Estrutura Eletrônica dos Átomos

ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS
ÁTOMOS
Frederico Vieira
Iúri Dotta
INTRODUÇÃO



Praticamente toda a informação da estrutura
eletrônica dos átomos e moléculas provém do estudo
da interação da luz com os átomos e moléculas
Leis da mecânica clássica usadas para descrever o
comportamento de objetos macroscópicos não se
aplicam às partículas pequenas como átomos e
elétrons
Para descrever este comportamento
necessitamos da Mecânica Quântica
TÓPICOS









Natureza ondulatória da luz
Energia quantizada e fótons
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Comportamento ondulatório da matéria
Mecânica quântica e os orbitais atômicos
Representações de orbitais
Átomos polieletrônicos
Configurações eletrônicas
Configurações eletrônicas e a tabela periódica
NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ

Muito do entendimento das estruturas
atômicas vem da análise da luz emitida ou
absorvida pelas substâncias
Luz
radiação eletromagnética ou
energia radiante (transporta
energia no espaço)
CARACTERÍSTICAS ONDULATÓRIAS

Devem-se a oscilações periódicas de
intensidades de forças eletrônicas e
magnéticas associadas com a radiação
λ = c
a) dois ciclos completos
de comprimento de
onda
b) metade do
comprimento de onda em
(a) e dobro da freqüência
c) Mesma freqüência de
(b), amplitude menor
ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO
ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS
Emissão de luz por objetos quentes
 Efeito fotoelétrico
 Espectros de emissão

OBJETOS QUENTES E QUANTIZAÇÃO DE ENERGIA
• Quando sólidos são
aquecidos, emitem radiação
• A distribuição do comprimento
de onda depende da
temperatura
Quantum se refere à menor quantidade de
energia que pode ser emitida ou absorvida
como radiação eletromagnética
Fórmula da energia quantizada:
E=nh
EFEITO FOTOELÉTRICO E FÓTONS
Efeito fotoelétrico é a emissão de elétrons por uma
superfície metálica quando submetida à luz
Energia radiante
fluxo de minúsculos pacotes
de energia, os fótons
Energia do fóton = E = h.
Constante de Planck: 6,63 x 10-34 J.s
• Quando um fóton
atinge um metal,
sua energia pode
ser transferida a um
elétron do metal
• Com isso, se concluiu que a luz tem
características de ondas e de partículas
ESPECTRO DE LINHAS
Radiação monocromática
 É uma característica de cada elemento
 A maioria das radiações comuns produzem
comprimentos de onda diferentes
 Espectro contínuo e descontínuo
 Equação de Rydberg:
Cálculo dos comprimentos de

onda das linhas espectrais do
hidrogênio.
Constante de Rydberg para n2 > n1
(1,096776 x 106 m-1 )
Comprimento de onda

Exemplos de espectros:
Contínuo: Arco-íris (faixa contínua de cores)
Descontínuo: Átomo de Hidrogênio. Há saltos.
O MODELO DE BOHR
No átomo existem níveis de energia que podem
ser ocupados por elétrons
• Esses níveis constituem estágios
estacionários de energia
•
•
Um elétron em um desses
níveis nunca perde ou ganha
energia
• O elétron só perde ou ganha energia quando passa
de um nível para outro
Essa energia é absorvida ou emitida como fóton
e é calculada como : E = h . 
•
•
Quando absorve energia, o elétron afasta-se do
núcleo (aumentando sua velocidade) e vice-versa.
Fórmula para cálculo da energia correspondente a
cada órbita permitida (do hidrogênio)
Bohr calculou as energias de cada órbita e que se
encaixavam na seguinte equação:
n = nº quântico ,“n” varia de
1 a infinito. E < 0.
• Essas energias são sempre negativas, e quanto
mais baixo for esse valor mais estável será o
átomo
• Isso ocorre para “n” = 1
• Esse estado de energia mais baixo é chamado de
estado fundamental.
• Quando nem todos os e- se encontram nos
níveis de energia mais baixos, diz-se que o
átomo está em estado excitado.
• O raio da órbita aumenta quando “n” aumenta
• Um elétron pode passar de um estado inicial Ei para
um estado final Ef desde que a variação de energia
entre esses estados corresponda à energia radiante
(emitida ou absorvia por fótons).
Substituindo a expressão de energia na expressão
anterior de variação de energia temos:
ni e nf são os nos quânticos principais dos
estágios inicial e final respectivamente
COMPORTAMENTO ONDULATÓRIO DA
MATÉRIA
Dependendo das circunstâncias experimentais a
radiação parece ter um caráter ondulatório ou
corpuscular (fóton).
Velocidade baixa
Velocidade alta
Física clássica
Física quântica
Partícula
Onda
• De Broglie sugeriu que o elétron
possuiria um comprimento de onda
particular no seu movimento ao redor do
núcleo.
• Assim , o comprimento de onda do e- ou
de uma partícula depende da sua massa
“m” e de sua velocidade “v”.
O produto da massa pela
velocidade é conhecido
como momento.
PRINCÍPIO DA INCERTEZA
“Não se pode determinar com exatidão a
posição e a velocidade de um e- num mesmo
instante”.
 Werner Heisenberg relacionou
matematicamente a incerteza da posição (ΔX)
e o momento exatos (Δmv) para uma
quantidade envolvendo a constante de Planck.

O quadrado da função de onda “ψ” (psi)
representa a probabilidade de o e- ser
encontrado nessa posição.



