"2 1" números

FÍSICA E QUÍMICA A
10º A
Lição nº
Sumário: - Modelo quântico
- Configuração electrónica
de outubro de 2011
 Modelo quântico
Evolução do modelo atómico:
 John Dalton, em 1808, propôs a teoria do modelo atómico,
onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável,
indestrutível e indivisível. Seu modelo atómico foi apelidado
de “modelo atómico da bola de bilhar”.
Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos:
- Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre si.
-Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e de peso
invariável.
Nas reacções químicas, os átomos permanecem inalterados.
Na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas fixas
1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.
 Em 1897, Joseph John Thomson formulou uma
teoria segundo a qual o átomo era como uma
esfera de carga positiva que continha corpúsculos
(eletrões) de carga negativa distribuídos
uniformemente à semelhança de um pudim de
passas.
O "modelo atómico do pudim com passas", substituiu então ao
"modelo da bola de bilhar", mas não eliminou totalmente as
deduções de Dalton, apenas foram acrescentadas mais informações.
 Ernest Rutherford, em 1911, comprovou
que o átomo era constituído por um núcleo,
de carga positiva (onde se localizava quase
toda a massa do átomo), em torno do qual se
distribuíam os eletrões de carga negativa.
Dada a semelhança com o modelo do sistema solar, este modelo ficou
conhecido por modelo planetário.
 Em 1920, Niels Bohr os eletrões não se
encontravam em qualquer posição:
movimentavam-se à volta do núcleo em
órbitas circulares, fixas e definidas. Bohr
definiu também o número de eletrões
presentes em cada camada e mostrou que
apenas algumas órbitas seriam possíveis,
correspondendo cada uma delas a um nível
bem definido de energia.
Descobriu ainda que as propriedades químicas dos elementos eram
determinadas pela camada mais externa.
O modelo actual aceite é o da nuvem eletrónica, onde
não se representam as trajetórias (orbitas), já que não são
conhecidas, mas as zonas onde há maior probabilidade
de encontrar os electrões (orbitais).
A ideia de órbita eletrónica acabou por ficar desconexa, sendo substituída
pelo conceito de orbital - determinada região do espaço onde há maior
probabilidade de se encontrar um dado eletrão num instante qualquer.
É sabido que os eletrões possuem carga negativa, massa muito pequena e
que se movem em órbitas ao redor do núcleo atómico.
O núcleo atómico é situado no centro do átomo e constituído por protões
que são partículas de carga positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837
vezes superior a massa do eletrão, e por neutrões, partículas sem carga e
com massa ligeiramente superior à dos protões.
O átomo é electricamente neutro, por possuir números iguais de eletrões e
protões.
Números quânticos
 Caracterização das orbitais:
• Número quântico principal (n) – relaciona-se com a energia e o
tamanho da orbital (o tamanho da energia é tanto maior quanto maior
for o valor de n).
n = 1, 2, 3, …
n=1
n=2
n=3
• Número quântico de momento angular, secundário ou azimutal (
relaciona-se com a forma da orbital.
= 0,… , n-1
Tipo de orbital
orbital s
s
p
d
f
g
h
0
1
2
3
4
5
orbital p
orbital d
)–
• Número quântico magnético (
) – relaciona-se com a orientação da
orbital no espaço.
=-
,…,
 Caracterização do eletrão:
• Número quântico de spin (ms) – relaciona-se com o sentido do
movimento de rotação do eletrão sobre si próprio.
Para caracterizar uma orbital são necessários três números quânticos:
n, ,
Para caracterizar um electrão são necessários quatro números
quânticos:
n, ,
, ms
n
1
2
orbital
Nº de orbitais
1
0
0
1s
0
0
2s
1
-1
0
1
2px
2py
2pz
3
0
0
3s
1
-1
0
1
-2
-1
0
1
2
3px
3py
3pz
3d
3d
3d
3d
3d
1
3
2
1
4
3
9
3
(3,2, -2) (3,2, -1) (3,2, 0) (3,2, 1) (3,2, 2)
- - - -
- - - -
- -
- - 3d
- 3p
3s
(3,0, 0)
(2,1, -1) (2,1, 0)
- -
- - -
(2,1, 1)
- -
2p
2s
(2,0, 0)
- -
(1,0, 0)
1s
(3,1, -1) (3,1, 0)
(3,1, 1)
 Configuração eletrónica
A forma como os eletrões se distribuem nas orbitais dos átomos –
configuração electrónica – deve conferir ao átomo o estado de menor
energia possível. Para isso deve obedecer ás seguintes regras e
princípios:
• Princípio de exclusão de Pauli: na mesma orbital não podem coexistir
dois eletrões com o mesmo número quântico de spin.
• Princípio de energia mínima: quando um átomo está no estado
fundamental, os seus eletrões ocupam as orbitais disponíveis de menor
energia.
• Regra de Hund: no preenchimento das orbitais da mesma energia
(orbitais degeneradas), distribui-se primeiro um eletrão por cada
orbital, ficando todos com o mesmo spin, e só depois se completam
com sipns opostos – emparelhamento.
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
…