1a AULA TEÓRICA QGCM_Estrutura atômica 2020 2

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2020.2
QUÍMICA GERAL E
CIÊNCIA DOS MATERIAIS
ESTRUTURA ATÔMICA
Profa. Dra. Leila M A Campos
Você sabe explicar? 
Vídeo: Tudo se Transforma, História da Química, História dos Modelos Atômicos. Disponível em:
https://www.youtube.com/watch?v=58xkET9F7MY.
A Radiação Eletromagnética
ØÉ a emissão e transmissão de energia na forma de ondas eletromagnéticas.
c = l.n
c: velocidade = (m/s) ®
l: comprimento de onda ® (m, cm ou nm)
n: frequência ® (hertz (Hz) ou ciclos/s = s-1)
Amplitude
Comprimento de onda (l)
vA energia total é proporcional à amplitude e frequência das ondas.
üquanto maior for a amplitude da onda, mais energia tem.
üQuanto mais frequentemente a ondas incidirem maior energia total.
3x108m/s
C = l.n
A Radiação Eletromagnética
1. Qual é a frequência de uma onda que se propaga em um
líquido, com velocidade de módulo 10 cm/s, sabendo-se que
o seu comprimento de onda é 2 cm?
2. Ondas sonoras propagam-se no ar com velocidade de
módulo igual a 3.3 x 102 m/s. Um som audível tem frequência
de 5 kHz. Qual o comprimento de onda desta onda?
Exercícios
1. Qual é a frequência de uma onda que se propaga em um
líquido, com velocidade de módulo 10 cm/s, sabendo-se que
o seu comprimento de onda é 2 cm?
Exercícios
C = l.n
n = ?
l = 10 cm/s
C = 2 cm
2 = 10.n n = 5 ciclos/s ou 5
Hertz ou 5 Hz
2. Ondas sonoras propagam-se no ar com velocidade de
módulo igual a 3.3 x 102 m/s. Um som audível tem frequência
de 5 kHz. Qual o comprimento de onda desta onda?
Exercícios
C = l.n
l = ?
n = 5 KHz à 5000 Hz
C = 3,3 x 102 m/s 
l = 0,66 m330 = l . 5000
Espectro Eletromagnético
Cores do Espectro Visível
Cor Comprimento de onda Freqüência
Vermelho ~ 625-740 nm ~ 480-405 THz
Laranja ~ 590-625 nm ~ 510-480 THz
Amarelo ~ 565-590 nm ~ 530-510 THz
Verde ~ 500-565 nm ~ 600-530 THz
Ciano ~ 485-500 nm ~ 620-600 THz
Azul ~ 440-485 nm ~ 680-620 THz
Violeta ~ 380-440 nm ~ 790-680 THz
Cores do Espectro Eletromagnético Visível
A percepção de cor 
resulta da absorção 
seletiva de certos 
comprimentos de onda. 
Os demais 
comprimentos são 
transmitidos ou 
refletidos e 
percebemos como cor 
do objeto.
Cores do Espectro Visível
Max Planck (1858-1947)
Teoria Quântica de Planck (1900)
Propôs que a luz só pode assumir alguns
valores específicos de energia
No início do século XX...
... foi demonstrado que a energia é “quantizada”, sendo 
enviada em “pacotes” de ondas carregadas pelos fótons. 
A energia de um fóton é 
calculada pela expressão: E = h x n
Em que “h” é a constante de Planck = 6,63 x 10 -34 J x s.
Teoria Quântica de Planck (1900)
Sabemos que: C = l x n E = h x n
Então: Efóton = h x C
l
“A energia de um fóton é inversamente proporcional ao
seu comprimento de onda (“c” e “h” são constantes).
Haveria alguma relação entre a energia
de um elétron e o comprimento de onda
da luz emitida por um átomo?
Max Planck Albert Einstein
Teoria Quântica de Planck ® emissão de elétrons
de uma superfície metálica com a incidência da
radiação eletromagnética.
A radiação eletromagnética propaga-se na forma de ”pacotes”.
Einstein (1905): O Efeito Fotoelétrico
Feixe de luz 
Superfície metálica
Elétrons ejetados
Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos, submetidos a
uma chama, produziam cores diferentes.
Radiação Eletromagnética no Teste de Chama
1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares
estacionárias ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem
energia.
