O ÁTOMO DE THOMSON Em 1898 J.J. Thomson propôs um modelo

QUÍMICA GERAL
AULA 04: ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
TÓPICO 01: COMPORTAMENTO DOS ÁTOMOS
O ÁTOMO DE THOMSON
Em 1898 J.J. Thomson propôs um modelo para a estrutura do átomo:
O átomo era uma esfera de carga elétrica na qual estavam contidos
elétrons de tal modo que o átomo como um todo era neutro. A porção
positiva continha a maior parte da massa do átomo.
J.J Thomson [1]
Fonte [2]
Em 1896 W. Röntgen envolveu o tubo catódico com pedaços de papelão
preto. Trabalhando em um ambiente escuro, Röntgen observou que um
papel embebido com um composto como sulfeto de zinco, fosforescia. Ele
conclui que a fosforescência era devido a radiações desconhecidas que as
chamou de RAIOS-X.
RAIOS-X são formados quando elétrons de alta energia (raios catódicos)
se chocam com um metal ou outro alvo. São radiações eletromagnéticas
dotadas de alta frequência.
Substâncias radioativas contém átomos que sofrem desintegração ou
decaimento. Existem três tipos de radiação resultantes da desintegração de
elementos radioativos naturais:
Fonte [3]
- Partículas α - Núcleos de átomos de hélio movendo-se rapidamente.
- Partículas β - São elétrons movendo-se rapidamente.
- Raios γ - radiação de alta energia.
O Átomo Nuclear (Clique aqui para abrir) (Visite a aula online para realizar
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O Átomo Moderno (Clique aqui para abrir) (Visite a aula online para realizar
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EXEMPLOS
EXEMPLO 1
O elemento Urânio possui 92 prótons e 146 nêutrons, seu número
de massa é 238.
A = 92 + 146 = 238
ATENÇÃO: O número de massa A não é uma massa. Ele é um
número inteiro representando o número total de núcleos.
O átomo pode ser especificado através do símbolo químico do
elemento, o numero atômico Z como subscrito e o numero de massa A
como sobrescrito. A notação:
A
ZX
Indica um átomo do elemento X tendo o número atômico Z e o
numero de massa A.
EXEMPLO 2
Podemos escrever 168O ou 16O onde cada um é lido como "oxigênio
16", para representar este átomo específico de oxigênio.
EXEMPLO 3
Na natureza o elemento boro ocorre como uma mistura de:
10
5B
(19,78%)
11
5B
(80,22%)
Através da média ponderada podemos calcular a massa atômica do
elemento boro.
As massas isotópicas e abundâncias isotópicas relativas são
determinadas por meio de uma técnica denominada espectrometria de
massa utilizando o aparelho espectrofotômetro de massa.
ELÉTRONS NO ÁTOMO
Com a aceitação do modelo nuclear de Rutherford a comunidade
cientifica pôs-se a indagar: “E os elétrons, o que fazem?” Como resposta
Rutherford sugeriu que o átomo tinha uma estrutura planetária, com o
núcleo correspondendo ao sol em nosso sistema solar e os elétrons aos
planetas que se movimentam através de um espaço vazio empregando
órbitas fixas.
Aplicando este modelo ao átomo de hidrogênio, onde temos um núcleo e
distante deste, o seu único elétron. Para esse elétron único existem duas
possibilidades do estado de movimento:
-O elétron está parado
-O elétron está em movimento
Caso o elétron esteja estacionário, a atração eletrostática entre cargas
opostas (elétron – núcleo) deveria provocar o movimento do elétron na
direção do núcleo levando o universo ao colapso. Como o universo não entra
em colapso a escolha é rejeitar o modelo do elétron estacionário.
A segunda hipótese do modelo planetário com o elétron movimentandose o mais próximo possível ao redor do núcleo com órbitas circulares para
que o efeito da força centrifuga evite o arraste do elétron para dentro do
núcleo. Este modelo está em desacordo com o principio da física que afirma:
“no momento em que uma partícula carregada sofre uma aceleração, elas
deve emitir energia radiante”.
Sabemos que um objeto seguindo uma órbita circular sofre uma
aceleração em direção ao centro do circulo; caso contrário, o elétron seguiria
uma linha reta e se perderia no espaço. Assim, concluímos que um elétron
planetário em movimento deveria irradiar energia devido a esta aceleração.
