O documento discute a estrutura eletrônica dos átomos, incluindo números quânticos, orbitais atômicos, configuração eletrônica e propriedades magnéticas. Explica como os elétrons são distribuídos nos diferentes níveis de energia e orbitais de acordo com princípios como o de Pauli e Hund.

1. Átomos
Estrutura eletrônica e orbitais atômicos
por Marília Isabel Tarnowski Correia
marilia.itc@gmail.com
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2. Descrição mecânico-quântica do
átomo de hidrogênio
• Equação de Schrödinger -> estados possíveis de
energia para o elétron no átomo de H e as fx de
onda (Ψ)
• Densidade de probabilidade -> região 3D em torno
do núcleo -> Região onde o elétron pode estar em
um determinado instante -> Ψ²
• Princípio da incerteza de Heisenberg:
A localização e o momento de uma partícula não podem
ser conhecidos simultaneamente.
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3. Modelo quântico do átomo
• Elétron: função de onda
• Orbitais
• Energia característica
• Distribuição de
densidade eletrônica
característica
Representação do átomo de hélio
Imagem (fonte): https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/23/Helium_atom_QM.svg/2000px-Helium_atom_QM.svg.png
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4. Números quânticos
Principal n Nível de energia
Inteiros positivos
Momento
angular
l Formato do orbital
Entre 0 e (n-1)
Magnético ml
Orientação no espaço
(2l+1) valores
Spin
eletrônico
ms
Rotação do elétron
(+1/2, -1/2)
4

5. Orbitais atômicos
Imagem (fonte): https://i.stack.imgur.com/K5EcA.jpg
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6. Orbital s
• A partir de n = 1
• Esfera (90% de probabilidade)
• Tamanho aumenta com o n
Imagem (fonte): https://dr282zn36sxxg.cloudfront.net/datastreams/...IMAGE_THUMB_POSTCARD_TINY%2BIMAGE_THUMB_POSTCARD_TINY.16

7. Orbital p
• A partir de n = 2, l = 1
• Halter
• Orientação espacial: px, py, pz
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8. Orbital d
• A partir de n = 3, l = 2
• Orientação espacial: dx²-y², dz², dxy, dxz, dyz
Imagem (fonte): http://grund-wissen.de/physik/_images/d-orbitale.png
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9. Orbital f
• A partir de n = 4, l = 3
• Elementos com número atômico acima de 57
Imagem(fonte):http://www.geo.arizona.edu/xtal/geos306/f-orbitals.gif
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10. Números quânticos x orbitais
n l Orbital ml ms nº de e-
1 0 s 0 +1/2,-1/2 2 2
2
0 s 0 +1/2,-1/2 2
8
1 p -1,0,+1 +1/2,-1/2 6
3
0 s 0 +1/2,-1/2 2
181 p -1,0,+1 +1/2,-1/2 6
2 d -2,-1,0,+1,+2 +1/2,-1/2 10
4
0 s 0 +1/2,-1/2 2
32
1 p -1,0,+1 +1/2,-1/2 6
2 d -2,-1,0,+1,+2 +1/2,-1/2 10
3 f -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 +1/2,-1/2 14
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11. Exemplo
Dê o conjunto de números quânticos (n,l,ml,ms) para um
elétron em um orbital 3p:
• n = 3 -> terceiro período
• l = (0,n-1) -> 0, 1, 2
• 0 = s; 1 = p; 2 = d
• ml = (2l+1) valores
• l = 0 , ml = (2*0+1) = 1 valor entre (-l, 0, +l) -> 0
• l = 1 , ml = (2*1+1) = 3 valores entre (-l, 0, +l) -> (-1,0+1)
• l = 2 , ml = (2*2+1) = 5 valores entre (-l, 0, +l) -> (-2,-1,0,+1,+2)
• ms = (+1/2,-1/2)
• No orbital 3p (n=3, l=1):
(3,1,-1,+1/2), (3,1,-1,-1/2), (3,1,0,+1/2), (3,1,0,-1/2), (3,1,1,+1/2), (3,1,1,-1/2)
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12. Energias dos orbitais
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13. Energia(eV)
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
5f
4f
5d
4d
3d
Energia(eV)Energia(eV)
Imagem(fonte):http://www.xtec.cat/~frecreo/media/moeller.gif;
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/95/Klechkovski_rule.svg/1200px-Klechkovski_rule.svg.png
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14. Configuração eletrônica
• Estado fundamental
• Número de elétrons = número atômico (Z)
Ex: Hidrogênio, Z = 1
Configuração eletrônica:
1s1 Número de elétrons no orbital
Número quântico de momento angular (l)
Número quântico principal (n)
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15. Princípio da exclusão de Pauli
• Dois elétrons em um átomo não podem ter o
mesmo conjunto de 4 números quânticos.
