números quânticos

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.