Tal conclusão não se adequar ao modelo planetário devido:
-Não ser observado essa radiação.
-Se o elétron perdesse energia, a sua velocidade era
diminuída, e em consequência, o raio de sua órbita diminuiria,
levando-o a mover-se em espiral na direção do núcleo.
Os dois modelos: (1) elétron estacionário, ou (2) elétron em movimento,
são inconsistentes com a observação.
Neste ponto foi necessário modificar a física clássica.
O primeiro a desenvolver um modelo atômico fora da física clássica foi
Niels Bohr. Ele estabeleceu que a elucidação da estrutura atômica estava
relacionada com a natureza da luz emitida pelas substancias a temperaturas
altas ou sob influencia de uma descarga elétrica. Bohr apontava que luz era
produzida quando elétrons nos átomos sofriam alterações de energia.
DESAFIO
Para realizar um estudo de maneira sólida e interativa, segue abaixo
quatro questionamentos. Leia a aula, faça uma reflexão e tente resolver
mentalmente os desafios. Clique aqui para abrir (Visite a aula online para
realizar download deste arquivo.).
FONTES DAS IMAGENS
1. http://pt.wikipedia.org/wiki/Joseph_John_Thomson
2. http://2.bp.blogspot.com/_xJwNwN7omEU/Sa62DAp1a4I/AAAAAAAA
AAU/oRMG0zXCsz0/s320/Modelo+Thomson.jpg
3. http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/165/169289/GIFS/AAAU
ATF0.JPG
4. http://www.denso-wave.com/en/
Responsável: Prof. Dr. Odair Pastor Ferreira
Universidade Federal do Ceará - Instituto UFC Virtual
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AULA 04: ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
TÓPICO 02: ESPECTROS ATÔMICOS
ENERGIA RADIANTE
A luz ou energia eletromagnética é uma radiação que pode ser
transmitida através do vácuo a uma velocidade de 3,0x108m.s-1.
Ela apresenta uma natureza eletromagnética, pois consiste em um
campo elétrico e outro magnético, perpendiculares entre si, que oscilam e
viajam a uma velocidade de 3,0x108m.s-1.
Hoje, acredita-se que a energia luminosa se propaga através do espaço,
na forma de um movimento ondulatório, semelhante às ondas que se
propagam num lago quando se deixa cair uma pedra.
Fonte [1]
Na figura A, é o comprimento de onda, a distância de crista a crista da
onda; e a amplitude de uma onda corresponde à altura de sua crista em
relação ao nível médio da água.
Para a luz o comprimento de onda e a frequência, ambos descrevem
propriedades ondulatórias, estão relacionados pela equação:
Onde
luz.
é a frequência,
é o comprimento de onda e C é a velocidade da
http://www.guia.heu.nom.br/fotometria.htm [4]
A figura acima representa o espectro eletromagnético que incluem
ondas de radio de grande comprimento de onda ate raios gama de
comprimento de onda muito curto.
O olho humano só é capaz de interpretar radiações de comprimento de
onda na faixa de 400 nm a 700 nm que correspondem respectivamente às
cores violeta e vermelha da região visível do espectro eletromagnético.
Ambos os modelos, o corpuscular e o ondulatório, parecem definitivos.
A luz quando se propaga através do espaço, apresenta um comportamento
ondulatório; e quando interage com a matéria, em processos de troca de
energia assume uma natureza corpuscular.
A NATUREZA DUAL DA MATÉRIA
Foto de Brogli [5]
O físico francês de Broglie observou que, se a luz apresenta
caráter tanto ondulatório como corpuscular, deve existir na matéria
uma propriedade com características tanto ondulatórias como
corpuscular.
Aproveitando a ideia de Einstein de que massa e energia estão
relacionadas através da relação: E = mc2, de Broglie observou a
quantidade de movimento p (massa x velocidade) de um fóton (uma
propriedade corpuscular) está, relacionada com o seu comprimento de
onda (uma propriedade ondulatória) através da expressão:
P = massa x velocidade
A quantidade de movimento e o comprimento de onda são
inversamente proporcionais, através da constante de Planck.
De Broglie postulou que, as partículas materiais de massa m e de
velocidade v, estariam associadas a um comprimento de onda λ dado
pela equação:
LEITURA COMPLEMENTAR
Espectroscopia Atômica (Visite a aula online para realizar download
deste arquivo.)
