3.2. ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS 3.3. CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

Aline Lamenha

OBJETIVOS

Referir os contributos de vários cientistas e das suas propostas de modelo atómico, para a criação do modelo atómico atual;

Descrever o modelo quântico do átomo em termos de números quânticos (n, l, ml e ms), orbitais e níveis de energia;

Escrever as configurações eletrônicas dos átomos dos elementos (Z ≤ 23), atendendo ao Princípio da Energia Mínima, ao Princípio de Exclusão de Pauli, e à Regra de Hund.

MODELOS ATÔMICOS

Dalton (séc. XIX) – 0s átomos eram indivisíveis (não tinham outras partículas no seu interior).

Thomson – Descobriu o elétron 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 ATÔMICOS

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 ATÔMICOS

Bohr – O núcleo do átomo era constituído por prótons e neutrons. Os elétrons encontravam-se à volta do núcleo, em órbitas bem definidas, com certos níveis de energia (quantificação da energia dos elétrons).

MODELOS ATÓMICOS

Heisenberg – A posição e a energia do elétron não podem ser conhecidas, ao mesmo tempo, com exatidão (Princípio da Incerteza de Heisenberg).

Schrödinger – A posição e a energia do elétron são calculadas por uma equação matemática (­equação de onda).

MODELOS ATÔMICOS

Modelo da nuvem electrônica ou modelo quântico:

É o modelo atual do átomo;

É um modelo matemático, baseado na Mecânica Quântica;

Os elétrons encontram-se ao redor do núcleo, em orbitais, com certos níveis de energia, mas sem uma posição exata (sem uma trajectória definida )

Uma orbital é uma região do espaço onde o elétron, 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

Quando se descobrem novos fatos científicos que não podem ser explicados por um modelo ou teoria, estes têm de ser alterados.

Assim aconteceu com o modelo atômico de Bohr e assim poderá acontecer com o modelo atômico atual.

NÚMEROS QUÂNTICOS

os orbitais atômicos são identificadas por três números quânticos:

n – número quântico principal;

l – número quântico de momento angular, secundário ou azimutal;

ml – número quântico magnético.

O elétron 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 elétrono ao núcleo).

Só pode ter valores inteiros: n = 1, n = 2, n = 3…n=7

Quando o valor de n é maior, a energia e o tamanho do 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 , 0, + l :

Se l = 0, então ml = 0;

Se l = 1, então pode ser ml = -1, ml = 0 ou ml = +1

NÚMEROS QUÂNTICOS

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).

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 elétron no átomo são necessários quatro números quânticos (n, l, ml e ms).

A orbital 3s é identificada por três números quânticos:

n = 3, l = 0 e ml = 0 ou (3, 0, 0).

Os elétrons 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 elétrons representa-se por 3s2.

Cada orbital só pode ter, no máximo, 2 elétrons.

Para cada orbital no máximo, 2n2 elétrons.

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.

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

Configuração eletrônica – Maneira como os elétrons se distribuem nas orbitais.

Princípio da Energia Mínima – Os elétrons 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).

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

Princípio de Exclusão de Pauli – Num orbital só podem existir, no máximo, dois elétrons com spins opostos (não pode existir mais do que um elétron com os mesmos números quânticos)­.

CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS

Diagramas de caixas:

CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS

Regra de Hund – Nos orbitais com a mesma energia (ex: 2px, 2py e 2pz ), coloca-se primeiro um elétron em cada orbital (elétron desemparelhado), de modo a ficarem com o mesmo spin, e só depois se completam as orbitais com um elétron de spin oposto.

CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS

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

Configurações eletrônicas de átomos no estado fundamental (os elétrons estão todos oas orbitais de menor energia):

CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS

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.