Modelo atômico orbital CursodeQuímica Prof.RuiMedeiros quimicadorui.com.br Módulo Extra - 2017 CURSO DE QUÍMICA – PROFESSOR RUI MEDEIROS – MÓDULO EXTRA - 2017 2 Modelo atômico orbital (atual): ü se encontrar um elétron é máxima. ü Com a evolução da Mecânica Quântica, a ü Cada orbital suporta no máximo dois elétrons com spins opostos, pois a força que une os elétrons dentro do orbital é de natureza magnética, já que a estrutura atômica foi sendo modificada. O modelo atômico atual é um modelo ü Orbital é a região onde a probabilidade de força eletrostática os repele. matemático-probabilístico, que trata a eletrosfera do átomo como funções de onda, baseado basicamente em dois princípios: A) Princípio da incerteza (Heisenberg): ü É impossível determinarmos simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron. B) Dualidade onda-partícula (de Broglie): ü O elétron apresenta comportamento dual, ou ü seguintes formas: seja, ora se comporta como onda (quando não está ou sendo observado) e ora se comporta como partícula (quando está sedo observado). ü As funções de onda citadas anteriormente foram descritas por Schrödinger, e a sua resolução A representação de orbitais é feita das ü ou Os subníveis (s, p, d, f) são formados por diferentes números de orbitais, conforme pode ser visualizado na figura a seguir: nos informa as regiões em que o elétron poderá ser encontrado no átomo. ü Em resumo, o modelo atômico orbital poderia ser resumido da seguinte maneira: Eletrosfera Níveis Distribuição eletrônica por Subníveis orbitais Orbitais ü A distribuição por orbitais deve ser feita de acordo com duas regras básicas: CURSO DE QUÍMICA – PROFESSOR RUI MEDEIROS – MÓDULO EXTRA - 2017 3 + 1 - Regra de Hund: 6 b) 37Rb (subnível mais energético = 4p ) Deve-se distribuir um elétron em cada orbital de um subnível para só depois os emparelhar. 3 Ex.: Distribuição por orbitais do subnível 2p . c) 26Fe certo Obs.: A previsão da estabilidade de íons pode ser Dois elétrons em um mesmo átomo não podem ter o conjunto 5 (subnível mais energético = 3d ) errado 2 - Princípio da exclusão de Pauli: mesmo 3+ de números quânticos. Isso equivale a dizer que em um dado orbital sempre devem ser postos elétrons com spins opostos. feita com base em suas distribuições por orbitais, tendo em vista a estabilidade elevada dos subníveis mais energéticos totalmente preenchidos ou semipreenchidos. 2 Ex.: Distribuição por orbitais do subnível 1s . Propriedades magnéticas da certo errado Exercício 01: Para a distribuição eletrônica do 2 subnível “3p ” por orbitais, verifique quais atendem à “Regra de Hund” e ao “Princípio da exclusão de Pauli” e, por fim, determine qual das distribuições abaixo corresponde ao estado fundamental. a) ( ✗ ) Hund matéria errado ( ✓ ) Pauli ü Ao submetermos uma substância a um campo magnético, podemos ter diferentes respostas, de acordo com o material. 1 - Diamagnéticos: ü Não se alinham com o campo magnético, orientando seus spins em sentido contrário ao campo aplicado. ü b) (✗ ) Hund (✗ ) Pauli Não possui elétrons desemparelhados. Ex.: Magnésio (Z = 12). Subnível mais energético = 1s c) (✓ ) Hund 2 (✓ ) Pauli 2 - Paramagnéticos: ü Alinham-se com o campo magnético, provocando um leve aumento na sua intensidade. Exercício 02: Faça a distribuição eletrônica por ü orbitais do subnível mais energético de: Ex.: Sódio (Z = 11). 5 a) 17Cl (subnível mais energético = 3p ) Possui elétrons desemparelhados. Subnível mais energético = 1s 1 CURSO DE QUÍMICA – PROFESSOR RUI MEDEIROS – MÓDULO EXTRA - 2017 4 3 - Ferromagnéticos: 4 – Número quântico de spin: (s ou ms) Imantam-se facilmente na presença de um ü Refere-se à rotação do elétron no orbital. campo magnético, sofrendo uma forte atração por ü Pode assumir os valores –1/2 e +1/2. ímãs. ü Em geral, o valor -1/2 é atribuído para o ü São ferromagnéticos apenas: ferro, níquel, ü cobalto e suas ligas metálicas. primeiro elétron a ocupar o orbital. (mas pode variar de acordo com o autor) Por isso, geralmente os exercícios fornecem ü o valor do spin no enunciado. Números quânticos Exercício 01: Dê o conjunto de números quânticos 1 – Número quântico principal: (n) (n, ℓ, m e s) para os seguintes elétrons: ü Refere-se ao nível eletrônico. Obs.: considere que o primeiro elétron a ocupar o ü Varia de 1 a ∞ (teoricamente). orbital possui spin igual a -1/2. 2 – Número quântico secundário ou a) 4p azimutal: (ℓ) n= 4 3 ü Refere-se ao subnível eletrônico. ℓ= 1 ü Varia de zero a (n-1) (teoricamente). m= +1 s= -1/2 Subnível s p d f g ℓ 0 1 2 3 4 b) 5d Obs.: Os termos “s”, “p”, “d” e “f” são as iniciais dos termos batizados no inglês “sharp”, “principal”, “diffuse” e “fundamental”. 6 n= 5 ℓ= 2 m= -2 s= +1/2 3 – Número quântico magnético: (m ou c) 6s mℓ ) n= 6 ℓ= 0 m= 0 s= +1/2 ü Refere-se ao orbital em que se encontra o elétron. ü Varia de -ℓ a +ℓ. 2 c) 7g 3 n= 7 ℓ= 4 m= -2 s= -1/2 CURSO DE QUÍMICA – PROFESSOR RUI MEDEIROS – MÓDULO EXTRA - 2017 5 Exercício 02: Sabendo que o elétron de diferenciação de um átomo possui os seguintes números quânticos: n=4;ℓ =3;m=0;s=+½ Considerando que o primeiro elétron a ocupar o orbital possua spin igual a +1/2, determine o seu número atômico (Z) e o seu número de elétrons de valência. Z = 60 (2 elétrons na camada de valência)