DESAFIO
Para continuar o estudo segue abaixo quatro questionamentos. Leia a
aula, faça uma reflexão e tente resolver mentalmente os desafios. Clique
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arquivo.).
FONTES DAS IMAGENS
1. http://www.ciencias.seed.pr.gov.br/modules/galeria/uploads/4/normal
_824onda.jpg
2. http://www.adobe.com/go/getflashplayer
3. http://www.adobe.com/go/getflashplayer
4. http://www.guia.heu.nom.br/fotometria.htm
5. http://n.i.uol.com.br/licaodecasa/biografias/louis-de-broglie.jpg
6. http://www.denso-wave.com/en/
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AULA 04: ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
TÓPICO 03: A TEORIA DE BOHR PARA O ÁTOMO DE HIDROGÊNIO
O ÁTOMO DE BOHR
Em 1913, Niels Bohr, tentando conciliar a ideia de Rutherford com as de
Planck, propôs um modelo baseado nos seguintes postulados:
-As órbitas permitidas ao movimento de um elétron são aquelas para as
quais o seu momento angular é um múltiplo inteiro de
Momento angular = n.
Átomo de Bohr [1]
N = 1, 2, 3, 4, ... Chamado número quântico
-Um elétron em certa órbita possui energia específica e está em um
estado de energia permitido. Um elétron em um estado de energia permitido
não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral na
direção do núcleo.
Se um elétron que gravita numa órbita estacionária de energia w1, for
excitado de modo a passar a outra órbita estacionária onde a sua energia é
w2 e w2 > w1, ao retornar da segunda à primeira emitirá um fóton de
frequência tal que
W2 - W1 = hv
A aplicação destes postulados permite calcular:
-Os raios das órbitas permitidas
Como m, h e e (carga do elétron) são constantes universais e z é uma
característica do átomo considerado, os raios das sucessivas órbitas
permitidas crescem com n.
A energia do elétron numa órbita permitida:
Assim, para um dado valor de z, a energia do elétron varia com o
número quântico n definidor da órbita permitida.
-A frequência da radiação emitida no trânsito de um elétron de uma
órbita estacionária para outra.
Frequência
Número de onda
Segundo Bohr a existência de certas órbitas estáveis para os elétrons dos
átomos, com energias bem definidas, chamadas níveis energéticos e
representados por números inteiros, iniciando pelo número 1, são chamados
números quânticos principais, n. Bohr propôs que:
-No primeiro nível (n=1) cabem 2 elétrons;
-No segundo nível (n=2) cabem 8 elétrons;
-No terceiro nível (n=3) cabem 18 elétrons;
-No quarto nível (n=4) cabem 32 elétrons.
No geral, no nível energético n do modelo de Bohr, cabem 2n2
elétrons.
MODIFICAÇÕES NO MODELO DE BOHR
Em 1915 A.Sommerfeld postulou que os elétrons no átomo
poderia se movimentar tanto em órbitas circulares quanto em órbitas
elípticas. Para tanto, dois novos números quânticos foram propostos e
posteriormente esses números foram deduzidos matematicamente. Na
mecânica quântica eles são chamados de:
◾ -l número quântico secundário ou azimutal;
◾ -ml número quântico magnético.
Os números quânticos l e ml são dependentes do valor de n em
regiões possíveis de encontrar elétrons. A cada formato de região é
associado um número quântico l, chamado subnível eletrônico.
Assim, para determinado valor de n, o número quântico
secundário, l, assume diferentes valores que variam desde 0 até n -1.
O número quântico ml pode assumir os seguintes valores inteiros:
+l,....,0,....,-l, o que corresponde a 2l+1 valores.
Esses novos números quânticos facilitam interpretar os espectros
dos elementos.
O número quântico magnético ml permite explicar a emissão de
radiação quando os átomos estão submetidos a um campo magnético.
Outra vantagem que esses números propiciam é entender a ordem
na qual os elétrons ocupam suas posições nos níveis energéticos
disponíveis no átomo.
NÍVEIS E SUBNÍVEIS ENERGÉTICOS NOS ÁTOMOS
A espectroscopia é a ciência que contribui para a identificação dos
níveis de energia dos átomos, através do estudo da transição eletrônica
entre dois níveis energéticos correspondendo ao surgimento de linha
de luz emitida pelo átomo.
