FÍSICA E QUÍMICA A 10º A

Lição nº de outubro de 2011 Sumário: Modelo quântico Configuração electrónica

Evolução do modelo atómico: Modelo quântico Evolução do modelo atómico: John Dalton, em 1808, propôs a teoria do modelo atómico, onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível e indivisível. Seu modelo atómico foi apelidado de “modelo atómico da bola de bilhar”. Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos: - Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre si. Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e de peso invariável. Nas reacções químicas, os átomos permanecem inalterados. Na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.

Em 1897, Joseph John Thomson formulou uma teoria segundo a qual o átomo era como uma esfera de carga positiva que continha corpúsculos (eletrões) de carga negativa distribuídos uniformemente à semelhança de um pudim de passas. O "modelo atómico do pudim com passas", substituiu então ao "modelo da bola de bilhar", mas não eliminou totalmente as deduções de Dalton, apenas foram acrescentadas mais informações.

Ernest Rutherford, em 1911, comprovou que o átomo era constituído por um núcleo, de carga positiva (onde se localizava quase toda a massa do átomo), em torno do qual se distribuíam os eletrões de carga negativa. Dada a semelhança com o modelo do sistema solar, este modelo ficou conhecido por modelo planetário.

Em 1920, Niels Bohr os eletrões não se encontravam em qualquer posição: movimentavam-se à volta do núcleo em órbitas circulares, fixas e definidas. Bohr definiu também o número de eletrões presentes em cada camada e mostrou que apenas algumas órbitas seriam possíveis, correspondendo cada uma delas a um nível bem definido de energia. Descobriu ainda que as propriedades químicas dos elementos eram determinadas pela camada mais externa.

O modelo actual aceite é o da nuvem eletrónica, onde não se representam as trajetórias (orbitas), já que não são conhecidas, mas as zonas onde há maior probabilidade de encontrar os electrões (orbitais). A ideia de órbita eletrónica acabou por ficar desconexa, sendo substituída pelo conceito de orbital - determinada região do espaço onde há maior probabilidade de se encontrar um dado eletrão num instante qualquer. É sabido que os eletrões possuem carga negativa, massa muito pequena e que se movem em órbitas ao redor do núcleo atómico. O núcleo atómico é situado no centro do átomo e constituído por protões que são partículas de carga positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837 vezes superior a massa do eletrão, e por neutrões, partículas sem carga e com massa ligeiramente superior à dos protões. O átomo é electricamente neutro, por possuir números iguais de eletrões e protões.

Caracterização das orbitais: Números quânticos Caracterização das orbitais: Número quântico principal (n) – relaciona-se com a energia e o tamanho da orbital (o tamanho da energia é tanto maior quanto maior for o valor de n). n = 1, 2, 3, … n = 3 n = 2 n = 1

= 0,… , n-1 Tipo de orbital s p d f g h 1 2 3 4 5 orbital d orbital p Número quântico de momento angular, secundário ou azimutal ( ) – relaciona-se com a forma da orbital. = 0,… , n-1 Tipo de orbital s p d f g h 1 2 3 4 5 orbital d orbital p orbital s

Número quântico magnético ( ) – relaciona-se com a orientação da orbital no espaço. = - , … ,

Caracterização do eletrão: Número quântico de spin (ms) – relaciona-se com o sentido do movimento de rotação do eletrão sobre si próprio. Para caracterizar uma orbital são necessários três números quânticos: n, , Para caracterizar um electrão são necessários quatro números quânticos: n, , , ms

n orbital Nº de orbitais 1 1s 1 2s 1 -1 1 2px 2py 2pz 4 2 3 1 3s 1 -1 1 3px 3py 3pz 1 3 3 9 -2 -1 1 2 3d 2 3

(3,2, -2) (3,2, -1) (3,2, 0) (3,2, 1) (3,2, 2) 3d - - - - - - - - - - 3p (3,1, -1) (3,1, 0) (3,1, 1) - - - - - - 3s - - (3,0, 0) (2,1, -1) (2,1, 0) (2,1, 1) 2p - - - - - - 2s - - (2,0, 0) 1s - - (1,0, 0)

Configuração eletrónica A forma como os eletrões se distribuem nas orbitais dos átomos – configuração electrónica – deve conferir ao átomo o estado de menor energia possível. Para isso deve obedecer ás seguintes regras e princípios: Princípio de exclusão de Pauli: na mesma orbital não podem coexistir dois eletrões com o mesmo número quântico de spin. Princípio de energia mínima: quando um átomo está no estado fundamental, os seus eletrões ocupam as orbitais disponíveis de menor energia. Regra de Hund: no preenchimento das orbitais da mesma energia (orbitais degeneradas), distribui-se primeiro um eletrão por cada orbital, ficando todos com o mesmo spin, e só depois se completam com sipns opostos – emparelhamento.

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d …