A densidade de probabilidade (ψ2) de se encontrar
um e- ao se afastar do núcleo é menor.
Regiões de alta densidade eletrônica (orbitais) são
regiões onde existe alta probabilidade de se
encontrar o e-.
Nó ou plano nodal é a região do espaço onde a
probabilidade de encontrar o e- é quase nula.
MECÂNICA QUÂNTICA E OS ORBITAIS
ATÔMICOS
A Mecânica Quântica é a parte da física que
estuda o estado de sistemas onde não valem os
conceitos usuais da mecânica clássica
 Usualmente estuda o movimento de partículas
muito pequenas, ou seja, em nível subatômico.

NÚMEROS QUÂNTICOS
São números que nos permitem localizar um elétron
em um átomo.
1º) Número quântico principal “n”
n: 1
Indica o nível

À medida que “n” aumenta, o orbital torna-se maior, e o
elétron se distancia mais do núcleo.
2º) Número quântico azimutal ou secundário “L”
Indica o subnível e conseqüentemente o formato do orbital
L: 0
n – 1, para cada valor de n.
L=
0 1 2 3 4 5 ...
S P D F G H ...
3º) Número quântico “ml” ou magnético
Indica o orbital em que está o e- .
m: - L
+L
4º) Número quântico “ms” ou magnético de spin.
Indica a orientação do elétron no orbital.
ms: - ½ ou + ½
REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS
Orbitais “s”
• É o orbital de mais baixa energia
• Os orbitais “s” têm o mesmo formato
(esférico), mas diferem no tamanho e
na densidade eletrônica.
Orbitais “p”

Formato helicoidal ou halteres, com 2 lóbulos.
A densidade eletrônica está distribuída em duas
regiões separadas por um nó ou núcleo.
Possuem o mesmo tamanho e forma.

Diferem quanto à orientação espacial.


Orbitais “d”
 Encontrados a partir do 3º nível (no caso “d”)
 Formato de trevo de 4 folhas, exceto um bilobulado.
 Os diferentes orbitais “d”, em determinado nível, têm
diferentes formatos e orientação no espaço como
mostrado na figura.
Orbitais “f”
 Quando “n” é maior ou igual a 4, existem 7
orbitais “f” equivalentes (para L = 3).
 As suas formas são hexalobuladas e não serão
representadas.
ÁTOMOS POLIELETRÔNICOS
Análise da estrutura eletrônica de átomos com
dois ou mais elétrons.
 Os orbitais atômicos são semelhantes aos do
átomo do hidrogênio.
 A presença de mais elétrons muda bastante as
energias dos orbitais.
 Repulsão elétron-elétron
 Diferentes subníveis estão em diferentes níveis
de energia, diferentemente do hidrogênio.

PRINCÍPIOS DE PAULI
Princípio da exclusão
“Dois elétrons em um átomo não podem ter os
quatro números quânticos iguais”.
 Um orbital comporta no máximo 2 elétrons, e
mesmo assim, com spins contrários.
 A atração magnética compensa a repulsão
eletrostática dos elétrons, mantendo-os em
equilíbrio.
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
Regra de Hund:
“Ao preencher um subnível, o número de elétrons
desemparelhados deve ser máximo, e sempre na
mesma ordem de spin”.
 Isso ocorre porque os elétrons sempre
procuram o estado mais estável, ou seja,
menos energético.
Na  1s2 2s2 2p6 3s1
Indica o nível
Indica o subnível
Indica o nº de elétrons
no subnível
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A
TABELA PERIÓDICA
Os elementos de uma mesma família ou
coluna possuem propriedades químicas
semelhantes.
 Os elementos cuja configuração termina em
“s” ou “p” pertencem às famílias A.
 O nº de e- na última camada desses elementos
corresponde ao número da família.


Esses elementos são chamados de
característicos, normais, típicos ou
representativos .
A disposição é a seguinte:
1 A – Metais alcalinos (s1)
2 A – Metais alcalino-terrosos (s2)
3 A – Família do Boro (p1)
4 A – Família do Carbono (p2)
5 A – Família do Nitrogênio (p3)
6 A – Família dos Calcogênios (p4)
7 A – Família dos Halogênios (p5)
8 A – Família dos Gases Nobres (p6)
Os elementos cuja configuração termina em “d”
pertencem às famílias “B” (metais de transição externa).
d1 - 3B
d² - 4B
d³ - 5B
d5 - 6B e 7B
d6 , d7 , d8 - 8B
d10 - 1B e 2B
Os elementos de configuração eletrônica
terminando em “f” pertencem à família 3B.
 Esses elementos são mostrados à parte na
tabela periódica.
 São chamados de metais de transição interna
Disposição:
4f : Lantanídeos ou Terras raras
5f : Actinídeos


Quando adicionamos ou retiramos elétrons de
um átomo, fazemo-lo na última camada.

Os subníveis d4 e d9 são menos estáveis do
que d5 e d10, portanto, uma configuração
eletrônica de átomo neutro que obedece à
ordem crescente de energia não terminará em
d4 e d9 .
Exemplo:
 29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

d9 =
Percebemos que tanto nos dois casos os
subníveis (d4 e d9) são assimétricos e assim ,
buscam a estabilidade, que é alcançada com a
adição de mais um e- no orbital, tornando-os
simétricos.
Tabela Periódica
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Brown, LeMay e Bursten. “Química: a ciência
central” – 9ª edição.
 Apostila “Química é com Luiz”
 wikipedia.org