EXEMPLO:
No espectro atômico dos metais alcalinos (sódio, potássio, rubídio
e césio), as diversas raias que aparecem são agrupadas em quatro
séries: duas linhas intensas ou principais que foram chamadas de
linhas p; outras são difusas, chamadas de linha d; e outras mais fracas,
porém de frequências precisas, chamadas linhas s (do inglês sharp). A
quarta é chamada fundamental f.
Durante uma transição eletrônica nas linhas s, o elétron inicia a
transição a partir de um subnível l=0; nas transições eletrônicas p, o
elétron inicia a partir de l = 1; e nas d, de l = 2.
Estudos posteriores nos espectros infravermelhos de alguns
elementos observaram-se outras linhas que foram chamadas de
fundamentais ou linhas f e o elétron inicia a transição eletrônica a
partir de um subnível l = 3.
PRINCÍPIO DA CONSTRUÇÃO PROGRESSIVA
Princípio da Construção Progressiva é a sequência pela qual se deve
preencher os subníveis energéticos com elétrons.
A regra é que os primeiros subníveis a serem preenchidos são aqueles
com menor soma n + l.
Quando dois subníveis possuírem a mesma soma, preenche-se primeiro
o que possuir menor n.
Bohr contribuiu para reorganizar a tabela periódica sugerindo a ordem
de preenchimento apresentada na figura abaixo.
Denomina-se configuração eletrônica a especificação dos subníveis
ocupados e o número de ocupação de um dado elemento ou íon.
Para determinar as configurações do estado fundamental (menor
energia), empregamos o método de AUFBAU (em alemão significa
"construção"); os elétrons são adicionados aos níveis com menor valor da
soma n + l (menor energia).
Assim, seguimos a direção das setas na figura acima:
H ( z = 1) : 1s1
He ( z = 2) : 1s2
Li ( z = 3) : 1s2 2s1
Be ( z = 4) : 1s2 2s2
B ( z = 5) : 1s2 2s22p1
Outra maneira de mostrar as populações dos orbitais usa uma pequena
linha horizontal (ou um quadrado ou um círculo) para representar um
orbital. Os elétrons são representados por meias setas.
Os dois elétrons emparelhados no orbital 1s do hélio têm spins opostos
ou antiparalelos.
Hund postulou uma regra que afirma:
Em uma configuração eletrônica, a menor energia será obtida quando
o número máximo de elétrons desemparelhados for obtido
DESAFIO
Para continuar o estudo segue abaixo cinco questionamentos. Leia a
aula, faça uma reflexão e tente resolver mentalmente os desafios. Clique
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arquivo.).
DICA
Para conhecer mais sobre a Biografia de A. Sommerfeld clique aqui
[4].
FONTES DAS IMAGENS
1. http://files.colegiociencias.webnode.es/2000001868f145900e7/atomo4.gif
2. http://www.adobe.com/go/getflashplayer
3. http://www.adobe.com/go/getflashplayer
4. http://www.infopedia.pt/$arnold-sommerfeld
5. http://www.denso-wave.com/en/
Responsável: Prof. Dr. Odair Pastor Ferreira
Universidade Federal do Ceará - Instituto UFC Virtual
QUÍMICA GERAL
AULA 04: ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
TÓPICO 04: ONDAS E PARTÍCULAS
ONDAS ESTACIONÁRIAS UNIDIMENSIONAIS
A mecânica quântica atribui propriedades ondulatórias aos elétrons no
átomo. Como exemplos de ondas estacionárias temos as ondas produzidas
por instrumentos de cordas.
Na figura acima, observamos uma onda estacionaria semelhante a de
uma corda de guitarra onde ela é esticada é tangida no seu centro e depois é
solta. A vibração da corda é chamada onda estacionaria porque parece não se
mover ao longo da corda. A corda da guitarra é presa em suas extremidades e
não pode se movimentar nestes pontos. Cada ponto onde não ocorre nenhum
movimento é chamado nó.
Outro modo de fazer vibrar uma corda de guitarra é manter a corda sem
movimento no seu centro e tangida na metade da distancia entre o centro da
corda e a extremidade. Quando a corda for liberada ela não permanece mais
parada e a corda começa a vibrar conforme mostrado de f2 até f5 na figura
abaixo.
Nestes modos de vibrações existem dois nós em f1, três nó em f2, quatro
nó em f3, cinco nó em f4.
