3.2. ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS 3.3. CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS Aline Lamenha OBJETIVOS Referir os contributos de vários cientistas e das suas propostas de modelo atómico, para a criação do modelo atómico atual; Descrever o modelo quântico do átomo em termos de números quânticos (n, l, ml e ms), orbitais e níveis de energia; Escrever as configurações eletrônicas dos átomos dos elementos (Z ≤ 23), atendendo ao Princípio da Energia Mínima, ao Princípio de Exclusão de Pauli, e à Regra de Hund. MODELOS ATÔMICOS Dalton (séc. XIX) – 0s átomos eram indivisíveis (não tinham outras partículas no seu interior). Thomson – Descobriu o elétron em 1897. O átomo era uma esfera com carga positiva e com electrões (com carga negativa) no seu interior, espalhados como passas num bolo. MODELOS ATÔMICOS Rutherford – O átomo era constituído por um núcleo, com protões com carga positiva, e por electrões que se moviam à volta do núcleo, como um planeta à volta do Sol (modelo planetário). A maior parte do átomo era espaço vazio. MODELOS ATÔMICOS Bohr – O núcleo do átomo era constituído por prótons e neutrons. Os elétrons encontravam-se à volta do núcleo, em órbitas bem definidas, com certos níveis de energia (quantificação da energia dos elétrons). MODELOS ATÓMICOS Heisenberg – A posição e a energia do elétron não podem ser conhecidas, ao mesmo tempo, com exatidão (Princípio da Incerteza de Heisenberg). Schrödinger – A posição e a energia do elétron são calculadas por uma equação matemática (-equação de onda). MODELOS ATÔMICOS Modelo da nuvem electrônica ou modelo quântico: É o modelo atual do átomo; É um modelo matemático, baseado na Mecânica Quântica; Os elétrons encontram-se ao redor do núcleo, em orbitais, com certos níveis de energia, mas sem uma posição exata (sem uma trajectória definida ) Uma orbital é uma região do espaço onde o elétron, com uma certa energia, tem probabilidade de se encontrar. Representa-se por um conjunto de pontos que formam uma nuvem à volta do núcleo. MODELOS ATÓMICOS Quando se descobrem novos fatos científicos que não podem ser explicados por um modelo ou teoria, estes têm de ser alterados. Assim aconteceu com o modelo atômico de Bohr e assim poderá acontecer com o modelo atômico atual. NÚMEROS QUÂNTICOS os orbitais atômicos são identificadas por três números quânticos: n – número quântico principal; l – número quântico de momento angular, secundário ou azimutal; ml – número quântico magnético. O elétron possui um movimento de rotação que é identificado pelo número quântico de spin (ms). NÚMEROS QUÂNTICOS O número quântico principal (n) indica a energia e o tamanho da orbital (distância média do elétrono ao núcleo). Só pode ter valores inteiros: n = 1, n = 2, n = 3…n=7 Quando o valor de n é maior, a energia e o tamanho do orbital serão maiores. Orbitais com o mesmo valor de n pertencem ao mesmo nível de energia. NÚMEROS QUÂNTICOS O número quântico de momento angular (l) indica a forma da orbital (tipo de orbital): Só pode ter valores inteiros entre 0 e n -- 1: -Se n = 1, então l = 0; -Se n = 2, então pode ser l = 0 ou l = 1; -Se n = 3, então pode ser l = 0, l = 1 ou l = 2. NÚMEROS QUÂNTICOS O número quântico magnético (ml) indica a orientação da orbital no espaço. As orbitais podem estar orientadas segundo os eixos x, y ou z (ex: px, py ou pz). Só pode ter valores inteiros entre – l , 0, + l : Se l = 0, então ml = 0; Se l = 1, então pode ser ml = -1, ml = 0 ou ml = +1 NÚMEROS QUÂNTICOS NÚMEROS QUÂNTICOS O número quântico de spin (ms) indica o sentido do movimento de rotação do electrão (no sentido dos ponteiros do relógio ou no sentido contrário). Só pode ter os valores ms = +1/2 ou ms = -1/2 NÚMEROS QUÂNTICOS Para identificar uma orbital são necessários três números quânticos (n, l e ml). Para identificar um elétron no átomo são necessários quatro números quânticos (n, l, ml e ms). A orbital 3s é identificada por três números quânticos: n = 3, l = 0 e ml = 0 ou (3, 0, 0). Os elétrons que se podem encontrar numa orbital 3s são identificados por quatro números quânticos: n = 3, l = 0, ml = 0 e ms = +1/2 ou (3, 0, 0, +1/2); n = 3, l = 0, ml = 0 e ms = -1/2 ou (3, 0, 0, -1/2). NÚMEROS QUÂNTICOS Diagrama de caixas – Representação duma orbital com 2 electrões: A seta para cima representa ms = +1/2 e a seta para baixo representa o ms = -1/2 Uma orbital 3s com dois elétrons representa-se por 3s2. Cada orbital só pode ter, no máximo, 2 elétrons. Para cada orbital no máximo, 2n2 elétrons. ORBITAIS As orbitais s têm uma forma esférica. ORBITAIS As orbitais p têm uma forma de dois lóbulos simétricos, orientados segundo cada um dos eixos x, y ou z. ORBITAIS A energia das orbitais é maior quando n é maior. Em átomos monoelectrónicos (só com um electrão), as orbitais com o mesmo valor de n têm a mesma energia. CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS Configuração eletrônica – Maneira como os elétrons se distribuem nas orbitais. Princípio da Energia Mínima – Os elétrons estão distribuídos nas orbitais de menor energia, de modo a que a energia do átomo seja mínima (o átomo está no estado fundamental e é mais estável). CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS Princípio de Exclusão de Pauli – Num orbital só podem existir, no máximo, dois elétrons com spins opostos (não pode existir mais do que um elétron com os mesmos números quânticos)-. CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Diagramas de caixas: CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Regra de Hund – Nos orbitais com a mesma energia (ex: 2px, 2py e 2pz ), coloca-se primeiro um elétron em cada orbital (elétron desemparelhado), de modo a ficarem com o mesmo spin, e só depois se completam as orbitais com um elétron de spin oposto. CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Diagrama de Linus Pauling – Diagrama de preenchimento das orbitais, que facilita a escrita das configurações electrónicas dos átomos, de acordo com o Princípio da Energia Mínima. CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Configurações eletrônicas de átomos no estado fundamental (os elétrons estão todos oas orbitais de menor energia): CONFIGURAÇÕES ELECTRÓNICAS Configurações electrónicas de átomos no estado excitado (existem electrões em orbitais de maior energia, com lugares livres em orbitais de energia inferior): 1s2 2s2 2p6 3s1 3p1 1s2 2s2 2p3 3s1 1s2 2s2 2p6 4s1 BIBLIOGRAFIA Dantas, M., & Ramalho, M. (2008). Jogo de Partículas A Física e Química A - Química -- Bloco 1 -- 10º/11º Ano. Lisboa: Texto Editores.