1. Modelo Atômico AtualModelo Atômico Atual

2. O modelo atômico atual
• O modelo proposto por Bohr trouxe um avanço
ao considerar níveis quantizados de energia,
mas ainda apresentava problemas.

3. • O modelo atômico atual é
um modelo matemático-
probabilístico que se
baseia em dois princípios:

4. Princípio da Incerteza de Heisenberg
:
• é impossível determinar com precisão a
posição e a velocidade de um elétron
num mesmo instante.
Heisenberg, Nobel
de Física de 1932.

5. Princípio de Incerteza de
Heisenberg (1927)
• Física Clássica: qualquer grandeza de movimento de
uma partícula pode ser medida e descrita de modo
exato pode-se medir simultaneamente a posição e
a velocidade de uma partícula sem perturbar o seu
movimento.
X
• Física Quântica: o ato de medir interfere na
partícula e modifica o seu movimento. No caso de
sistemas microscópicos, que envolvem pequenas
distâncias e pequenas quantidades de movimento, é
impossível determinar simultaneamente, e com precisão
arbitrária, a posição e a quantidade de movimento de
cada partícula que constitui tais sistemas !

6. Princípio da Dualidade da matéria de
• o elétron apresenta característica
DUAL, ou seja, comporta-se como
matéria e energia sendo uma partícula-
onda.
Louis de Broglie, Nobel
de Física de 1929.

7. Princípio da Dualidade da matéria de
O elétron
Em movimento = comportamento ondulatório
Em absorção/emissão = partícula

8. • Erwin Schroedinger (1887 - 1961) baseado
nestes dois princípios criou o conceito de
Orbital.
• Orbital é a região onde é mais provável
encontrar um elétron.
• Paul Dirac calculou estas regiões de
probabilidade e determinou os quatro
números quânticos, que são: principal,
secundário, magnético e de spin.
Schöndinger
Prêmio Nobel da Física em 1933

10. Consequências para o estudo do
átomo:
• O conceito de órbita não pode ser mantido
numa descrição quântica do átomo;
• Se pode calcular apenas a probabilidade de
encontrar um ou outro elétron numa dada
região do espaço nas vizinhanças de um núcleo
atômico;
• Tais distribuições de probabilidade
constituem o que se chama de ORBITAIS
ATÔMICOS !

11. Número quântico principal (n)Número quântico principal (n)::
• este número quântico localiza o elétron
em seu nível de energia. Ele assume
valores que vão de 1 até o infinito, mas
para os átomos conhecidos atualmente
com, no máximo, 7 camadas teremos uma
variação de 1 até 7.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7

12. Número quântico secundário (Número quântico secundário (ℓℓ):):
• Localiza o elétron no seu subnível de energia e dá o
formato do orbital. Pode assumir valores que vão
desde ZERO até n - 1. Para átomos conhecidos:
ℓ = 0,..., n-1 (n = 1,2,3,4,5,6,7)
ℓ = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
Logo:
n = 1 → ℓ = 0, ..., 0 , ou seja, ℓ = 0 (um valor, logo, um
subnível chamado de subnível s (sharp))
n = 2 → ℓ = 0, 1 (dois valores, logo, dois subníveis no
mesmo nível, um subnível s e outro subnível chamado
p (principal))
n = 3 → ℓ = 0, 1, 2 (três valores, logo, três subníveis no
mesmo nível, um subnível s, um subnível p e outro
subnível chamado d (difuse))

13. n = 4 → ℓ = 0, 1, 2, 3 (quatro valores, logo,
quatro subníveis no mesmo nível, um subnível s,
um subnível p, um subnível d e outro subnível
chamado f (fundamental))
Cada valor de nível "ℓ" indica a presença de um
subnível. Os subníveis teóricos são
representados pelas letras minúsculas s, p, d,
f, g, h, i, etc...