O Modelo atômico de Bohr (1913)
Absorção
Emissão
2º postulado: Quando um elétron recebe energia suficiente passa a
ocupar uma órbita mais externa (com maior energia) ficando o
átomo num estado excitado.
Se um elétron passar de uma órbita para uma outra mais interior
libera energia sob a forma se fóton de frequência proporcional ao
nível de energia.
O Modelo atômico de Bohr (1913)
3º postulado: Os elétrons só podem ocupar níveis de energia bem
definidos, e os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas com
energias diferentes.
4º postulado As órbitas interiores apresentam energia mais baixa
e à medida que se encontram mais afastadas do núcleo o valor da
sua energia é maior.
O Modelo atômico de Bohr (1913)
Espectros de Emissão 
Niels Bohr (1885-1962)
Tubo de 
descarga de gás 
a analisar
vO gás hidrogênio aprisionado numa ampola submetida a alta
diferença de potencial emitia luz vermelha. Ao passar por um
prisma, essa luz se subdividia em diferentes comprimentos de
onda e frequência, caracterizando um Espectro luminoso
descontínuo.
Espectros de Emissão
•Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas
do átomo de hidrogênio.
•Os elétrons não são completamente descritos como
partículas pequenas.
Limitações do modelo de Bohr
Algo não bate certo!...
Alguma coisa estava errada…
no mesmo nível de energia… existiam subníveis!
5(l=0)s
5(l=1)p
5(l=2)d
5(l=3)f
5(l=4)g
üs = Sharp
üp = principal
üd = diffuse
üf = fine
ü…..
2p n=2k=2 1s n=1k=1 2sn=2k=1
Orbitas: 1 circular e as demais elípticas 
Sommerfeld
Sommerfeld utilizou um número, chamado 
de “número quântico secundário ou 
azimutal” (l) para representá-las.
Subníveis de energia
Modelo Bohr/Sommerfeld
Aos subníveis foram dados nomes:
Nome Valor de 
“l”
Capacidade
2 (2 l + 1)
2“s” (sharp) 0
“p” (principal) 1 6
“d” (diffuse) 2 10
“f” (fundamental) 3 14
“g” 4 18
“h” 5 22
“i” 6 26
Os Novos Modelos Atômicos 
A dualidade onda-partícula
O conceito de que todas as formas de radiação
eletromagnética apresenta as propriedades dual
das ondas e partículas
O momento linear (p), mv, é uma propriedade de partícula, enquanto l é
uma propriedade ondulatória.
mv
h =λ
Ondas Partículas
De Broile
Os Novos Modelos Atômicos 
Princípio da Incerteza (Heisenberg)
4π
hΔx.Δv ³ e velocidadda ãodeterminaç na incerteza Δv
posição da ãodeterminaç na incerteza Δx 
=
=
É possível determinar a posição 
e a velocidade de um elétron 
num mesmo instante.
+
-
Os Novos Modelos Atômicos 
+
-
+
-
Importante:
Não podemos informar que o életron esteja em um
orbital, apenas grande probabilidade.
O Modelo Atômico Atual 
§Schroedinger utilizou o conceito introduzido por De Broglie, isto é
elétron pode ser descrito por uma onda e desenvolveu a função de
onda, Ψ (psi);
§Ψ = função de onda (solução da equação de onda);
§Ψ2 = probabilidade de se encontrar um elétron num ponto do espaço (x,
y,z) = Ψ2 dV = densidade de probabilidade
§ A região do espaço em que a probabilidade maior de se encontrar o
elétron é denominada orbital;
d2Y
dy2
d2Y
dx2
d2Y
dz2
+ +
8p2me
h2
(E-V(x,y,z)Y(x,y,z) = 0+
Como y varia no espaço
Massa do elétron
Energia quantizada total, do sistema 
atómico
Energia potencial em x,y,z
Função Onda
vOnde Ψ, é chamada função de onda, em função das coordenadas cartesianas x, y, z;
E é a energia total do eletron e V a energia potencial.
A partir das equações de Schroedinger não é possível determinar a
trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia
do sistema, obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.
Usa-se três números quânticos, n, l e ml, para descrever um orbital.
O Modelo Atômico Atual 
Distribuição de 
densidade eletrônica 
de um orbital s 
A região mais provável de 
encontrar um elétron com 
energia correspondente a de 
um orbital s, tem formato 
esférico.
