A Teoria de Bohr foi aceite com entusiasmo, porque pela primeira vez se conseguiu: Interpretar qualitativamente os espectros atómicos em geral;

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1 Sumário Das Estrelas ao átomo Unidade temática 1 Como se carateriza o modelo O modelo quântico: Números quânticos. Energia das orbitais. Princípios e regras para a distribuição dos eletrões pelas orbitais. Configurações eletrónicas. APSA 7 Modelo quântico. Configurações eletrónicas. Só triunfos na teoria de Bohr? A Teoria de Bohr foi aceite com entusiasmo, porque pela primeira vez se conseguiu: Interpretar qualitativamente os espectros atómicos em geral; Fornecer uma base teórica para a ordenação dos elementos na TP; Explicar, quantitativamente o espectro do átomo de hidrogénio e partículas hidrogenóides; Valores do raio atómico e da energia de ionização do átomo de hidrogénio e partículas hidrogenóides. 1

2 Falhas da teoria de Bohr Uma Teoria só pode ser aceite enquanto fornece interpretação não só para factos experimentais conhecidos, mas também para outros que vão sendo descobertos. Questões sem resposta: Como explicar, quantitativamente, os espectros dos átomos polieletrónicos? Como se ligam os átomos e por que é estável a geometria das moléculas, com eletrões a moverem-se continuamente em orbitas circulares? E as orbitas dos eletrões? Nenhuma experiência as conseguia comprovar. Também se criticava a estranha mistura de ideias clássicas com ideias quânticas. O Modelo Quântico No modelo quântico a posição do eletrão deixa de ser tratada em termos de certeza (Modelo de Bohr), para ser substituída por probabilidade de encontrar o eletrão numa determinada zona do espaço. O conceito de órbita (Modelo de Bohr) é substituído pelo conceito de orbital. Modelo de Bohr Modelo Quântico 2

3 Modelo atómico de Bohr Modelo atómico atual O eletrão descreve orbitas. Orbita linha onde existe a certeza de encontrar o eletrão, com uma dada energia. O eletrão ocupa uma orbital. Orbital região do espaço onde há probabilidade de se encontrar um eletrão, com uma dada energia. O Modelo Quântico O modelo quântico é um modelo matemático. Neste modelo, o comportamento do eletrão é descrito por uma equação matemática a equação de Schröedinger. Com essa equação podemos obter informações quanto à energia e à posição do eletrão. A resolução matemática da equação de Schröedinger faz surgir três parâmetros, designados por números quânticos, que caracterizam as orbitais dos átomos. Schröedinger ( ) Físico Austríaco Nobel física

4 Número quântico principal, n Caracteriza fundamentalmente a energia do eletrão, indicando o seu nível energético; Relaciona-se com a distância média de um eletrão ao núcleo; Quanto maior for n maior é a distância média do eletrão dessa orbital ao núcleo e maior será a sua energia; O número de eletrões possíveis num dado nível é dado por 2n 2. n = 1, 2, 3, Número quântico de momento angular ou número quântico secundário, l Informa sobre a forma da orbital (forma característica da densidade de distribuição eletrónica para cada orbital); Diferentes valores de l significam diferentes subníveis (num subnível todos os eletrões têm, aproximadamente, a mesma energia); Diferentes subníveis, dentro do mesmo nível, apresentam valores diferentes de energia (exceto para o hidrogénio e hidrogenóides); Em qualquer nível, o subnível de menor energia é: l = 0 (orbital tipo s), seguem-se l = 1 (orbital tipo p), l = 2 (orbital tipo d), l = 3 (orbital tipo f),...; O número de valores possíveis para l é igual ao valor de n. l = 0, 1,, n - 1 4

5 Número quântico magnético, m l Está relacionado com a orientação da orbital no espaço; Diferentes valores de m l identificam direções (ou planos) onde a distribuição da densidade eletrónica é máxima; A diferentes valores de m l de um subnível corresponde a mesma energia; O número de valores possíveis de m l dentro de um subnível, depende do valor do número quântico de momento angular, l; O número de valores possíveis para m l é dado por 2l + 1. m l = - l,, 0,, + l Forma das orbitais Quanto maior for o valor de n, maior é a orbital s. 5

6 Forma das orbitais O tamanho das orbitais p é tanto maior, quanto maior for o valor de n. Nuvem eletrónica global Resulta da soma das orbitais de todos os eletrões e apresenta simetria esférica 6

7 Números quânticos Números quânticos 7

8 Números quânticos 8

9 A energia das orbitais Neste modelo mantém-se a ideia de níveis energéticos; Para o átomo de H, o nº quântico principal n, determina os níveis de energia permitidos, o que tem como consequência que todas as orbitais com o mesmo valor de n têm a mesma energia, e dizem-se orbitais degeneradas; Para átomos polieletrónicos (Z > 1), a energia é determinada pelo conjunto dos dois números quânticos n e l, que tem como consequência que as orbitais 2s tenham menor energia do que as 2p e 3s menor energia do que 3p, e dizem-se não degeneradas. A energia das orbitais do hidrogénio Orbitais degeneradas (com a mesma energia) 9

10 A energia das orbitais com Z > 1 Orbitais não degeneradas (com energia diferente) Número quântico de spin, m s A Mecânica Quântica considera um quarto número quântico que diz respeito ao eletrão, o número quântico de spin. 10

11 Número quântico de spin, m s O eletrão comporta-se como um pequeno íman e tem dois valores possíveis. 11

12 Princípios e regras para a distribuição dos eletrões pelas orbitais O princípio da energia mínima estabelece que os eletrões deverão ocupar as orbitais por uma ordem tal que resulte na menor energia para o átomo. Diagrama de Aufbau Diagrama muito prático para fazer o preenchimento das orbitais de acordo com o princípio da energia mínima. Princípio da energia mínima 12

13 Energia Princípio da exclusão de Pauli Em 1945 Pauli estabelece que não podem coexistir dois eletrões na mesma orbital com o mesmo número quântico de spin, ou seja, cada orbital só pode comportar no máximo dois eletrões, que terão spins opostos. Wolfgang Ernst Pauli ( ) Físico austríaco Princípio da exclusão de Pauli Orbitais atómicas 11 Na 3p x y 3s z 2p x y z 2s ERRADO 1s 13

14 Energia Princípio da exclusão de Pauli Orbitais atómicas 11 Na 3p x y 3s z 2p x y z 2s CORRECTO 1s Regra de Hund A distribuição dos eletrões pelas orbitais é feita a partir das regras estabelecidas por Hund: 1- Preenchem-se completamente as orbitais de energia diferente (não degeneradas 1s, 2s, ); ( ) Físico alemão 14

15 Energia Regra de Hund ( ) Físico alemão 2- Nas orbitais degeneradas (com a mesma energia), em primeiro lugar entra um eletrão com o mesmo valor de m s para cada uma dessas orbitais; Regra de Hund Orbitais atómicas 11 Na ERRADO 3p x y 3s z 2p x y z 2s 1s 15

16 Energia Regra de Hund Orbitais atómicas 11 Na CORRECTO 3p 2p x x y y 3s z z 2s 1s Configuração eletrónica Designa-se por configuração eletrónica a representação esquemática da distribuição eletrónica de um átomo de um determinado elemento. Exemplo do sódio (Z = 11): 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 (condensada) [Ne] 3s 1 (condensada) O nº total de eletrões tem de ser igual à soma dos expoentes. 16

17 TPC APSA 7 Modelo quântico. Configurações eletrónicas (exercícios que ficarem por fazer). 17