Uma corda esticada pode vibrar de varias maneiras diferentes cada uma
com seu próprio número característico de nós, desde que para cada modo de
vibração existe um nó em cada extremidade da corda.
QUANTIZAÇÃO
As vibrações de uma corda esticada são quantizadas, pois são permitidos
apenas certos modos específicos de vibrações.
Aos modos permitidos de vibração é atribuído a cada um, um número
quântico tal como n = 1, 2, 3, 4.... onde n é menor do que o número de nós.
Cada modo de vibração possui associado a ele uma energia discreta que
cresce à medida que o número quântico n aumenta.
ONDA ESTACIONÁRIO BIDIMENSIONAL
Um tambor percutindo em diferentes pontos do seu couro emite sons
diferentes, pois são possíveis modos diferentes de vibração.
1° MODO - VIBRAÇÕES RADIAIS
O primeiro modo é aquele onde o couro executa um simples
deslocamento para baixo e para cima. Este modo possui um único nó, que é
uma linha correspondendo ao circulo em volta da beirada do tambor. Este
nó deve existir para todos os modos de vibração devido a condição limite
para um couro de tambor em vibração, onde o deslocamento deve ser
sempre nulo ao redor da periferia.
Membrana vibrante com movimento
2° MODO
O segundo modo de vibração radial de um couro de tambor possui um
segundo nó circular. Ao mesmo tempo em que o couro se movimenta para
cima perto da beirada, se movimenta para baixo perto do centro.
Em qualquer ponto sob o nó, não existe nenhum movimento do couro,
nem para cima e nem para baixo.
Onda estacionária bidimensional com movimento
3° MODO
O terceiro modo de vibração radial possui um total de três nós
circulares. Esses nós separam regiões do couro do tambor que se
movimentam em direções opostas, a todo instante.
Onda estacionária bidimensional com movimento
VIBRAÇÕES ANGULARES
Quando o tambor é percutido fora do centro, modos de vibrações
angulares são produzidos no couro do tambor. Na figura abaixo,quatro
modos são mostrados. Os dois primeiros possuem, além do nó radial em
volta da beirada, sempre presente, um nó angular, uma linha reta passando
pelo centro do couro do tambor.
De um lado do nó angular o couro do tambor se movimenta para cima,
ao passo que do outro lado se movimenta para baixo. Um instante depois,
as localizações dos lados são investidas e o lado esquerdo em baixo, ao
passo que o direito está em cima, alternando-se continuamente enquanto
prossegue a vibração.
vibrações angulares com movimento
QUANTIZAÇÃO
As vibrações de um couro de tambor são quantizadas em energia e
como é adicionada uma segunda dimensão, são também quantizadas na
sua orientação dentro do plano. Portanto, para descrever as vibrações de
um couro de tambor (vibrações bidimensionais), precisamos de dois
números quânticos, um para descrever a energia de vibração (frequência) e
outro para especificar a sua orientação.
PRINCIPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG
Um elétron é pequeno demais para ser visto, e só pode ser observado
quando submetido a uma perturbação. Por exemplo, podemos atingir o
Fonte [1]
elétron com outra partícula, como um fóton ou um elétron, ou poderíamos
aplicar ao elétron uma força magnética ou elétrica. Isso inevitavelmente
modificará a posição do elétron, ou a velocidade e direção de seu movimento.
SEGUNDO HEISENBERG:
Quanto mais certeza tiver na posição de um
elétron, menos certeza saberá da sua velocidade, ou
vice-versa.
Isso significa que é impossível conhecer
exatamente a posição e a velocidade de um elétron ao
mesmo tempo. Assim, o conceito de um elétron
percorrendo uma órbita definida, na qual podem ser
calculadas com exatidão sua posição e velocidade,
deve ser substituída pela probabilidade de
encontrar um elétron numa determinada posição, ou
num determinado volume de espaço.
FÓRUM
Com base no que temos estudado até aqui, discuta no espaço de
Fórum AULA 4: Estrutura Eletrônica dos átomos – "MODELOS
ATÔMICOS" os modelos atômicos descritos até agora, em relação a:
• Cada modelo atômico desenvolvido;
• A abrangência de cada modelo descrito;
• Fundamentação cientifica aplicada a cada modelo;
• Contextualize o conceito de quantização no seu cotidiano.
