no ∞)
3s: 3 nós esféricos (1 no ∞)
Fonte: Brown, T. L., et al. “Química –A
ciência central”. 9ª ed. Pearson Education
Inc., 2003.
� Um nó é uma região onde a probabilidade de se encontrar um
elétron é zero (Ψ2 = 0) → À medida que n aumenta, aumenta o
número de nós.
� Nó esférico: é uma superfície esférica que separa uma região
central de alta densidade de uma região de alta densidade em
forma de camada situada mais afastada do núcleo.
plano nodal yz plano nodal yx plano nodal xy
62
� Os orbitais p têm a forma de halteres: dois lóbulos separados
por um nó angular (plano que atravessa o núcleo→ superfície nodal).
� Existem três orbitais p: px, py e pz, que localizam-se,
respectivamente, ao longo doseixos x, y e z de um sistema
cartesiano.
Representação dos orbitais Representação dos orbitais –– Orbital pOrbital p
� Orbital 3p é semelhante ao
2p, exceto que possui um nó
esférico adicional.
2p: 3p:
https://commons.wikimedia.org
No de nós angulares= l
Orbital l Nó angular
s 0 0
p 1 1
d 2 2
f 3 3
No total de nós = n 
No de nós esféricos= n - l
32
Lóbulos entre os planos xz, yz e xy
63
� Os orbitais d têm diferentes formatos e orientações no espaço,
mas com energias iguais.
� Quatro das superfícies limite têm o formato de “trevo de
quatro folhas” orientados em planos (dxy, dxz, dyz, dx2-y2 ).
� Outro orbital apresenta dois lóbulos ao longo do eixo z e uma
“rosquinha” no plano xy.
Representação dos orbitais Representação dos orbitais –– Orbital dOrbital d
Representação dos orbitais Representação dos orbitais –– Orbital fOrbital f
� Os orbitais f têm formatos bem
mais complexos...
Lóbulos ao longo dos 
eixos x e y