14. Teoricamente
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f 5g
6s 6p 6d 6f 6g 6h
7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i

15. • Para definir a quantidade de elétrons que cada
subnível possui, foi utilizada a seguinte
expressão:
• N° de e-
= 2. (2.ℓ +1); (ℓ = 0, ... , 6)
• Para calcular o número de orbitais existentes
em cada subnível, podemos utilizar a seguinte
expressão:
Nº de orbitais = -ℓ; ...; +ℓ
• Logo:
Subnível s - ℓ = 0 – nº de orbitais = 0 (1 orbital)
Subnível p - ℓ = 1 – nº de orbitais = -1,0,+1 (3
orbitais)

16. Subnível d - ℓ = 2 – nº de orbitais = -2, -1, 0, +1, +2
(5 orbitais)
Subnível f - ℓ = 3 – nº de orbitais = -3, -2, -1, 0, +1,
+2, +3 (7 orbitais)
Veja:
Subnível s – 1 orbital
0
Subnível p – 3 orbitais
-1 0 +1
Subnível d – 5 orbitais
-2 -1 0 +1 +2
Subnível f – 7 orbitais
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

17. Teoricamente
1s2
= 2
2s2
2p6
= 8
3s2
3p6
3d10
= 18
4s2
4p6
4d10
4f14
= 32
5s2
5p6
5d10
5f14
5g18
= 50
6s2
6p6
6d10
6f14
6g18
6h22
= 72
7s2
7p6
7d10
7f14
7g18
7h22
7i26
= 98

18. • Sempre existirá, para cada nível: 1
orbital s, 3 orbitais p e 5 orbitais d e 7
orbitais f. Como cada um destes podem
comportar até 2 elétrons (de acordo
com o Princípio da Exclusão de Pauli)
pode-se esperar que o número de
elétrons que estes orbitais podem
acomodar é:

19. Importante lembrar que os átomos terão
um certo conjunto de orbitais atômicos
independentemente de possuir elétrons
ou não, em outras palavras, um orbital
atômico não deixa de existir só porque
ele está vazio.

20. Para se fazer uma distribuição
eletrônica é importante lembrar que os
elétrons de uma espécie química não
podem ficar espalhados aleatoriamente,
em qualquer lugar em torno do núcleo.
Os elétrons só podem ficar nas regiões
que forem efetivamente definidas pelos
orbitais. Para este preenchimento, é
importante seguir as regras do Princípio
de Exclusão de Pauli.

21. Assim, como cada átomo apresenta um certo
número de orbitais atômicos, deve haver uma
seqüência definida de preenchimento destes
orbitais pelos elétrons do elemento. Essa ordem
obedece uma ordem crescente de energia, ou
seja, os orbitais que tiverem uma energia menor,
deverão ser preenchidos primeiro. A ordem de
preenchimento dos orbitais obedece a Regra de
Hund e é definida segundo um diagrama
conhecido por diagrama de Linus Pauling,

22. Princípio da exclusão de
Wolfgang Pauli
• Em um mesmo átomo, não existem dois
elétrons com quatro números quânticos
iguais.
Como conseqüência desse princípio, dois
elétrons de um mesmo orbital têm spins
opostos.
Um orbital semicheio contém um elétron
desemparelhado; um orbital cheio
contém dois elétrons emparelhados (de
spins opostos).

23. Regra de Hund
• Ao ser preenchido um subnível, cada orbital
desse subnível recebe inicialmente apenas um
elétron; somente depois de o último orbital
desse subnível ter recebido seu primeiro
elétron começa o preenchimento de cada
orbital semicheio com o segundo elétron.
• Elétron de maior energia ou elétron de
diferenciação é o último elétron distribuído no
preenchimento da eletrosfera, de acordo com
as regras estudadas.
• É importante salientar que os números
quânticos são, na verdade, uma aproximação
para as complexas equações propostas por
Schrödinger.

24. Para resumirmos o que o modelo quântico atual
nos trouxe de informações probabilísticas a
respeito da localização do elétron através de
cálculos matemáticos um importante cientista
chamado Linus Pauling organizou em um
diagrama por ordem crescente de energia as
prováveis posições dos elétrons e, de acordo com
Pauling.

25. A distribuição deve ocorrer primeiro
distribuindo os elétrons nos subníveis menos
energéticos para depois distribuirmos para os
subníveis mais energéticos e ligeiramente mais
afastados do núcleo, através da seguinte
expressão:
Energia Crescente = n + ℓ