UNIDADE 1 - DAS ESTRELAS AO ÁTOMO
3.2. ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS
3.3. CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS
Escola Secundária Maria Lamas – Torres Novas
Física e Química A – 10º Ano
Nelson Alves Correia
OBJECTIVOS
Referir os contributos de vários cientistas e das suas
propostas de modelo atómico, para a criação do modelo
atómico actual;
 Descrever o modelo quântico do átomo em termos de
números quânticos (n, l, ml e ms), orbitais e níveis de
energia;
 Escrever as configurações electrónicas dos átomos
dos elementos (Z ≤ 23), atendendo ao Princípio da
Energia Mínima, ao Princípio de Exclusão de Pauli,
e à Regra de Hund.

CONTEÚDOS
Modelos Atómicos
 Números Quânticos
 Orbitais
 Configurações Electrónicas
 Espectroscopia Fotoelectrónica

MODELOS ATÓMICOS

Dalton (séc. XIX) – 0s átomos eram indivisíveis
(não tinham outras partículas no seu interior).
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Thomson – Descobriu o electrão em 1897.
O átomo era uma esfera com carga positiva e com
electrões (com carga negativa) no seu interior,
espalhados como passas num bolo.
MODELOS ATÓMICOS

Rutherford – O átomo era constituído por um núcleo,
com protões com carga positiva, e por electrões que se
moviam à volta do núcleo, como um planeta à volta do
Sol (modelo planetário). A maior parte do átomo era
espaço vazio.
MODELOS ATÓMICOS

Bohr – O núcleo do átomo era constituído por protões e
neutrões. Os electrões encontravam-se à volta do núcleo,
em órbitas bem definidas, com certos níveis de energia
(quantificação da energia dos electrões).
MODELOS ATÓMICOS
Heisenberg – A posição e a energia do electrão
não podem ser conhecidas, ao mesmo tempo,
com exactidão (Princípio da Incerteza de Heisenberg).
 Schrödinger – A posição e a energia do electrão são
calculadas por uma equação matemática (equação de onda).

MODELOS ATÓMICOS

Modelo da nuvem electrónica ou modelo quântico:
 É o modelo actual do átomo;

É um modelo matemático, baseado na Mecânica Quântica;

Os electrões encontram-se à volta do núcleo, em orbitais,
com certos níveis de energia, mas sem uma posição exacta
(sem uma trajectória definida - um electrão pode estar
mais perto do núcleo ou mais afastado);

Uma orbital é uma região do espaço onde o electrão,
com uma certa energia, tem probabilidade de se encontrar.
Representa-se por um conjunto de pontos que formam
uma nuvem à volta do núcleo.
MODELOS ATÓMICOS
MODELOS ATÓMICOS

Quando se descobrem novos factos científicos que não
podem ser explicados por um modelo ou teoria, estes têm
de ser alterados.
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Assim aconteceu com o modelo atómico de Bohr e assim
poderá acontecer com o modelo atómico actual.
NÚMEROS QUÂNTICOS

As orbitais atómicas são identificadas por três
números quânticos:
 n – número quântico principal;
 l – número quântico de momento angular, secundário
ou azimutal;
 ml – número quântico magnético.
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O electrão possui um movimento de rotação que é
identificado pelo número quântico de spin (ms).
NÚMEROS QUÂNTICOS

O número quântico principal (n) indica a energia e o tamanho
da orbital (distância média do electrão ao núcleo).

Só pode ter valores inteiros: n = 1, n = 2, n = 3…

Quando o valor de n é maior, a energia e o tamanho
da orbital serão maiores.

Orbitais com o mesmo valor de n pertencem ao mesmo
nível de energia.
NÚMEROS QUÂNTICOS

O número quântico de momento angular (l) indica a forma
da orbital (tipo de orbital):

Só pode ter valores inteiros entre 0 e n - 1:
 Se n = 1, então l = 0;
 Se n = 2, então pode ser l = 0 ou l = 1;
 Se n = 3, então pode ser l = 0, l = 1 ou l = 2.
NÚMEROS QUÂNTICOS

O número quântico magnético (ml) indica a orientação
da orbital no espaço. As orbitais podem estar orientadas
segundo os eixos x, y ou z (ex: px, py ou pz).

Só pode ter valores inteiros entre – l e + l :
 Se l = 0, então ml = 0;
 Se l = 1, então pode ser ml = -1, ml = 0 ou ml = +1
NÚMEROS QUÂNTICOS

Para cada n há n2 orbitais.
NÚMEROS QUÂNTICOS

Quando os átomos de hidrogénio, atravessam um
campo magnético provocado por um íman, desviam-se em
sentidos opostos. Isto acontece porque os electrões têm um
movimento de rotação e comportam-se como ímanes.
NÚMEROS QUÂNTICOS

O número quântico de spin (ms) indica o sentido do
movimento de rotação do electrão (no sentido dos ponteiros
do relógio ou no sentido contrário) e explica o facto dos
electrões se comportarem como pequenos ímanes.

