ESTRUTURA ATÔMICA

16/05/2016
ESTRUTURA
ATÔMICA - III
Elementos químicos emitem luz em diferentes comprimentos de onda.
Esta emissão é descontínua e só ocorre para determinadas faixas de
energia.
Prof. Bruno Gabriel – Química
2ª Bimestre – 2016
C.E.Olga Benário Prestes
Disponível em: www.quimicanoolga.vai.la
Este tipo de emissão também pode ser observada através
de um ensaio de chama. Cada elemento químico irá emitir
luz em um determinado comprimento de onda/energia, o
que se traduzirá em uma cor emitida distinta.
 Este fenômeno deve estar relacionado com alguma propriedade
do átomo.
Cada elemento, se exposto a luz solar, que emite luz em todas as
energias (cores: do vermelho ao violeta), cada elemento absorverá
exatamente a luz que emite.
 Algumas pistas surgiram durante estudos sobre a natureza da
luz e da partícula.
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 MAX PLANCK (1900)
Propôs que a troca de energia entre a matéria e a luz (radiação – onda) ocorre em em
pequenos pacotes de energia (chamado de quanta), proporcional a uma constante
(constante de Planck).
“A matéria tem comportamento de onda. Quanto
menor a massa, maior o comportamento
ondulatório da matéria.” – De Broglie (França)
Onde:
E = energia trocada (ou energia de cada pacote)
h = constante de Planck = 6,63 x 10-34 J.s
f = frequência oscilante do átomo.
“Elétrons têm características de onda e partícula.
Suas propriedades de onda devem ser
consideradas quando se descreve a estrutura dos
átomos” – Schrödinger (Alemanha).
Sua teoria foi construída para explicar fenômenos desconhecidos como a radiação de
corpo negro e desta teoria podemos entender que a matéria só pode absorver ou
emitir energia em frequências ou pacotes pré-definidos. Estes pacotes são muito
pequenos para serem detectados na física convencional, porém influenciam muito o
mundo atômico, por exemplo.
Evidências = Difração e Interferências do elétron.
 Inspirado por Planck e pelas raias do espectro de
emissão para diferentes elementos químicos, Bohr
aprimorou a teoria de Rutherford, postulando:
1) Os elétrons são ondas estacionárias e sua oscilação
em torno do núcleo pode ser descrita por uma
função de onda, que possui uma determinada
energia.
2) Quando
o elétron absorve uma determinada
quantidade fixa de energia (quanta), ele se desloca
de um nível de energia a outro (sofre excitação),
alterando sua função de onda.
3) Ao retornar para sua configuração de menor energia
Elétron recebe energia
e passa para um nível
superior, de maior
energia (é excitado).
(chamada de estado fundamental), este elétron
emite radiação (luz) correspondente à energia
absorvida.
 Elétrons não podem ser localizados com facilidade, portanto é mais fácil
agrupá-los de acordo com seu conteúdo em energia. Cálculos matemáticos
mostraram que, para descrever um elétron precisamos de 4 números,
chamados de números quânticos: n, l , ml e ms.
 Número quântico principal = n => relacionado às camadas atômicas (falaremos hoje)
 Número quântico azimutal = l => relacionado ao subnível de energia
 Número quântico magnético = ml => relacionado ao número de orbitais
 Número quântico de spin = ms => relacionado ao número máximo de elétrons por orbital
Dois elétrons diferentes não podem apresentar os mesmos 4 números
quânticos iguais (Princípio da exclusão de Pauli)
Quando o elétron
retorna, ele emite esta
energia na forma de
luz.
n  Indica o nível de energia principal do elétron. Quanto menor o
valor de n, mais próximo o elétron deverá estar do núcleo do átomo. Os
livros didáticos também chamam o valor de n de camada atômica.
n (nível)
Camada
2
L
1
3
4
5
6
7
K
Número máximo de elétrons
2
8
M
18
O
32
N
P
Q
32
18
2
2
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l  Indica os degraus em energia de cada camada (subcamada). Cada
camada pode ter um número específico de subcamadas. l pode assumir os
valores 0, 1, 2 ou 3.
Nível (n)
Camada
Valores de l possíveis
2
L
0, 1 (s, p)
1
3
4
5
6
7
K
M
N
O
P
Q
0 (s)
0, 1, 2 (s, p, d)
0, 1, 2, 3 (s, p, d, f)
0, 1, 2, 3 (s, p, d, f)
0, 1, 2 (s, p, d)
0, 1 (s, p)
l Símbolo
0 Subnível s
1 Subnível p
2 Subnível d
3 Subnível f
3d
Representação:
Nível
de energia
Subnível
ms  Indica a energia de cada elétron por orbital. Pode assumir os
valores de -1/2 ou +1/2. Cada orbital, portanto, pode ter um número
máximo de 2 elétrons.
Subnível
s
p
d
f
Quantidade de
orbitais
1 orbitais
3 orbitais
5 orbitais
7 orbitais
Número máximo de
elétrons
Máximo 2 elétrons
Máximo 6 elétrons
Máximo 10 elétrons
Máximo 14 elétrons
 Chamamos de elétrons de valência os elétrons
com maior número quântico principal (n) e que
portanto estão mais afastados do núcleo.
