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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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)

Orbitais p são orbitais com 𝑙 = 1

As orbitais são caracterizadas pelos números quânticos (exemplo):

2𝑝𝑥 – 2,1, −1 2𝑝𝑦 – 2,1,0 2𝑝𝑧 – 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

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

19

Daniela Pinto

1s < 2s =2p < 3s=3p=3d < 4s=4p=4d=4f < ...... En

erg

ia

E1

E2

E3

1s

2s 2p 2p 2p

3p 3p 3p 3s 3d 3d 3d 3d 3d

n = 2

n = 3

n = 1

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

21

Daniela Pinto

En

erg

ia

1s

2s

2p 2p 2p

3p 3p 3p

3s

3d 3d 3d 3d 3d

n = 2

n = 3

n = 1

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d .....

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

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

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

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

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

Diagramas de caixas

27

𝐻1 ↑

1s1 2s 2p

𝐻𝑒2 ↑↓

1s2 2s 2p

𝐵5 ↑↓ ↑↓ ↑

1s2 2s2 2p1

𝐵5 ↑↓ ↑↓ ↑

1s2 2s2 2p1

ou

Daniela Pinto

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 2px1 2py

1 2pz1

𝑂8 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑

1s2 2s2 2px1 2py

2 2pz1

Daniela Pinto

29

Daniela Pinto

1s2 2s2 2px2

2py0

2pz0

2px1

2py1

2pz0

2px1

2py1

2pz0

ou

ou

6C

Configurações eletrónicas de átomos no estado fundamental (os

eletrões estão todos nas orbitais de menor energia):

30

Daniela Pinto

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

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