FONTES DAS IMAGENS
1. http://www.cienciacultura.com/Historia/FigurasHistor/heisemberg00.gif
2. http://www.denso-wave.com/en/
Responsável: Prof. Dr. Odair Pastor Ferreira
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QUÍMICA GERAL
AULA 04: ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
TÓPICO 05: ORBITAL ATÔMICO
Como o elétron tem propriedades ondulatórias, ele pode ser descrito
como uma função de onda . Para o sistema atômico mais simples, o átomo
de hidrogênio, a equação de Schrodinger é:
Foto de Schrodinger [1]
A energia total do átomo de hidrogênio, E, é a soma da energia potencial
(termo que contem V) mais a energia cinética (contida no 1º termo da
equação). Nesta equação, h é a constante de Planck e m é a massa do elétron.
Neste tipo de equação a incógnita apresenta famílias de equações que são
soluções.
E uma vez determinadas essas equações podem nos dizer quase tudo
sobre o comportamento do elétron no átomo de hidrogênio.
A probabilidade de encontrar um elétron em qualquer região do espaço
próximo ao núcleo é proporcional ao quadrado do valor absoluto da função
de onda .
PROBABILIDADE
Assim, a probabilidade de encontrar um elétron em qualquer elemento
de volume deve ser real e positivo, e
sempre satisfaz essa condição.
A solução da equação de Schrodinger para o átomo de hidrogênio
produz funções de onda do tipo:
EXPLICANDO CADA PARTE DESTA EQUAÇÃO:
• [N] é uma constante de normalização indicando que a probabilidade
de encontrar o elétron em qualquer lugar do espaço deve ser unitária.
• Rn,l (r) é a parte radial da função de onda. O valor de [ Rn,l(r) ]2 dar a
probabilidade de encontrar o elétron a qualquer distancia r do núcleo. Os
dois números quânticos n e l são soluções da parte radial da função de
onda: n é chamado numero quântico principal e define o raio médio do
elétron; n,l,ml pode ser autofunção apenas para n = 1, 2, 3, 4, ...., inteiro. l
é o numero quântico que especifica o momento angular do elétron; n,l,ml
pode ser autofunção para l = 0, 1, 2, 3,......até n-1.
•
É a parte angular da função de onda. Os números
quânticos l, e ml são soluções da função angular. ml é chamado número
quântico magnético e está relacionado com a sua orientação no espaço.
n,l,ml pode ser autofunção apenas para ml= +l, l-1, l-2,... até –l, onde | |
significa módulo. Isto significa que existem 2l + 1 orientações espaciais
diferentes para os mesmos n e l.
ORBITAL ATÔMICO
As autofunções do hidrogênio
n,l,ml
são chamadas de orbital. Os orbitais
para o átomo de hidrogênio são classificados conforme sua distribuição
angular, ou valor de l. Cada diferente valor de l é assinalado uma letra que
representa um tipo de orbital:
L = 0 é um orbital s
L = 1 é um orbital p
L = 2 é um orbital d
L = 3 é um orbital f
Para l = 4 ou superior, a ordem alfabética é seguida, omitindo apenas a
letra j. O conjunto de orbitais com o mesmo valor de n é chamado nível
eletrônico. Por exemplo, todos os orbitais que têm n = 2 chamados segundo
nível.
O conjunto de orbitais que possuem os mesmos valores de n e l é
chamado subnível. Cada subnível é designado por um número (o valor de n)
e uma letra s, p, d, ou f (correspondendo a um valor de l). Por exemplo, os
orbitais que tem n = 2 e l = 1 são chamados orbitais 2p e ocupam o subnível
2p.
n
l
Subnivel
m1
Nº de Orbitais
no subnivel
Notação
completa
dos Orbitais
1
0
1s
0
1
1s
0
2s
0
1
2s
+1
1
2pz
0
1
2px
1
1
2py
0
1
2s
+1
1
3pz
0
1
3px
1
1
3py
+2
1
3dz2
+1
1
3dx 2 - y2
0
1
3dxy
-1
1
3dxz
-2
1
3dyz
2
1
0
1
2p
3s
3p
3
2
3d
0
1
2
4s
4p
3d
0
1
4s
+1
1
4pz
0
1
4px
1
1
4py
+2
1
4dz2
+1
1
4dx2 - y2
0
1
4dxy
-1
1
4dxz
-2
1
4dyz
+3
1
4f5z3 - 3 zr2
+2
1
4f5z2 - 3 zr2
+1
1
4fzx2 - zy2
0
1
4dxzy
-1
1
4fy3 - 3 yx2
-2
1
4f5yz2 - 3 yr2
-3
1
4fx3 - 3 xy2
4
3
4f
As energias relativas dos orbitais do átomo de hidrogênio até n = 4 (4s)
estão mostrados na figura abaixo.
