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8 orbitais e numeros quanticos

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8 orbitais e numeros quanticos

  1. 1. Modelos atómicos Dalton (séc. XIX)  0s átomos eram indivisíveis (não tinham outras partículas no seu interior). 2 Thomson  Descobriu o eletrão em 1897. O átomo era uma esfera com carga positiva e com eletrões (com carga negativa) no seu interior, espalhados como passas num bolo. Daniela Pinto
  2. 2. Rutherford (cientista neozelandês) O átomo era constituído por:  Um núcleo, com protões com carga positiva, e por eletrões que se moviam à volta do núcleo, como um planeta à volta do Sol (modelo planetário).  A maior parte do átomo era espaço vazio. 3 Daniela Pinto
  3. 3. Bohr  O núcleo do átomo era constituído por protões e neutrões.  Os eletrões encontravam-se à volta do núcleo, em órbitas bem definidas, com certos níveis de energia (quantificação da energia dos eletrões). 4 Daniela Pinto
  4. 4. Heisenberg (físico alemão)  A posição e a energia do eletrão não podem ser conhecidas, ao mesmo tempo, com exatidão (Princípio da Incerteza de Heisenberg). 5 Schrödinger (físico austríaco)  A posição e a energia do eletrão são calculadas por uma equação matemática (equação de onda). Daniela Pinto
  5. 5. Órbita ≠ Orbital 6 Órbita – linha onde existe a certeza de encontrar o eletrão com uma dada energia. Orbital – região do espaço onde há probabilidade de se encontrar o eletrão com uma dada energia. Representa-se por um conjunto de pontos que formam uma nuvem à volta do núcleo. Daniela Pinto
  6. 6. Modelo da nuvem eletrónica ou modelo quântico 7  É o modelo atual do átomo;  Os eletrões encontram-se à volta do núcleo, em orbitais, com certos níveis de energia, mas sem uma posição exata (sem uma trajetória definida - um eletrão pode estar mais perto do núcleo ou mais afastado); Daniela Pinto Maior probabilidade de encontrar o eletrão Menor probabilidade de encontrar o eletrão
  7. 7. Número quântico principal (n) 8 Indica a energia e o tamanho da orbital (distância média do eletrão ao núcleo). Só pode ter valores inteiros: n = 1, n = 2, n = 3… Quando o valor de n é maior, a energia e o tamanho da orbital serão maiores. Orbitais com o mesmo valor de n pertencem ao mesmo nível de energia. Daniela Pinto
  8. 8. Número quântico de momento angular (l) 9 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. Daniela Pinto
  9. 9. Número quântico magnético (ml) 10 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 e + l :  Se l = 0, então ml = 0;  Se l = 1, então pode ser ml = -1, ml = 0 ou ml = +1 Daniela Pinto
  10. 10. Para cada n há n2 orbitais. 11 Daniela Pinto 1 0 0 (1,0,0) 2 0 0 (2,0,0) 1 -1 (2,1,-1) 0 (2,1,0) 1 (2,1,1) n 𝒍 𝒎𝒍 Orbital
  11. 11. Quando os átomos de hidrogénio, atravessam um campo magnético provocado por um íman, desviam-se em sentidos opostos. Isto acontece porque os eletrões têm um movimento de rotação e comportam-se como ímanes. 12 Daniela Pinto
  12. 12. Número quântico de spin (ms) 13 Indica o sentido do movimento de rotação do eletrão (no sentido dos ponteiros do relógio ou no sentido contrário) e explica o facto dos eletrões se comportarem como pequenos ímanes. Só pode ter os valores ms = +1/2 ou ms = -1/2 Daniela Pinto
  13. 13. Resumindo… As orbitais atómicas são identificadas por três números quânticos:  n – número quântico principal;  l – número quântico de momento angular, secundário ou azimutal;  ml – número quântico magnético. 14 Daniela Pinto
  14. 14. Para identificar um eletrão no átomo são necessários quatro números quânticos (n, l, ml e ms).  ms - número quântico de spin 15 A orbital 3s é identificada por três números quânticos: n = 3, l = 0 e ml = 0 ou (3, 0, 0). Os eletrões 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). Daniela Pinto
  15. 15. Orbitais As orbitais s têm uma forma esférica. 16 Daniela Pinto Orbitais s são orbitais com 𝑙 = 0 As orbitais são caracterizadas pelos números quânticos: 1𝑠 – 1,0,0 2𝑠 – 2,0,0 3𝑠 – (3,0,0)
