3.2. ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS3.3. CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS

Escola Secundária Maria Lamas – Torres NovasFísica e Química A – 10º AnoNelson Alves Correia

UNIDADE 1 - DAS ESTRELAS AO ÁTOMO

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 átomosdos elementos (Z ≤ 23), atendendo ao Princípio daEnergia 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).

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 sãocalculadas 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 têmde ser alterados.

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.

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 tamanhoda orbital serão maiores.

Orbitais com o mesmo valor de n pertencem ao mesmonível 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 orientadassegundo 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

Para cada n há n2 orbitais.

NÚMEROS QUÂNTICOS

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 necessáriosquatro 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 electrões que se podem encontrar numa orbital 3ssão 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 temmenos energia do que a orbital 1s do sódio (11Na).Isto acontece porque o núcleo do potássio tem mais protõese atrai mais os electrões (ficam mais perto do núcleo e a sua energia é menor).

CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS 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 fundamentale 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 Diagramas de caixas:

CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS 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 como mesmo spin, e só depois se completam as orbitais com um electrão 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 electrónicas de átomos no estado fundamental

(os electrões estão todos nas orbitais de menor energia):

CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Cerne – Conjunto do núcleo com os electrões mais internos. Os electrões do cerne de um elemento representam-se

através da configuração electrónica do gás nobre que é anterior a esse elemento.

Neste tipo de representação, aparecem apenas asorbitais 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 Configurações electrónicas de átomos no estado excitado

(existem electrões em orbitais de maior energia, comlugares 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.