Nesta figura cada quadricula representa um orbital. Quando o elétron
está em um orbital de energia mais baixo, diz-se que o átomo de hidrogênio
está no seu estado fundamental.
Quando o elétron ocupa qualquer orbital de energia superior, o átomo
está no estado excitado. O elétron pode ser excitado para um orbital de mais
alta energia através da absorção de um fóton de energia apropriada.
REPRESENTAÇÃO DO ORBITAL
A função de onda também informa a probabilidade de localização do
elétron no espaço para um estado especifico de energia permitida.
ORBITAL S
ORBITAL 1S
1s é o orbital de mais baixa energia, n = 1, e possui formato geométrico
esférico.
A figura acima nos mostra que a probabilidade de encontrar o elétron
diminui à medida que nos afastamos do núcleo em qualquer direção
especifica.
ORBITAL 2S E 3S
Analogamente os orbitais 2s e 3s do hidrogênio apresentam, também,
geometria esférica e, portanto simétricos. A função probabilidade,
varia com r para os orbitais 2s e 3s e está mostrada na figura.
2
,
As regiões onde 2 é zero é chamada nó. O numero de nó aumenta com
o aumento do numero quântico principal n.
1S
Um método muito empregado para representarem orbitais é a
superfície limite. Para os orbitais s, essas representações de contorno são
simplesmente esferas, figura.
2S
3S
ORBITAIS P
Distribuição de densidade eletrônica dos três orbitais p. Os índices
inferiores indicam os eixos ao longo do qual cada orbital se encontram.
Cada nível começando com n = 2 possui três orbitais; portanto existem 3
orbitais 2p (2pz, 2px, 2py). Para n=3 orbitais existem também 3 orbitais 3p
(3pz, 3px, 3py), e assim por diante. Fazemos a distinção destes através da
orientação da função de onda e rotulamos esses orbitais como pz, px, py.
ORBITAIS D E F
Para n igual ou superior a três, para l = 2 temos os orbitais d. existem
cinco orbitais 3d, cinco orbitais 4d, etc. Esses diferentes orbitais em
determinado nível apresenta diferentes formatos e orientações espaciais
ocupando principalmente um plano.
ORBITAIS DZ2
O orbital dz2 apresenta formato diferente dos demais orbitais d.
ORBITAIS DXY, DXZ E DYZ
Os orbitais dxy, dxz e dyz situam-se nos planos xy, xz e yz
respectivamente, com os lóbulos orientados entre os eixos respectivos.
http//www.geocities.com/Vienna/Choir/9201/funcoes_de_onda.htm
Orbitais 3dxy 3dxz 3dyz.
DX2-Y2
Os lóbulos do orbital dx2-y2 também se situam no plano xy, com os
lóbulos ao longo dos eixos x e y. Embora a distribuição espacial dos orbitais
d varie na orientação espacial, dentro de cada nível a energia destes
orbitais é degenerada, ou seja, iguais para um mesmo numero quântico n.
Para n maior ou igual a quatro, e l = 3 existem sete orbitais f equivalentes.
Para descrever átomos com mais de um elétron, devemos levar em
consideração tanto a natureza e energia dos orbitais assim como os
elétrons ocupam os orbitais disponíveis.
DESAFIO
Para continuar o estudo segue abaixo quatro questionamentos. Leia a
aula, faça uma reflexão e tente resolver mentalmente os desafios. Clique
aqui para abrir (Visite a aula online para realizar download deste
arquivo.).
FONTES DAS IMAGENS
1. http://pt.wikipedia.org/wiki/Erwin_Schr%C3%B6dinger
2. http://www.denso-wave.com/en/
Responsável: Prof. Dr. Odair Pastor Ferreira
Universidade Federal do Ceará - Instituto UFC Virtual
QUÍMICA GERAL
AULA 04: ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
TÓPICO 06: A DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS NO ÁTOMO POLIELETRÔNICO
Os orbitais atômicos em um átomo polieletrônico são semelhantes aos
dos átomos de hidrogênio. Assim, continuamos a designar os orbitais como
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, etc.
