8 orbitais e numeros quanticos
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Modelos atómicos Dalton (séc. XIX)
0s átomos eram indivisíveis (não tinham outras partículas no seu
interior).
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Thomson
Descobriu o eletrão em 1897. O átomo
era uma esfera com carga positiva e
com eletrões (com carga negativa) no
seu interior, espalhados como passas
num bolo.
Daniela Pinto
Rutherford (cientista neozelandês)
O átomo era constituído por:
Um núcleo, com protões com carga positiva, e por eletrões
que se moviam à volta do núcleo, como um planeta à volta
do Sol (modelo planetário).
A maior parte do átomo era espaço vazio.
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Daniela Pinto
Bohr
O núcleo do átomo era constituído por protões e neutrões.
Os eletrões encontravam-se à volta do núcleo, em órbitas bem
definidas, com certos níveis de energia (quantificação da
energia dos eletrões).
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Daniela Pinto
Heisenberg (físico alemão)
A posição e a energia do eletrão não podem ser conhecidas, ao
mesmo tempo, com exatidão (Princípio da Incerteza de
Heisenberg).
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Schrödinger (físico austríaco)
A posição e a energia do eletrão são calculadas
por uma equação matemática (equação de
onda).
Daniela Pinto
Órbita ≠ Orbital
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Órbita – linha onde existe a certeza de encontrar
o eletrão com uma dada energia.
Orbital – região do espaço onde há probabilidade
de se encontrar o eletrão com uma dada energia.
Representa-se por um conjunto de pontos que
formam uma nuvem à volta do núcleo.
Daniela Pinto
Modelo da nuvem eletrónica ou
modelo quântico
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É o modelo atual do átomo;
Os eletrões encontram-se à volta do núcleo,
em orbitais, com certos níveis de energia,
mas sem uma posição exata (sem uma
trajetória definida - um eletrão pode estar mais
perto do núcleo ou mais afastado);
Daniela Pinto
Maior probabilidade de
encontrar o eletrão
Menor probabilidade de
encontrar o eletrão
Número quântico principal (n)
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Indica a energia e o tamanho da orbital (distância média do eletrão 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.
Daniela Pinto
Número quântico de
momento angular (l)
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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.
Daniela Pinto
Número quântico magnético (ml)
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Indica a orientação da orbital no espaço.
As orbitais podem estar orientadas segundo 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
Daniela Pinto
Para cada n há n2 orbitais.
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Daniela Pinto
1 0 0 (1,0,0)
2
0 0 (2,0,0)
1
-1 (2,1,-1)
0 (2,1,0)
1 (2,1,1)
n 𝒍 𝒎𝒍 Orbital
Quando os átomos de hidrogénio, atravessam um campo magnético
provocado por um íman, desviam-se em sentidos opostos. Isto
acontece porque os eletrões têm um movimento de rotação e
comportam-se como ímanes.
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Daniela Pinto
Número quântico de spin (ms)
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Indica o sentido do movimento de rotação do eletrão (no sentido
dos ponteiros do relógio ou no sentido contrário) e explica o facto dos
eletrões se comportarem como pequenos ímanes.
Só pode ter os valores ms = +1/2 ou ms = -1/2
Daniela Pinto
Resumindo… 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.
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Daniela Pinto
Para identificar um eletrão no átomo são necessários quatro números
quânticos (n, l, ml e ms).
ms - número quântico de spin
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A orbital 3s é identificada por três números quânticos:
n = 3, l = 0 e ml = 0 ou (3, 0, 0).
Os eletrões que se podem encontrar numa orbital 3s são 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).
Daniela Pinto
Orbitais As orbitais s têm uma forma esférica.
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Daniela Pinto
Orbitais s são orbitais com 𝑙 = 0
As orbitais são caracterizadas pelos números quânticos:
1𝑠 – 1,0,0 2𝑠 – 2,0,0 3𝑠 – (3,0,0)
Orbitais p são orbitais com 𝑙 = 1
As orbitais são caracterizadas pelos números quânticos (exemplo):
2𝑝𝑥 – 2,1, −1 2𝑝𝑦 – 2,1,0 2𝑝𝑧 – 2,1,1
As orbitais p têm uma forma de dois lóbulos simétricos,
orientados segundo cada um dos eixos x, y ou z.