• Se estiverem no mesmo orbital e tiverem o mesmo
número de n, l e ml, o ms será diferente.
• Somente dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital e
terão spins opostos.
Ex: Hélio, Z = 2
Configuração eletrônica: 1s²
Números quânticos dos 2 elétrons:
1º elétron: (1,0,0,+1/2)
2º elétron: (1,0,0, -1/2)
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16. Diamagnetismo e paramagnetismo
• Paramagnéticos: elétrons paralelos e
desemparelhados (sem par)
• Sofrem atração magnética
Ex: Lítio, Z = 3
Li: 1s² 2s¹
• Diamagnéticos: elétrons antiparalelos e
emparelhados
• Não sofrem atração magnética
Ex: Berílio, Z = 4
Be: 1s² 2s²
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17. Efeito de blindagem
• Elétrons em orbitais de menor energia blindam a
penetração dos elétrons em orbitais de maior
energia
1s blinda 2 s e 2p
• Em um mesmo nível n, o poder penetrante (a
proximidade ao núcleo) diminui com o aumento do
número quântico de momento angular l:
s > p > d > f ...
2p é mais blindado (menos próximo do núcleo) que 2s
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18. Regra de Hund
• O arranjo mais estável dos elétrons nas
subcamadas é aquele que contém o maior número
de spins paralelos
Exemplo: Nitrogênio (Z = 7)
Configuração: 1s2 2s2 2p3
Oxigênio (Z = 8)
Configuração: 1s² 2s² 2p4
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19. Regras de distribuição
1. Cada nível n contém n subníveis
• n = 2 , l = (0,1)
2. Cada subnível l contém (2l+1) orbitais
• l =2 (orbital d), ml = 5 orbitais d
3. 2 elétrons em um átomo não podem ter o mesmo
conjunto de números quânticos
4. Cada orbital pode conter no máximo 2 elétrons
5. O arranjo mais estável é o que apresenta o maior número
de spins paralelos
6. No hidrogênio a energia do elétron depende de n.
7. Em átomos polieletrônicos a energia depende de n e l.
8. Para elétrons com mesmo n, a proximidade com o núcleo
diminui na ordem s > p > d > f > ...
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20. Princípio da construção
• Princípio de Aufbau: a cada próton adicionado ao núcleo, um
elétron é adicionado a um orbital atômico.
(Configuração eletrônica do estado fundamental dos átomos).
• Os elementos são representados pelo gás nobre imediatamente
anterior, seguidos das subcamadas mais externas.
• Períodos apresentam um padrão nas camadas mais externas
Exemplo: Argônio (Z = 18), Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cálcio (Z = 20), Ca = [Ar] 4s²
Estrôncio (Z = 38), Sr = [Kr] 5s2
• Metais de transição: subcamada d semipreenchida
• Lantanídeos e actinídeos: subcamada f semipreenchida
• O diagrama deve ser preenchido na seguinte ordem:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10
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21. Exceções
• Crômio (Z = 24): [Ar] 4s¹ 3d5
• Cobre (Z = 29): [Ar] 4s¹ 3d10
• Lantânio (Z = 57): [Xe] 6s² 5d¹
• Do Ítrio (Z = 39) à Prata (Z = 47)
Y = [Kr] 4d¹ 5s²
Zr = [Kr] 4d² 5s²
Nb = [Kr] 4d³ 5s²
Etc.