Em um átomo polieletrônico a repulsão elétron – elétron faz com que os
diferentes subníveis estejam em diferentes níveis de energia, como mostrado
na figura abaixo.
Fonte [1]
COMO OS ELÉTRONS DE UM ÁTOMO POLIELETRÔNICO OCUPAM OS ORBITAIS
DISPONÍVEIS?
Os espectros de linha de átomos polieletrônico apresentavam
pares de linhas pouco espaçadas, ou seja, havia duas vezes mais níveis
de energia do que se esperava. Em 1925 Uhlenbeck e Goudsmit
postularam que os elétrons possuíam uma propriedade intrínseca,
chamada spin eletrônico.
O elétron comportava-se como uma esfera minúscula girando em
torno de seu próprio eixo, sendo assim, quantizado. Esse novo numero
quântico, o numero quântico magnético spin, é simbolizado por ms e
apenas dois valores possíveis são permitidos: + ½ e – ½. Uma carga
giratória produz um campo magnético. Os dois sentidos opostos de
rotação produzem campos magnéticos opostos que levam a separação
das linhas espectrais em pares muito próximos.
Principio da exclusão de pauli – spin eletrônico
O principio da exclusão de Pauli afirma:"Dois elétrons em um átomo
não podem ter o conjunto de quatro números quânticos n, l, ml e ms iguais."
Para um orbital tipo 1s, 2s, 2pz, etc, os valores de n, l, e ml são fixos.
Para colocar mais de um elétron em um desses orbitais e satisfazer o
principio da exclusão de Pauli a única alternativa é assinalar diferentes
valores de ms para cada elétrons. Como ms só pode assumir + ½ e – ½ um
orbital pode receber no máximo dois elétrons e eles devem ter spins opostos.
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
Conhecendo as energias relativas dos orbitais e o princípio da
exclusão de Pauli podemos ver a maneira na qual os elétrons são
distribuídos entre os vários orbitais de um átomo, ou seja, a
configuração eletrônica.
Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia, com
no máximo dois elétrons por orbital.
Exemplo:
Aqui, cada orbital é representado por uma quadrícula e cada elétron,
por uma meia – seta apontada para cima representando um número
quântico magnético spin positivo (ms = + ½), e a meia – seta para baixo
representa um elétron com numero quântico magnético spin negativo
(ms = - ½).
Elétrons que possuem spins contrários são ditos emparelhados. No
átomo de lítio dois elétrons no orbital 1s estão emparelhados, e o elétron
no orbital 2s está desemparelhado.
REGRA DE HUND
Para orbitais degenerados (mesma energia),
a menor energia será obtida quando o numero
de elétrons com o mesmo spin for maximizada.
A regra de Hund é baseada no fato dos elétrons se repelirem.
Quando eles ocupam orbitais diferentes, os elétrons permanecem
afastados o quanto possível um do outro minimizando as repulsões
elétron – elétron.
Elemento
Total de
Elétrons
Configuração Quadricula
1S
2S
3S
3P
Configuração
Eletronica
LI
3
⇅
↑
1s22s1
LI
4
⇅
⇅
1s22s2
B
5
⇅
⇅
↑
1s22s22p1
1s22s22p2
C
6
⇅
⇅
↑
↑
N
7
⇅
⇅
↑
↑
↑
1s22s22p3
O
8
⇅
⇅
⇅
↑
↑
1s22s22p4
F
9
⇅
⇅
⇅
⇅
↑
1s22s22p5
NE
10
⇅
⇅
⇅
⇅
⇅
1s22s22p6
NA
11
⇅
⇅
⇅
⇅
⇅
⇅
1s22s22p63s1
ATIVIDADE DE PORTFÓLIO
Responda às questões sobre Estrutura Eletrônica dos Átomos,
salve o arquivo com o nome Aula_04_Portfolio e em seguida coloque a
atividade no seu portfólio individual. Clique aqui para abrir (Visite a aula
online para realizar download deste arquivo.).
FONTES DAS IMAGENS
1. http://lqes.iqm.unicamp.br/images/lqes_empauta_novidades_879_ato
mos_As.jpg
2. http://www.adobe.com/go/getflashplayer
3. http://www.adobe.com/go/getflashplayer
4. http://www.denso-wave.com/en/
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