Capítulo 6
Estrutura eletrônica dos átomos
Marcelo Moraes - EEL
Thiago Augusto de Mello Araújo - EEL
Introdução
Luz Visível – Tipo de radiação eletromagnética
Energia Radiante – transporta energia pelo espaço
Comportamento ondulatório
Comportamento dual da luz (onda/partícula)
Energia quantizada e fótons
 Interação
entre radiação eletromagnética
e os átomos



Emissão de luz por objetos quentes
Efeito fotoelétrico
Espectros de emissão
Emissão de luz por objetos
quentes. Quantum

Objetos aquecidos emitem radiação de
diferentes comprimentos de ondas de acordo
com a temperatura
 Planck definiu como quantum a menor
quantidade de energia que pode ser emitida ou
absorvida por uma radiação eletromagnética
E = hf
E – energia da radiação (J)
h – constante de Planck (6,63  10-34 Js)
f – frequencia da radiação (Hz)
Efeito fotoelétrico e fótons
 Luz
incide em uma superfície metálica
limpa e retira elétrons.

Einstein definiu que a luz é emitida em
minúsculos pacotes denominados fótons, cuja
energia pode ser calculada pela equação de
Planck – E = hf
Espectros de emissão
 Radiação
monocromática (Ex: raios laser)
 Espectro contínuo (Ex: arco-íris)
 Espectro de linhas (Ex: gases sob alta
voltagem)
Modelo atômico de Bohr

Os elétrons de um mesmo átomo têm raios
definidos para suas órbitas
 Em certa órbita permitida, o elétron não perde
energia
 Um elétron só absorve ou emite energia quando
muda de um estado permitido de energia para
outro
A energia de um elétron pode ser determinada segundo a equação:
E = (-2,18  10-18 J) (1/n²)
n – número quântico principal do nível energético em que se encontra
o elétron
Princípio da incerteza de
Heisenberg
 Não
se pode determinar ao mesmo tempo
a velocidade e a posição de um elétron no
espaço.
 Δx  Δmv > h/4π
Números quânticos e teoria
dos orbitais
– número quântico principal
 l – número quântico azimutal
 ml – número quântico magnético
 ms – número quântico de spin
n
Princípio da exclusão de Pauli
Dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter os mesmos números
quânticos e cada orbital admite no máximo dois elétrons de spins
opostos
Princípio de Hund
 Os
orbitais vazios de um mesmo subnível
recebem elétrons de mesmo spin, e em
seguida recebem os elétrons com o spin
contrário.
Ex: configuração do N
(a configuração de cima está incorreta)
Configuração eletrônica
 Os
elétrons tendem a estar no nível de
menor energia possível quando em seu
estado fundamental.
Classificação Periódica

A classificação periódica é feita baseada no fato de que
configurações eletrônicas semelhantes correspondem a
propriedades semelhantes. Logo, átomos dispostos na
mesma coluna possuem configurações e propriedades
semelhantes. As propriedades são periódicas porque
elas se repetem numa mesma coluna.