FÍSICA E QUÍMICA A 10º A.

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1 FÍSICA E QUÍMICA A 10º A

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

3 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.

4 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.

5 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.

6 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.

7 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 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.

8 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

9 = 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

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

11 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

12 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

13 (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)

14 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.

15 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d …