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3. ÁTOMO DE HIDROGÉNIO E ESTRUTURA ATÓMICA 3.1. Espectro do átomo de hidrogénio

O espectro do átomo de hidrogénio é descontínuo e formado por radiações

electromagnéticas com energias correspondentes a radiações ultravioletas, visíveis e infravermelhas, que se encontram agrupadas em séries espectrais.

Série espectral: É o conjunto de radiações emitidas por um átomo quando os seus electrões transitam de

níveis de energia mais elevados para outros de menor energia. Quando o nível de chegada é : n=1 => temos a série de Lyman que corresponde a radiações emitidas na zona do UV. n=2 => temos a série de Balmer que corresponde a radiações emitidas na zona do VISIVEL. n=3 => temos a série de Pashen que corresponde a radiações emitidas na zona do IV. n=4 => temos a série de Bracket n=5 => temos a série de Pfund. Resumo:

A cada transição electrónica corresponde uma energia igual à variação energética que o electrão experimenta.

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As transições podem ocorrer por: * absorção de energia (excitação do átomo): O electrão passa de um nível menos energético para outro com maior valor de energia

devido à absorção de um fotão. Sendo a energia do fotão igual ao valor da variação energética.

* Emissão de energia (desexcitação do átomo): O electrão passa de um nível mais energético para outro de menor valor de energia emitindo

um fotão com energia igual à variação energética.

Quando o átomo se encontra no estado de menor energia, isto é, o electrão ocupa o menor nível de energia possível, diz-se que se encontra no estado fundamental.

Quantização de energia:

A partir das experiências verificou-se que só determinados fotões eram absorvidos pelos átomos. Como cada fotão corresponde a um quantum de energia, conclui-se que os átomos só absorvem valores discretos de energia. Por esta razão podemos afirmar que a energia nos átomos se encontra quantizada.

A quantização de energia nos átomos, reflecte-se nos níveis de energia pois estes apresentam valores bem definidos (discretos).

Um electrão num átomo só pode transitar de um nível de energia para outro se absorver ou emitir um fotão com uma energia igual à diferença de energia dos níveis considerados.

Segundo o modelo de Bohr para o átomo de hidrogénio a energia de cada nível poderá ser calculado utilizando a seguinte expressão:

Jn

EJnEE nn 2

18

21 1018,2 −×

−=⇔−=

n – nível de energia

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3.2. Modelo Quântico:

Segundo o modelo quântico, os electrões encontram-se em orbitais e o seu comportamento é descrito por um conjunto de números quânticos.

Orbital: Região do espaço onde é maior a probabilidade de o electrão com um valor bem

determinado de energia.

Os números Quânticos são quatro:

Número quântico principal – n: Pode assumir valores inteiros. n=1, 2, 3, …

está associado ao valor da energia da orbital.

Número quântico secundário ou de momento angular - l

Pode assumir valores inteiros de 0 a n-1. 10 −<< nl

está associado à forma da orbital.

Número quântico magnético - lm

Pode assumir valores inteiros entre ll +− e . ll l +<<− m

descreve a orientação espacial da orbital.

Número quântico de spin - ms Toma valores fraccionários de 2

12

1 −+ ou .

está associado ao sentido da rotação do electrão.

O modo como os electrões de um átomo se distribuem pelas várias orbitais é representado pela configuração electrónica. A escrita da configuração electrónica dos átomos no estado fundamental, obedece às seguintes regras:

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Principio de energia mínima: O electrão tem tendência a manter-se no estado de energia mínima.

Principio de exclusão de Pauli: O número máximo de electrões por orbital é dois e os seus números quânticos de spin têm

que ser opostos ( simétricos).

Regra de Hund: No preenchimento das orbitais com a mesma energia, distribui-se primeiro um electrão por

cada orbital ( números quânticos magnéticos diferentes) de modo a ficarem com o mesmo número quântico de spin. Só depois se fará o emparelhamento.

