Distribuição eletrônica

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Distribuição eletrônica
Universidade Federal do Rio Grande do Sul
QUI01009 – Química Fundamental A
Semestre ERE
Existência (e energia) do elétron em um átomo é 
descrita por sua função de onda, y, que é única.
Princípio de exclusão de Pauli – dois elétrons em um
átomo não podem ter os mesmos quatro números
quânticos.
Equação de Schrödinger
y = f(n, l, ml, ms)
Cada assento tem uma identificação 
única (E, R12, S8).
E, pode ser ocupado apenas por um 
indivíduo de cada vez.
Equação de Schrödinger
y = f(n, l, ml, ms)
• Nível ou camada – elétrons com o mesmo valor de n
• Subnível ou subcamada – elétrons com os mesmos
valores de n e l
• Orbital – elétrons com os mesmos valores de n, l, e ml
Quantos elétrons podem ocupar um orbital?
Equação de Schrödinger
y = f(n, l, ml, ms)
• Nível ou camada – elétrons com o mesmo valor de n
• Subnível ou subcamada – elétrons com os mesmos
valores de n e l
• Orbital – elétrons com os mesmos valores de n, l, e ml
Quantos elétrons podem ocupar um orbital?
Se n, l, e ml estão fixos, então ms = ½ ou - ½
y = (n, l, ml , ½) ou = (n, l, ml , -½)
Um orbital pode acomodar 2 elétrons
Quantos orbitais 2p existem em um átomo?
2p
n=2
l = 1
Se l = 1, então ml = -1, 0, ou +1
3 orbitais
Quantos elétrons podem ser acomodados
em um subnível 3d?
3d
n=3
l = 2
Se l = 2, então ml = -2, -1, 0, +1, ou +2
5 orbitais que podem acomodar um 
total de 10 e-
Cada combinação de n, l e ml identifica um orbital:
Camada
ou nível
Subcamada
ou subnível 
Orbital
n l ml Número de 
orbitais
Designação dos 
orbitais atômicos
1 0 0 1 1s
2 0 0 1 2s
1 -1, 0, 1 3 2px, 2py, 2pz
3 0 0 1 3s
1 -1, 0, 1 3 3px, 3py, 3pz
2 -2, -1, 0, 1, 2 5 3dxy, 3dyz, 3dxz
3dx2 - y2, 3dz2
. . . . .
. . . . .
. . . . .
Relação entre os números quânticos e os orbitais atômicos
Átomo com apenas um elétron
Energia depende apenas de n
En = -RH ( )
1
n2
n=1
n=2
n=3
En
er
gi
a
Átomos com muitos elétrons
Energia depende de n e l
n=1 l = 0
n=2 l = 0
n=2 l = 1
n=3 l = 0
n=3 l = 1
n=3 l = 2
En
er
gi
a
H 1 elétronH 1s1
“Princípio do preenchimento ou da construção”
En
er
gi
a
He 2 elétronsHe 1s2
“Princípio do preenchimento ou da construção”
En
er
gi
a
Li 3 elétronsLi 1s22s1
“Princípio do preenchimento ou da construção”
En
er
gi
a
Be 4 elétronsBe 1s22s2
“Princípio do preenchimento ou da construção”
En
er
gi
a
“Princípio do preenchimento ou da construção”
B 5 elétronsB 1s22s22p1En
er
gi
a
“Princípio do preenchimento ou da construção”
C 6 elétrons
En
er
gi
a
? ?
“Princípio do preenchimento ou da construção”
C 6 elétrons
En
er
gi
a
O arranjo mais estável dos elétrons em
subníveis é aquele com o maior número
de spins paralelos (Regra de Hund).
1s22s22p2
Ordem de preenchimento dos orbitals em átomos com 
muitos elétrons
1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d  4p  5s …
Átomos com muitos elétrons
Energia depende de n e l
En
er
gi
a
Obs.: se contiverem 
elétrons, os orbitais 3d 
terão menor energia 
do que os 4s. O mesmo 
vale para nd e (n+1)s 
nos períodos seguintes
Após Z = 20, há mudança na 
ordem de energia entre os 
orbitais 3d e 4s
Átomos com muitos elétrons
Energia depende de n e l
En
er
gi
a
22Ti: 1s22s22p63s23p63d24s2
20Ca: 1s22s22p63s23p64s2
21Sc: 1s22s22p63s23p63d14s2
Configuração Eletrônica é como os elétrons estão 
distribuídos entre os vários orbitais atômicos em um 
átomo.
