3.2. ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS 3.3. CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS

1. UNIDADE 1 - DAS ESTRELAS AO ÁTOMO 3.2. ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS3.3. CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Escola Secundária Maria Lamas – Torres Novas Física e Química A – 10º Ano Nelson Alves Correia

2. 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, mlems), orbitaise 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.

3. Conteúdos • Modelos Atómicos • Números Quânticos • Orbitais • Configurações Electrónicas • Espectroscopia Fotoelectrónica

4. Modelos atómicos • Dalton (séc. XIX)– 0s átomos eram indivisíveis(não tinham outras partículas no seu interior). • Thomson – Descobriu o electrãoem 1897.O átomo era uma esferacom carga positiva e com electrões (com carga negativa) no seu interior, espalhados como passas num bolo.

5. 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.

6. 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).

7. Modelos atómicos • Heisenberg – A posição e a energia do electrãonão 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).

8. Modelos atómicos • Modelo da nuvem electrónica oumodelo 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. Modelos atómicos

10. 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.

11. Números quânticos • As orbitais atómicas são identificadas por trêsnúmeros quânticos: • n–número quântico principal; • l– número quântico de momento angular, secundárioou azimutal; • ml– número quântico magnético. • O electrão possui um movimento de rotação que é identificado pelo número quântico de spin (ms).

12. Números quânticos • O número quântico principal (n) indica a energiae 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.

13. Números quânticos • O número quântico de momento angular(l) indica a formada 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 serl = 0, l = 1 ou l = 2.

14. Números quânticos • O número quântico magnético (ml) indica a orientaçãoda orbital no espaço. As orbitais podem estar orientadassegundo os eixos x, y ou z (ex: px, pyou 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 ouml = +1

15. Números quânticos • Para cada n há n2orbitais.

16. Números quânticos • Quando os átomos de hidrogénio, atravessam umcampo magnético provocado por um íman, desviam-seem sentidos opostos. Isto acontece porque os electrões têm um movimento de rotação ecomportam-se como ímanes.

17. 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

18. Números quânticos • Para identificaruma orbital são necessários três números quânticos (n,le ml). • Para identificarum electrão no átomo são necessáriosquatro números quânticos (n,l, mlems). • A orbital 3s é identificada por três números quânticos: • n = 3,l= 0 eml= 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 ems= +1/2 ou (3, 0, 0, +1/2); • n = 3,l = 0, ml = 0 ems= -1/2 ou (3, 0, 0, -1/2).

19. 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 3scom dois electrões representa-se por 3s2. • Cada orbital só pode ter, no máximo,2 electrões. • Para cada n há n2orbitaise, no máximo, 2n2electrões.

20. Orbitais • As orbitais s têm uma forma esférica.

21. Orbitais • As orbitais p têm uma formadedois lóbulos simétricos, orientadossegundo cada um dos eixos x, y ou z.

22. 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.

23. Orbitais • Em átomos polielectrónicos, as orbitais com o mesmo valorde n e com maior valor de ltêm mais energia (ex: E2p > E2s). • As orbitais com o mesmo valor de n e del(ex: 2px, 2py e 2pz) têm a mesma energia.

24. Orbitais • O tamanho e a energiado 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).

25. 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.

26. Configurações electrónicas • Princípio de Exclusão de Pauli – Numa orbitalsó podem existir, no máximo, dois electrões com spins opostos(não pode existir mais do que um electrão com os mesmos números quânticos)­.

27. Configurações electrónicas • Diagramas de caixas:

28. Configurações electrónicas • Regra de Hund– Nas orbitaiscom a mesmaenergia(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.

29. Configurações electrónicas • Diagrama de Linus Pauling– Diagrama de preenchimentodas orbitais, que facilita a escrita das configurações electrónicas dos átomos, de acordo com o Princípio da Energia Mínima.

30. Configurações electrónicas • Configurações electrónicas de átomos no estado fundamental (os electrões estão todos nas orbitais de menor energia):

31. Configurações electrónicas • Cerne – Conjunto do núcleo com os electrões mais internos. • Os electrões do cerne de um elementorepresentam-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.

32. Configurações electrónicas • Configurações electrónicas de átomos no estado excitado (existem electrões em orbitais de maior energia, comlugares livres em orbitais de energia inferior): • 1s22s2 2p63s1 3p1 • 1s22s22p3 3s1 • 1s22s22p64s1

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