O documento aborda conceitos fundamentais de química geral, como íons, níveis e subníveis de energia, e a distribuição eletrônica seguindo o modelo atômico de Rutherford-Bohr. São explicadas as características dos íons, a eletrosfera, e os princípios de arranjo dos elétrons em orbitais, incluindo as regras de Pauli e Hund. Além disso, o texto discute a valência e a importância da distribuição eletrônica para compreender a reatividade dos elementos e sua posição na tabela periódica.

1. QUÍMICA
GERAL
Prof. Carlos Eduardo Sales da Silva

2. Temas Abordados na Aula de Hoje
01
Íons
02
03
04
Níveis e Subníveis de Energia
Distribuição Eletrônica
Diagrama de Paulling

3. TEMAS DA AULA ANTERIOR
● ATOMOS
● ISOATOMOS
● MATÉRIA
● PROPIEDADES DA MATERIA ( QUÍMICAS E FÍSICAS)
● SUBSTÂNCIA (TIPOS)
● MISTURAS (TIPOS)
● MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS

4. Revisão de Modelo Atômico
Para fins didáticos
utilizaremos o modelo
Rutherford-Bohr, por ser
mais prático, fácil de
observar e compreender

5. Atômos

6. Elemento Químico
Número Atômico = Prótons
Número de Massa = Prótons + Nêutrons*
Quantos Nêutrons tem o Carbono?
Quantos Elétrons tem o Carbono?
• A massa de elétrons por ser muito pequena não é considerada no calculo da massa.
• Obs: nunca um numero de prótons de um átomo é modificado pois mexeria na
característica daquele átomo. Ele deixaria de ser o elemento químico que é

7. Íons
Os íons são espécies químicas que possuem carga elétrica e são
formados por átomos neutros ao receberem ou perderem seus
elétrons.

8. ● Os átomos são eletricamente neutros por
possuírem iguais quantidades de
partículas carregadas positivamente
(prótons) e negativamente (elétrons).
● Assim, o átomo neutro, ao receber
elétrons adicionais, fica com excesso de
carga negativa, formando um íon
negativo, e, se o átomo neutro perde seus
elétrons originais, ficará com ausência
dessas cargas, representada por uma
carga numérica positiva, originado um íon
positivo.
íons

9. íons
● Exemplos de íons negativos: F-, Cl-, O2 -
Exemplos de íons positivos: H+, K+, Fe2+.
● Exemplos de íons compostos: NH4+, SO4-
íons podem ser simples, quando
formados por um único elemento químico, ou
compostos, quando formados por mais de um
elemento químico.

10. Íons positivos, chamados cátions, se formam quando átomos
neutros perdem elétrons, como ilustrado na equação abaixo:
Cátions
n representa a quantidade de elétrons perdidos
X o elemento químico

11. Íons negativos, conhecidos como ânions, se formam quando átomos
neutros Ganham elétrons, conforme mostrado na equação abaixo:
Ânions
n representa a quantidade de elétrons perdidos
Y o elemento químico

12. ● Calcule o numero de prótons, nêutrons e elétrons dos seguintes íons:
Exercício

13. Classificação de cátions e ânions

14. Eletrosfera
Eletrosfera, também chamada de
nuvem eletrônica, é a região
externa do átomo onde se
localizam os elétrons.

15. Níveis de Energia da Eletrosfera
• Na eletrosfera, os elétrons giram em
torno do núcleo, ocupando o que
chamamos de níveis de
energia ou camadas eletrônicas.
• Cada camada eletrônica pode conter
certo número máximo de elétrons.
• O número de camadas ou níveis de
energia varia de acordo com o número
de elétrons de cada átomo.
• Quanto mais afastado do núcleo maior o
nível de energia

16. Níveis de Energia: fóton
Quando um átomo realiza uma transição de um nível de energia mais alto
para um nível de energia mais baixo ocorre a liberação de energia sob a
forma de Luz – um pacotinho de Luz chamado fóton.

17. O átomo de Bohr
Segundo seus postulados:
1. Elétrons descrevem órbitas circulares
2. Cada orbita em uma energia
constante (energia estacionária) –
quanto mais distante maior é essa
energia.
3. Os elétrons saltam de uma orbita
para outra absorvendo/liberando
energia – ao absorver energia salta
para orbita mais externa, ao liberar
energia, retornam à orbita origina
(fóton, luz).
Esta descoberta foi o início do estudo da
espectroscopia.

18. Equação de Rydberg (1888)
1. Johannes Rydberg foi um físico sueco que tentou encontrar uma relação matemática entre
uma linha espectral e a próxima de certos elementos. Ele finalmente descobriu que havia
uma relação inteira entre os números de onda de linhas sucessivas.

19. Equação de Rydberg (1888)
Como foi postulado para o átomo de hidrogênio, não condiz muito a realidade quando se aplica em átomos
maiores. Se descobriu que n, seria o número quântico.