1s1
Número quântico 
principal n
Número quântico
do momento angular l
Número de elétrons
no orbital ou subnível
Diagrama de Orbital
H
1s1
Qual é a configuração eletrônica do Magnésio?
Mg 12 elétrons
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 
1s2 2s2 2p6 3s2  2 + 2 + 6 + 2 = 12 elétrons
Abreviado como [Ne] 3s2
[Ne] = 1s22s22p6
cerne ou caroço 
de gás nobre
camada de valência
elétrons de valência
Notação spdf:
Convenção cerne de gás nobre:
Diagramas de orbitais:
1s2 2s2 2p6 3s2
Obs.: Em exemplos como os do exercício 
13 da lista 1, ao representar os diagramas 
de orbitais, costumamos representar 
apenas os elétrons da camada de valência
Quais são os números quânticos possíveis
para o elétron mais externo (mais energético) 
do Cloro? Cl 17 elétrons
1s  2s  2p  3s  3p  4s 
1s22s22p63s23p5 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 elétrons
Último elétron adicionado ao orbital 3p
n = 3 l = 1 ml = -1, 0, ou +1 ms = +½ ou -½
Abreviado como [Ne] 3s2 3p5
-1 +10Convenção  n = 3, l = 1, ml = 0, ms= -1/2
Convenção 
Átomos no estado fundamental e 
formação de cátions e ânions
11Na: 11 elétrons  1s2 2s2 2p6 3s1 
Ânion: átomo que recebeu elétrons (terá carga negativa).
11Na+: perdeu 1 elétron  1s2 2s2 2p6 3s0 = 1s2 2s2 2p6
Cátion: átomo que perdeu elétrons (terá carga positiva).
8O: 8 elétrons  1s2 2s2 2p4
8O2-: recebeu 2 elétrons  1s2 2s2 2p6
Átomos no estado fundamental e 
formação de cátions e ânions
11Na: 11 elétrons  1s2 2s2 2p6 3s1 
Ânion: átomo que recebeu elétrons (terá carga negativa).
11Na+: perdeu 1 elétron  1s2 2s2 2p6 3s0 = 1s2 2s2 2p6
Cátion: átomo que perdeu elétrons (terá carga positiva).
8O: 8 elétrons  1s2 2s2 2p4
8O2-: recebeu 2 elétrons  1s2 2s2 2p6
Isoeletrônicos:
íons que têm a 
mesma configuração 
eletrônica
Configuração eletrônica de 
cátions de metais de transição
26Fe: [Ar] 3d6 4s2
26Fe2+: [Ar] 3d6 4s0 ou [Ar] 3d6
26Fe3+: [Ar] 3d6 4s0 ou [Ar] 3d5
Os elétrons são removidos primeiro do orbital ns e 
depois do s orbitais (n – 1)d.
25Mn: [Ar] 3d5 4s2
25Mn2+: [Ar] 3d5 4s0 ou [Ar] 3d5
Exceções à regra de preenchimento
24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
Configuração dos orbitais de semi-preenchimento (d5) ou
totalmente preenchidos (d10) conferem estabilidade extra ao
átomo. Como os níveis 4s e 3d estão próximos em termos de
energia, esta estabilidade extra é possível de ser alcançado.
Cr: [Ar] 
Cu: [Ar] 
3d5 4s1
4s13d10
Paramagnetismo Diamagnetismo
2p2p
Apêndice 2C: Atkins P.; Jones L.; Laverman, L.. Princípios de Química, 7ª ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2018.
Configurações eletrônicas no estado fundamental*
Blocos da Tabela Periódica de acordo com os últimos 
níveis preenchidos usando o “Princípio da Construção”
n
s1
n
s2 n
s2
n
p1
n
s2
n
p2
n
s2
n
p3
n
s2
n
p4
n
s2
n
p5 n
s2
n
p6
d1 d5 d
1
0
4f
5f
Configurações eletrônicas do estado fundamental dos Elementos
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