Como o elétron tem propriedades ondulatórias, ele pode ser

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.
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,
2
,
varia com r para os orbitais 2s e 3s e está mostrada na figura.
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
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arquivo.).
FONTES DAS IMAGENS
1. http://pt.wikipedia.org/wiki/Erwin_Schr%C3%B6dinger
Responsável: Professor Glauber Bezerra
Universidade Federal do Ceará - Instituto UFC Virtual