3.2. ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS 3.3. CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Escola Secundária Maria Lamas – Torres Novas Física e Química A – 10º Ano Nelson Alves.

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1 3.2. ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS 3.3. CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Escola Secundária Maria Lamas – Torres Novas Física e Química A – 10º Ano Nelson Alves Correia UNIDADE 1 - DAS ESTRELAS AO ÁTOMO

2 O BJECTIVOS 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, m l e m s ), orbitais e níveis de energia; Escrever as configurações electrónicas dos átomos dos elementos (Z ≤ 23), atendendo ao Princípio da Energia Mínima, ao Princípio de Exclusão de Pauli, e à Regra de Hund.

3 C ONTEÚDOS Modelos Atómicos Números Quânticos Orbitais Configurações Electrónicas Espectroscopia Fotoelectrónica

4 M ODELOS 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.

5 M ODELOS 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.

6 M ODELOS 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).

7 M ODELOS 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 são calculadas por uma equação matemática (­equação de onda).

8 M ODELOS 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.

9 M ODELOS ATÓMICOS

10 Quando se descobrem novos factos científicos que não podem ser explicados por um modelo ou teoria, estes têm de ser alterados. Assim aconteceu com o modelo atómico de Bohr e assim poderá acontecer com o modelo atómico actual.

11 N ÚMEROS QUÂNTICOS As orbitais atómicas são identificadas por três números quânticos: n – número quântico principal; l – número quântico de momento angular, secundário ou azimutal; m l – número quântico magnético. O electrão possui um movimento de rotação que é identificado pelo número quântico de spin (m s ).

12 N ÚMEROS 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 tamanho da orbital serão maiores. Orbitais com o mesmo valor de n pertencem ao mesmo nível de energia.

13 N ÚMEROS 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.

14 N ÚMEROS QUÂNTICOS O número quântico magnético (m l ) indica a orientação da orbital no espaço. As orbitais podem estar orientadas segundo os eixos x, y ou z (ex: p x, p y ou p z ). Só pode ter valores inteiros entre – l e + l : Se l = 0, então m l = 0; Se l = 1, então pode ser m l = -1, m l = 0 ou m l = +1

15 Para cada n há n 2 orbitais. N ÚMEROS QUÂNTICOS

16 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.

17 N ÚMEROS QUÂNTICOS O número quântico de spin (m s ) 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 m s = +1/2 ou m s = -1/2

18 N ÚMEROS QUÂNTICOS Para identificar uma orbital são necessários três números quânticos (n, l e m l ). Para identificar um electrão no átomo são necessários quatro números quânticos (n, l, m l e m s ). A orbital 3s é identificada por três números quânticos: n = 3, l = 0 e m l = 0 ou (3, 0, 0). Os electrões que se podem encontrar numa orbital 3s são identificados por quatro números quânticos: n = 3, l = 0, m l = 0 e m s = +1/2 ou (3, 0, 0, +1/2); n = 3, l = 0, m l = 0 e m s = -1/2 ou (3, 0, 0, -1/2).

19 N ÚMEROS QUÂNTICOS Diagrama de caixas – Representação duma orbital com 2 electrões: A seta para cima representa m s = +1/2 e a seta para baixo representa o m s = -1/2 Uma orbital 3s com dois electrões representa-se por 3s 2. Cada orbital só pode ter, no máximo, 2 electrões. Para cada n há n 2 orbitais e, no máximo, 2n 2 electrões.

20 O RBITAIS As orbitais s têm uma forma esférica.

21 O RBITAIS As orbitais p têm uma forma de dois lóbulos simétricos, orientados segundo cada um dos eixos x, y ou z.

22 O RBITAIS 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.

23 O RBITAIS Em átomos polielectrónicos, as orbitais com o mesmo valor de n e com maior valor de l têm mais energia (ex: E 2p > E 2s ). As orbitais com o mesmo valor de n e de l (ex: 2p x, 2p y e 2p z ) têm a mesma energia.

24 O RBITAIS O tamanho e a energia do mesmo tipo de orbital são diferentes quando os átomos são diferentes. Por exemplo, a orbital 1s do potássio ( 19 K) é menor e tem menos energia do que a orbital 1s do sódio ( 11 Na). Isto acontece porque o núcleo do potássio tem mais protões e atrai mais os electrões (ficam mais perto do núcleo e a sua energia é menor).

25 C ONFIGURAÇÕES 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 fundamental e 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.

26 C ONFIGURAÇÕES 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)­.

27 C ONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Diagramas de caixas:

28 C ONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Regra de Hund – Nas orbitais com a mesma energia (ex: 2p x, 2p y e 2p z ), coloca-se primeiro um electrão em cada orbital (electrão desemparelhado), de modo a ficarem com o mesmo spin, e só depois se completam as orbitais com um electrão de spin oposto.

29 C ONFIGURAÇÕES 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.

30 C ONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Configurações electrónicas de átomos no estado fundamental (os electrões estão todos nas orbitais de menor energia):

31 C ONFIGURAÇÕES 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 as orbitais de valência (orbitais do último nível que têm mais energia), com os respectivos electrões de valência, e as orbitais d dos elementos de transição.

32 C ONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Configurações electrónicas de átomos no estado excitado (existem electrões em orbitais de maior energia, com lugares livres em orbitais de energia inferior): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 1 1s 2 2s 2 2p 3 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 4s 1

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35 B IBLIOGRAFIA Dantas, M., & Ramalho, M. (2008). Jogo de Partículas A - Física e Química A - Química -­ Bloco 1 ­- 10º/11º Ano. Lisboa: Texto Editores.