Representação dos orbitais
Orbital s
Representação dos orbitais
Orbital p
Representação dos três orbitais p
Representação dos cinco orbitais d
Representação dos orbitais
Orbital d
dx
y dy
z
dx
z
dz2
dz2-
y
2
Aula 03 – Química Geral e Inorgânica
Profª Daiane
Representação dos sete orbitais f
Representação dos orbitais
Orbital f
Números Quânticos
Nome Associado a
Número 
máximo de 
e–
Valores 
permitidos
Número quântico 
principal (n)
Energia, raio médio 
(tamanho) 2.n
2 1, 2, 3, ...
Número quântico 
azimutal ou orbital (ℓ)
Módulo do momento 
angular do orbital 
(forma)
2(2ℓ + 1) 0, 1, 2, ..., n-1
Número quântico 
magnético
(m ou mℓ)
Direção do momentoangular do orbital 2
0, ±1, ±2, …, ±ℓ
(2ℓ+1 diferentes
valores)
Número quântico de 
spin magnético
(S ou ms)
Sentido de rotação do 
e– (estado do spin) -- ±½ 
Número Quântico Principal (n)
Indica o nível de energia e está associado à idéia inicial
de camada eletrônica, identificado pela letra n.
8
Subníveis s p d f
Nº máximo de elétrons 2 6 10 14
Número Quântico secundário (l)
Número Quântico Magnético (ml)
❖ Indica a orientação espacial, região mais provável de se
encontrar um elétron (orbital), identificado pela letra m. Os
valores de m vão de … –1 a +1…, incluindo o zero.
0
-1 0 +1
-2 -1 0 +1 +2
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
s = 1 orbital
p = 3 orbitais
d = 5 orbitais
f = 7 orbitais
Número Quântico Spin (ms)
elétron gira em torno de seu eixo produzindo um campo
magnético. Essa propriedade é conhecida como spin
eletrônico. Os valores são quantizados e podem assumir
dois valores:
Representação gráfica de um subnível de energia
Representação gráfica de um subnível de energia
dxy
dyz
dxz
dz2dz
2-y2
Representação gráfica de um subnível de energia
Representação gráfica de um subnível de energia
Diagrama de Linus Pauling
Níveis
K 1
L 2
M 3
N 4
O 5
P 6
Q 7
e-
2
8
18
32
32
18
2
1s 
2s 2p 
3s 3p 3d 
4s 4p 4d 4f 
5s 5p 5d 5f 
6s 6p 6d 
7s 7p
2 6 10 14
Max. de e-
8s
Diagrama de Linus Pauling
Distribuição Eletrônica em Orbital
Essa distribuição deve ser feita de acordo com dois
conceitos:
7N
1s2 2s2 2p3
n = 2
l = 2
m = -1 0 +1
m = +1 
s = +1/2 
Números quânticos do elétron no subnível de maior energia do átomo de ferro: 
Exemplos:
Ex.: Ferro (26Fe) 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
K L M N
Subnível de maior energia
n = 3
l = 2
m = -2
s = -1/2
Camada de valência 
Exercícios
5B-
11Na-
19K-
26Fe-
1. Fazer a distribuição dos seguintes elementos químicos:
2. Qual é o conjunto dos quatro números quânticos que
caracteriza o elétron mais energético do 9F?
Exercícios
5B – 1s2 2s2 2p1
11Na – 1s2 2s2 2p6 3s1
19K – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
26Fe – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
1. Fazer a distribuição dos seguintes elementos químicos:
Exercícios
2. Qual é o conjunto dos quatro números quânticos que
caracteriza o elétron mais energético do 9F?
9F – 1s2 2s2 2p5
CAMADA DE VALÊNCIA à CAMADA MAIS 
EXTERNA
SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO
ELÉTRON MAIS ENERGÉTICO
l = 2
s = 1 ( subnível “p”)
m = = +1
S = -1/2
-1 0 +1
Referências
ü BROWN, Theodore E. Química: A Ciência Central. 13º edição.
São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2017.
ü MAIA, Daltamir Justino; Bianchi, J. C. A. Fundamentos de
Química Geral. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.
üCHRISTOFF, P. Química Geral. 1ª edição. Curitiba: Editora
Intersaberes, 2015.
üKOTZ, J. C. e Treichel, P. M. Química Geral e Reações Químicas.
5º edição. Volumes: 1 e 2. São Paulo: Thompsom, 2005.
OBRIGADA !