20. Subníveis
• São regiões intermediárias de energia entre dois níveis. Sendo eles:
• Há uma ordem crescente de energia nos subníveis;
• Os elétrons de um subnível tem a mesma quantidade de energia
• Os elétrons ocupam o menor subnível possível

21. Subníveis
1. O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número
máximo de elétrons que cabe em cada nível. Assim, como no 1ºnível cabem no máximo 2
elétrons, esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os 2 elétrons.
2. O subnível s do 1º nível de energia é representado por 1s. Como no 2º nível cabem no
máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s, no qual cabem no máximo 2
elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6 elétrons. Desse modo, o 2º nível é
formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p, e assim por diante.

22. Subníveis

23. Orbital: Princípio da Incerteza de Heinzenberg
1. Um orbital é o local onde a probabilidade de se encontrar um elétron é máxima.

24. Princípio de Exclusão de Pauling
1. Em cada orbital cabem no máximo dois elétrons, girando em sentidos opostos (spin).

25. Regra de Hund
● Ou regra de máxima multiplicidade, que diz que o preenchimento dos orbitais deve ser
feito de modo a se obter o maior número possível de orbitais desemparelhados.
● Nesse preenchimento, normalmente se simboliza cada elétron por uma seta (voltada
para cima ou para baixo), com o sentido de acordo com o spin do elétron.
Orbitais com apenas um elétron são
chamados de desemparelhados, e são
altamente reativos.

26. Dessa forma, os elétrons, mesmo tendo cargas iguais (repulsão
elétrica), podem permanecer juntos dentro do orbital, devido à
atração magnética.
Orbitais

27. Linus Carl Pauling (1901-1994)
● Um dos mais renomados cientistas do
século XX, Pauling foi o único a receber dois
Prêmios Nobel não compartilhados:
Química (1954) pelo estudo das ligações
químicas, e Paz (1962) por suas campanhas
contra testes nucleares.
● Ele fez importantes contribuições em várias
áreas, incluindo Química Quântica, Biologia
Molecular, e Imunologia, sendo considerado
o pai da ligação química.

28. Resumindo: Camadas e Níveis

29. Diagrama de Pauling

30. Distribuição eletrônica para átomos neutros
● A distribuição eletrônica, ou como também é conhecida, princípio da
configuração eletrônica nada mais é que a disposição dos elétrons de
forma que o átomo fique em seu estado fundamental.
● O estado fundamental de um átomo é aquele onde todos os seus
elétrons estão dispostos nos níveis mais baixos de energia que estão
disponíveis. O estado fundamental também é conhecido como estado
estacionário, e nesse estado o átomo possui os seus elétrons em um
estado de mínima energia possível.
A distribuição eletrônica de Pauling é um método
para descrever como os elétrons estão distribuídos
nos diferentes orbitais e subníveis em torno do
núcleo de um átomo, seguindo regras específicas de
preenchimento de energia.

31. Conceito Descrição
Distribuição Eletrônica
Método que organiza os elétrons em orbitais e subníveis ao redor do
núcleo do átomo, seguindo as regras de preenchimento de energia, como
o princípio de Aufbau e as regras de Pauli e de Hund.
Camadas Energéticas
Níveis de energia onde os elétrons podem ser encontrados ao redor do
núcleo. As camadas são numeradas a partir do núcleo: K, L, M, N, etc.
Elas contêm subníveis e orbitais específicos.
Subníveis Energéticos
Divisões dos níveis de energia (camadas) que representam diferentes
formatos de orbitais (s, p, d, f). Cada subnível tem um número específico
de orbitais.
Spin
Propriedade intrínseca dos elétrons que se refere à sua rotação em torno
de um eixo imaginário. Pode ser "para cima" (+1/2) ou "para baixo" (-1/2)
e é importante na regra de Pauli.
Regra de Pauli
Estabelece que cada orbital pode ter, no máximo, dois elétrons com spins
opostos, evitando a repulsão eletrostática entre elétrons do mesmo spin.

32. Identificando os elétrons da Camada de Valência
Camada de valência é o último nível de uma
distribuição eletrônica. Normalmente, os elétrons
pertencentes à camada de valência são os que
participam de alguma ligação química.

33. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ÍONS

34. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ÍONS

35. Conceito Valência e Distribuição Eletrônica
O que é
Valência: O número de elétrons na camada mais externa do átomo. Indica
a capacidade de formar ligações químicas.
Distribuição Eletrônica: A maneira como os elétrons estão distribuídos nos
níveis e subníveis ao redor do núcleo do átomo para criar a estrutura do
átomo.
Importância
Valência: Determina a reatividade e a forma como os átomos se ligam para
formar moléculas.
Distribuição Eletrônica: Ajuda a entender as propriedades químicas e
físicas de um elemento e sua localização na tabela periódica.
Exemplo
Valência: O hidrogênio tem 1 elétron na camada mais externa, então tem
valência 1.
Distribuição Eletrônica: No oxigênio (O): 2 elétrons na primeira camada
(K) e 6 elétrons na segunda camada (L), com valência 2.
Representação
Valência: É geralmente indicada pelo número de elétrons faltantes ou
excedentes para completar a camada mais externa.
Distribuição Eletrônica: Pode ser representada por uma sequência de
números que mostra a quantidade de elétrons em cada camada e subnível,
usando a notação 1s² 2s² 2p ...
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36. This can be the part of the presentation where
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Obrigado!