 Chamamos de elétron mais energético aquele
situado no nível e subnível de maior energia, que é
dado pela maior soma n+l.
 Estado fundamental é o estado de menor energia
possível.
ml  Indica o orbital do elétron. Cada subnível l pode ter um número
máximo de orbitais, determinados pela sua geometria/função de onda.
Subnível
l = 0 (s)
l = 1 (p)
l = 2 (d)
l = 3 (f)
Valores de ml Quantidade de orbitais
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, -1, -2
-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
1
3
5
7
3d8
Nível
de energia (n)
Total de elétrons
do subnível
subnível
de energia (l)
 A configuração eletrônica (ou seja, a forma que os elétrons estão
distribuídos em energia) de um átomo neutro de um determinado
elemento químico de número atômico Z é predita pela adição de
seus Z elétrons aos orbitais disponíveis de modo a obter a energia
total mínima.
 O diagrama a seguir representa a ordem crescente em energia dos
subníveis energéticos. Os elétrons, portanto, devem ser adicionados
até completar cada subnível de menor energia para passar para o
subnível seguinte, de maior energia.
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 Ordem crescente de energia:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d
5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
 Qual a configuração eletrônica no estado fundamental dos átomos abaixo?
a)
11Na?
b)
26Fe?
Não esqueça que:
Subnível s => máximo 2 elétrons
Subnível p => máximo 6 elétrons
Subnível d => máximo 10 elétrons
Subnível f => máximo 14 elétrons
 Qual a configuração eletrônica no estado fundamental e o número de elétrons
na camada de valência dos átomos abaixo?
11Na
O sódio (Na) tem Z = 11. Como está neutro, tem 11 elétrons.
Devemos preencher 11 elétrons de acordo com a ordem crescente de energia dos
subníveis e do número máximo de elétrons por subnível.
Configuração eletrônica Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
O Ferro (Fe) tem Z = 26. Como está neutro, tem 26 elétrons.
Devemos preencher 26 elétrons de acordo com a ordem crescente de energia dos
subníveis e do número máximo de elétrons por subnível.
Configuração eletrônica Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Camada K (n = 1) possui 2 elétrons (1s2)
Camada K (n = 1) possui 2 elétrons (1s2)
Camada L (n = 2) possui 8 elétrons
na camada de valência dos átomos abaixo?
26Fe
Configuração por camadas:
Configuração por camadas:
(2s2
 Qual a configuração eletrônica no estado fundamental e o número de elétrons
Camada L (n = 2) possui 8 elétrons (2s2 2p6)
2p6)
Camada M (n=3, camada de valência) possui 1 elétron (3s1)
Camada M (n=3) possui 14 elétrons (3s2 3p6 3d6)
Camada N (n=4, camada de valência) possui 2 elétrons (4s2)
 Ordem crescente de energia:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d
5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Faça a distribuição eletrônica dos átomos neutros abaixo indicados, indicando ainda
o número de elétrons na camada de valência. Consulte o número atômico na tabela
periódica de seu livro.
a)
Ne
c)
Mg
b)
d)
e)
f)
Cl
S
B
Au
Os íons são espécies que ganharam ou perderam elétrons. Os elétrons
são perdidos ou ganhados sempre pela CAMADA DE VALÊNCIA do
átomo. Isto é, podemos efetuar o seguinte passo-a-passo para acertar
a configuração de menor energia:
1) Faça a distribuição eletrônica como se o átomo fosse neutro
2) Identifique a camada de valência
3) Para cada carga positiva, remova 1 elétron mais externo pela
ordem p, s e somente depois subnível d.
4) Para cada carga negativa, adicione 1 elétron ao subnível de menor
energia.
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Fe2+
1) 26
O átomo de Ferro neutro tem 26 elétrons. A configuração eletrônica deste átomo, se ele
fosse neutro, seria dada por :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
No entanto, trata-se de um cátion (íon positivo) bivalente, ou seja, perdeu 2 elétrons. Os
elétrons serão retirados da camada de valência e não do subnível de maior energia.
Neste caso, retiraremos 2 elétrons do nível 4s. Assim,
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Configuração do íon Fe2+ : 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
• Teoria Atômica de Bohr
1) 16S2-
O átomo de Enxofre (S) neutro tem 16 elétrons. A configuração eletrônica deste
átomo, se ele fosse neutro, seria dada por :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
No entanto, trata-se de um ânion (íon negativo) bivalente, ou seja, ganhou 2 elétrons.
Adicionamos elétrons ao subnível mais energético da camada de valência, o 3p.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6+2
Configuração do íon S2- : 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6
LIVRO!
• Níveis de energia ou camadas eletrônicas
• Subníveis energéticos s, p, d, f
• Camada de valência (ou nível de valência) de um átomo
• Estado fundamental de um átomo
• Diagrama de Pauling e a ordem crescente dos subníveis de energia
• Configuração eletrônica de íons e átomos neutros.
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