Diagrama de Linus – Pauling: Este diagrama ajuda-nos na escrita das configurações electrónicas, indicando a ordem de

preenchimento das orbitais, com base no princípio de energia mínima.

s p d f g l=0 l =1 l =2 l =3 l =4

1s n=1

2s 2p n=2

3s 3p 3d n=3

4s 4p 4d 4f n=4

5s 5p 5d 5f 5g n=5

6s 6p 6d 6f 6g n=6

7s 7p 7d 7f 7g n=7

Convém recordar que:

O número máximo de electrões por cada nível é-nos dado por : 2 n2

O número máximo de electrões por orbital é de 2.

Através da configuração electrónica podem-se identificar os números quânticos que caracterizam os electrões.

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A distribuição dos electrões também permite localizar o elemento na Tabela Periódica e identificar os números de electrões de valência, que são os electrões que ocupam o último nível energético do átomo quando este se encontra no estado fundamental.

3.3. TABELA PERIÓDICA – ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Estrutura da Tabela Periódica:

Os elementos encontram-se dispostos na TP por ordem crescente do número atómico.

A organização dos elementos na TP está relacionada com as distribuições electrónicas dos átomos dos elementos.

A TP apresenta 7 linhas horizontais denominadas por Períodos e por 18 colunas verticais

designadas por grupos.

Os elementos apresentam-se agrupados em blocos: • bloco s – é constituído pelos grupos 1 e 2. • bloco p – é constituído pelos grupos 13, 14, 15, 16, 17 e 18. • bloco d- é constituído pelos grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 e 12.

1 18

1 2 13 14 15 16 17

2 B

3 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Si

4 Ge As

5 Sb Te

6 Po At

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Grupo Características

1 • têm 1 electrão de valência • formam iões monopositivos • a reactividade química, a estabilidade dos catiões e o carácter metálico aumentam ao longo

do grupo.

2 • têm 2 electrões de valência • formam iões dipositivos • a reactividade química, a estabilidade dos catiões e o carácter metálico aumentam ao longo

do grupo.

13 • têm 3 electrões de valência • formam iões tripositivos

14 • têm 4 electrões de valência

15 • têm 5 electrões de valência • formam iões trinegativos

16 • têm 6 electrões de valência • formam iões dinegativos

17 • têm 7 electrões de valência • formam iões mononegativos • o carácter não metálico e a estabilidade dos iões diminui ao longo do grupo

18 • têm 8 electrões de valência, com excepção do He que só tem 2. • não formam iões • são quimicamente inertes • por terem o último nível completo apresentam uma grande estabilidade química.

ALGUNS PARÂMETROS DE ESTABILIDADE: (quanto mais estáveis forem os átomos menos reactivos são!)

Os elementos mais estáveis são aqueles que obedecem à regra do dupleto ou à regra do

octeto. Regra do dupleto:

Os elementos que possuírem 2 electrões de valência no último nível sendo este o nível 1, são estáveis (esta regra só se aplica ao He). Regra do octeto: Os elementos que apresentem 8 electrões de valência no último nível são estáveis.

Diz-se que o último nível está completo quando tem 8 electrões de valência, com excepção

do caso em que o último nível é o nível 1 que fica completo com 2 electrões de valência.

Os elementos que não têm 8 electrões de valência na última camada, ou 2, têm tendência a ganhar ou perder electrões de forma a ficarem mais estáveis, isto é, de forma a ficarem com a configuração electrónica do gás nobre mais próximo na Tabela Periódica.

Há um acréscimo de estabilidade quando a última orbital se encontra semi-preenchida.

Os elementos que constituem o mesmo período têm o mesmo número de níveis de energia.

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Localização dos elementos na Tabela Periódica:

Como conhecer o número do grupo em que se encontra determinado elemento?

Elementos do bloco – s: Para os elementos do bloco – s , o número do grupo é-nos dado pelo número de electrões de

valência.

Elementos do bloco –p : Para os elementos do bloco – p , o número do grupo é-nos dado pelo número de electrões de

valência mais 10.

Elementos do bloco – d : Para os elementos do bloco – d, o número do grupo é-nos dado pelo número de electrões de

valência mais o número de electrões existentes na orbital d.

Como conhecer o número do período em que se encontra determinado elemento? Para todos os blocos o número do período é-nos dado pelo nível de energia mais elevado,

existente na sua configuração electrónica.

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