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22. Classificação dos elementos
1 H Hidrogênio : 1s¹
2 He Hélio : 1s²
3 Li Lítio : 1s² 2s¹
4 Be Berílio : 1s² 2s²
5 B Boro : 1s² 2s² 2p¹
6 C Carbono : 1s² 2s² 2p²
7 N Nitrogênio : 1s² 2s² 2p3
8 O Oxigénio : 1s² 2s² 2p4
9 F Flúor : 1s² 2s² 2p5
10 Ne Néon : 1s² 2s² 2p6
11 Na Sódio : [Ne] 3s¹
12 Mg Magnésio : [Ne] 3s²
13 Al Alumínio : [Ne] 3s² 3p¹
14 Si Silício : [Ne] 3s² 3p²
15 P Fósforo : [Ne] 3s² 3p3
16 S Enxofre : [Ne] 3s² 3p4
17 Cl Cloro : [Ne] 3s² 3p5
18 Ar Argônio : [Ne] 3s² 3p6
19 K Potássio : [Ar] 4s¹
20 Ca Cálcio : [Ar] 4s²
21 Sc Escândio : [Ar] 3d¹ 4s²
22 Ti Titânio : [Ar] 3d² 4s²
23 V Vanádio : [Ar] 3d3 4s²
24 Cr Crômio : [Ar] 3d4 4s²
25 Mn Manganês : [Ar] 3d5 4s²
26 Fe Ferro : [Ar] 3d6 4s²
27 Co Cobalto : [Ar] 3d7 4s²
28 Ni Níquel : [Ar] 3d8 4s²
29 Cu Cobre : [Ar] 3d9 4s²
30 Zn Zinco : [Ar] 3d10 4s²
31 Ga Gálio : [Ar] 3d10 4s² 4p¹
32 Ge Germânio : [Ar] 3d10 4s² 4p²
33 As Arsénio : [Ar] 3d10 4s² 4p3
34 Se Selénio : [Ar] 3d10 4s² 4p4
35 Br Bromo : [Ar] 3d10 4s² 4p5
36 Kr Crípton : [Ar] 3d10 4s² 4p6
37 Rb Rubídio : [Kr] 5s¹
38 Sr Estrôncio : [Kr] 5s²
39 Y Ítrio : [Kr] 4d¹ 5s²
40 Zr Zircónio : [Kr] 4d² 5s²
41 Nb Nióbio : [Kr] 4d3 5s²
42 Mo Molibdénio : [Kr] 4d4 5s²
43 Tc Tecnécio : [Kr] 4d5 5s²
44 Ru Ruténio : [Kr] 4d6 5s²
45 Rh Ródio : [Kr] 4d7 5s²
46 Pd Paládio : [Kr] 4d8 5s²
47 Ag Prata : [Kr] 4d9 5s²
48 Cd Cádmio : [Kr] 4d10 5s²
49 In Índio : [Kr] 4d10 5s² 5p¹
50 Sn Estanho : [Kr] 4d10 5s² 5p²
51 Sb Antimónio : [Kr] 4d10 5s² 5p3
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23. Exercícios
• Indique os valores possíveis de l e ml para um elétron com n = 3
• Dê o conjunto de números quânticos para um elétron num
orbital:
a) 3s
b) 4p
c) 3d
• Quais conjuntos de números quânticos são inaceitáveis? Por que?
a) (1,0,1/2,1/2)
b) (3,0,0,+1/2)
c) (2,2,1,+1/2)
d) (4,3,-2,+1/2)
e) (3,2,1,1)
• Faça a configuração eletrônica e diga se o elemento no estado
fundamental é diamagnético ou paramagnético:
B, Ne, P, S, Al, Fe
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24. Referências
• Chang, Raymond. Química geral: conceitos
essenciais. AMGH Editora, 2009.
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