Só pode ter os valores ms = +1/2 ou ms = -1/2
NÚMEROS QUÂNTICOS

Para identificar uma orbital são necessários três números
quânticos (n, l e ml).

Para identificar um electrão no átomo são necessários
quatro números quânticos (n, l, ml e ms).
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A orbital 3s é identificada por três números quânticos:
 n = 3, l = 0 e ml = 0 ou (3, 0, 0).

Os electrões que se podem encontrar numa orbital 3s
são identificados por quatro números quânticos:
 n = 3, l = 0, ml = 0 e ms = +1/2 ou (3, 0, 0, +1/2);
 n = 3, l = 0, ml = 0 e ms = -1/2 ou (3, 0, 0, -1/2).
NÚMEROS QUÂNTICOS

Diagrama de caixas – Representação duma orbital com 2
electrões:

A seta para cima representa ms = +1/2 e a seta para baixo
representa o ms = -1/2

Uma orbital 3s com dois electrões representa-se por 3s2.

Cada orbital só pode ter, no máximo, 2 electrões.

Para cada n há n2 orbitais e, no máximo, 2n2 electrões.
ORBITAIS

As orbitais s têm uma forma esférica.
ORBITAIS

As orbitais p têm uma forma de dois lóbulos simétricos,
orientados segundo cada um dos eixos x, y ou z.
ORBITAIS

A energia das orbitais é maior quando n é maior.

Em átomos monoelectrónicos (só com um electrão),
as orbitais com o mesmo valor de n têm a mesma energia.
ORBITAIS

Em átomos polielectrónicos, as orbitais com o mesmo valor
de n e com maior valor de l têm mais energia (ex: E2p > E2s).

As orbitais com o mesmo valor de n e de l (ex: 2px, 2py e 2pz)
têm a mesma energia.
ORBITAIS

O tamanho e a energia do mesmo tipo de orbital são
diferentes quando os átomos são diferentes.

Por exemplo, a orbital 1s do potássio (19K) é menor e tem
menos energia do que a orbital 1s do sódio (11Na).
Isto acontece porque o núcleo do potássio tem mais protões
e atrai mais os electrões (ficam mais perto do núcleo e a sua
energia é menor).
CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS
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Configuração electrónica – Maneira como os electrões se
distribuem nas orbitais.

Princípio da Energia Mínima – Os electrões estão distribuídos
nas orbitais de menor energia, de modo a que a energia do
átomo seja mínima (o átomo está no estado fundamental
e é mais estável).

Se os átomos estiverem excitados, têm electrões que estão
em níveis de energia superiores, quando podiam estar em
orbitais com menor energia.
CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS

Princípio de Exclusão de Pauli – Numa orbital só podem
existir, no máximo, dois electrões com spins opostos
(não pode existir mais do que um electrão com os mesmos
números quânticos).
CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS
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Diagramas de caixas:
CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS
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Regra de Hund – Nas orbitais com a mesma energia
(ex: 2px, 2py e 2pz ), coloca-se primeiro um electrão em cada
orbital (electrão desemparelhado), de modo a ficarem com
o mesmo spin, e só depois se completam as orbitais com um
electrão de spin oposto.
CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS
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Diagrama de Linus Pauling – Diagrama de preenchimento
das orbitais, que facilita a escrita das configurações electrónicas
dos átomos, de acordo com o Princípio da Energia Mínima.
CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS
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Configurações electrónicas de átomos no estado fundamental
(os electrões estão todos nas orbitais de menor energia):
CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS
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Cerne – Conjunto do núcleo com os electrões mais internos.
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Os electrões do cerne de um elemento representam-se
através da configuração electrónica do gás nobre que é
anterior a esse elemento.
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Neste tipo de representação, aparecem apenas as
orbitais de valência (orbitais do último nível que têm mais
energia), com os respectivos electrões de valência, e as
orbitais d dos elementos de transição.
CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS
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Configurações electrónicas de átomos no estado excitado
(existem electrões em orbitais de maior energia, com
lugares livres em orbitais de energia inferior):
 1s2 2s2 2p6 3s1 3p1
 1s2 2s2 2p3 3s1
 1s2 2s2 2p6 4s1

BIBLIOGRAFIA

Dantas, M., & Ramalho, M. (2008). Jogo de Partículas A Física e Química A - Química - Bloco 1 - 10º/11º Ano.
Lisboa: Texto Editores.