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Daniela Pinto
Em átomos monoeletrónicos (só com um eletrão), as orbitais com o
mesmo valor de n têm a mesma energia.
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A energia das orbitais é maior quando n é maior.
Daniela Pinto
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Daniela Pinto
1s < 2s =2p < 3s=3p=3d < 4s=4p=4d=4f < ...... En
erg
ia
E1
E2
E3
1s
2s 2p 2p 2p
3p 3p 3p 3s 3d 3d 3d 3d 3d
n = 2
n = 3
n = 1
Em átomos polieletrónicos, 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 degeneradas).
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Daniela Pinto
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Daniela Pinto
En
erg
ia
1s
2s
2p 2p 2p
3p 3p 3p
3s
3d 3d 3d 3d 3d
n = 2
n = 3
n = 1
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d .....
O tamanho e a energia do mesmo tipo de orbital são diferentes
quando os átomos são diferentes.
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Por exemplo, a orbital 1s do magnésio (12Mg) é menor e tem menos
energia do que a orbital 1s do sódio (11Na). Isto acontece porque o
núcleo do magnésio tem mais protões e atrai mais os eletrões (ficam
mais perto do núcleo e a sua energia é menor).
Daniela Pinto
Configurações eletrónicas
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Indica como os eletrões se distribuem nas orbitais.
• Diagrama de caixas
Representação duma orbital com 2 eletrões:
• A seta para cima representa ms = +1/2 e a seta para baixo representa
o ms = -1/2
• Uma orbital 3s, com os números (3,0,0), com dois eletrões representa-
se por 3s2.
Daniela Pinto
Princípio da Energia Mínima
Os eletrões 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 eletrões que
estão em níveis de energia
superiores, quando podiam
estar em orbitais com menor
energia.
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Daniela Pinto
Princípio de Exclusão de Pauli
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Numa orbital só podem existir, no máximo, dois eletrões com spins
opostos (não pode existir mais do que um eletrão com os mesmos
números quânticos).
Daniela Pinto
2He
Diagrama de Linus Pauling – Diagrama de preenchimento das orbitais, que
facilita a escrita das configurações eletrónicas dos átomos, de acordo com o
Princípio da Energia Mínima.
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Daniela Pinto
Diagramas de caixas
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𝐻1 ↑
1s1 2s 2p
𝐻𝑒2 ↑↓
1s2 2s 2p
𝐵5 ↑↓ ↑↓ ↑
1s2 2s2 2p1
𝐵5 ↑↓ ↑↓ ↑
1s2 2s2 2p1
ou
Daniela Pinto
Regra de Hund
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Nas orbitais com a mesma energia (ex.: 2px, 2py e 2pz ), coloca-se
primeiro um eletrão em cada orbital (eletrão desemparelhado), de modo
a ficarem com o mesmo spin, e só depois se completam as orbitais
com um eletrão de spin oposto.
𝑁7 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
1s2 2s2 2p3
𝑂8 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
1s2 2s2 2p4
𝑁7 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
1s2 2s2 2px1 2py
1 2pz1
𝑂8 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑
1s2 2s2 2px1 2py
2 2pz1
Daniela Pinto
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Daniela Pinto
1s2 2s2 2px2
2py0
2pz0
2px1
2py1
2pz0
2px1
2py1
2pz0
ou
ou
6C
Configurações eletrónicas de átomos no estado fundamental (os
eletrões estão todos nas orbitais de menor energia):
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Daniela Pinto
Cerne – Conjunto do núcleo com os eletrões mais internos.
Os eletrões 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
respetivos eletrões de valência, e as orbitais d dos elementos de
transição.
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Daniela Pinto
Configurações electrónicas de átomos no estado excitado (existem
eletrões em orbitais de maior energia, com lugares livres em
orbitais de energia inferior):
• 1s2 2s2 2p6 3s1 3p1
• 1s2 2s2 2p3 3s1
• 1s2 2s2 2p6 4s1
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Daniela Pinto