  16. 16. Orbitais p são orbitais com 𝑙 = 1 As orbitais são caracterizadas pelos números quânticos (exemplo): 2𝑝 𝑥 – 2,1, −1 2𝑝 𝑦 – 2,1,0 2𝑝 𝑧 – 2,1,1 As orbitais p têm uma forma de dois lóbulos simétricos, orientados segundo cada um dos eixos x, y ou z. 17 Daniela Pinto
  17. 17. Em átomos monoeletrónicos (só com um eletrão), as orbitais com o mesmo valor de n têm a mesma energia. 18 A energia das orbitais é maior quando n é maior. Daniela Pinto
  18. 18. 19 Daniela Pinto 1s < 2s =2p < 3s=3p=3d < 4s=4p=4d=4f < ......Energia E1 E2 E3 1s 2s 2p2p2p 3p3p3p3s 3d3d3d3d 3d n = 2 n = 3 n = 1
  19. 19. Em átomos polieletrónicos, as orbitais com o mesmo valor de n e com maior valor de l têm mais energia (ex.: E2p > E2s). As orbitais com o mesmo valor de n e de l (ex.: 2px, 2py e 2pz) têm a mesma energia (orbitais degeneradas). 20 Daniela Pinto
  20. 20. 21 Daniela Pinto Energia 1s 2s 2p 2p2p 3p3p3p 3s 3d 3d3d3d 3d n = 2 n = 3 n = 1 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d .....
  21. 21. O tamanho e a energia do mesmo tipo de orbital são diferentes quando os átomos são diferentes. 22 Por exemplo, a orbital 1s do magnésio (12Mg) é menor e tem menos energia do que a orbital 1s do sódio (11Na). Isto acontece porque o núcleo do magnésio tem mais protões e atrai mais os eletrões (ficam mais perto do núcleo e a sua energia é menor). Daniela Pinto
  22. 22. Configurações eletrónicas 23 Indica como os eletrões se distribuem nas orbitais. • Diagrama de caixas Representação duma orbital com 2 eletrões: • A seta para cima representa ms = +1/2 e a seta para baixo representa o ms = -1/2 • Uma orbital 3s, com os números (3,0,0), com dois eletrões representa- se por 3s2. Daniela Pinto
  23. 23. Princípio da Energia Mínima Os eletrões 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). Se os átomos estiverem excitados, têm eletrões que estão em níveis de energia superiores, quando podiam estar em orbitais com menor energia. 24 Daniela Pinto
  24. 24. Princípio de Exclusão de Pauli 25 Numa orbital só podem existir, no máximo, dois eletrões com spins opostos (não pode existir mais do que um eletrão com os mesmos números quânticos). Daniela Pinto 2He
  25. 25. Diagrama de Linus Pauling – Diagrama de preenchimento das orbitais, que facilita a escrita das configurações eletrónicas dos átomos, de acordo com o Princípio da Energia Mínima. 26 Daniela Pinto
  26. 26. Diagramas de caixas 27 𝐻1 ↑ 1s1 2s 2p 𝐻𝑒2 ↑↓ 1s2 2s 2p 𝐵5 ↑↓ ↑↓ ↑ 1s2 2s2 2p1 𝐵5 ↑↓ ↑↓ ↑ 1s2 2s2 2p1 ou Daniela Pinto
  27. 27. Regra de Hund 28 Nas orbitais com a mesma energia (ex.: 2px, 2py e 2pz ), coloca-se primeiro um eletrão em cada orbital (eletrão desemparelhado), de modo a ficarem com o mesmo spin, e só depois se completam as orbitais com um eletrão de spin oposto. 𝑁7 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s2 2s2 2p3 𝑂8 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 1s2 2s2 2p4 𝑁7 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s2 2s2 2px 1 2py 1 2pz 1 𝑂8 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑ 1s2 2s2 2px 1 2py 2 2pz 1 Daniela Pinto
  28. 28. 29 Daniela Pinto 1s2 2s2 2px 2 2py 0 2pz 0 2px 1 2py 1 2pz 0 2px 1 2py 1 2pz 0 ou ou 6C
  29. 29. Configurações eletrónicas de átomos no estado fundamental (os eletrões estão todos nas orbitais de menor energia): 30 Daniela Pinto
  30. 30. Cerne – Conjunto do núcleo com os eletrões mais internos.  Os eletrões do cerne de um elemento representam-se através da configuração electrónica do gás nobre que é anterior a esse elemento.  Neste tipo de representação, aparecem apenas as orbitais de valência (orbitais do último nível que têm mais energia), com os respetivos eletrões de valência, e as orbitais d dos elementos de transição. 31 Daniela Pinto
  31. 31. Configurações electrónicas de átomos no estado excitado (existem eletrões 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 32 Daniela Pinto

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