NÚMEROS QUÂNTICOS. Química Geral Prof.Dr. Augusto Freitas

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1 NÚMEROS QUÂNTICOS Química Geral Prof.Dr. Augusto Freitas 1

2 Os números quânticos descrevem a posição (e a energia) dos elétrons nos átomos. Existem quatro números quânticos: 1 - número quântico principal (n): indica o nível (camada) de energia. Como o próprio nome o sugere, este número quântico é o mais importante, pois o seu valor define a energia do átomo. 2 - número quântico secundário ou azimutal (l): indica o sub-nível de energia. Informanos sobre a forma das órbitas. O valor de l define o momento angular do elétron. Esse número quântico pode ter os valores l= 0, 1, 2..., n número quântico magnético (m l ): Indica o orbital, ou seja, distingue entre si os orbitais de uma subcamada. Esse número quântico pode ter os valores m l = -l, l - 1,..., l 4 - número quântico de spin (m s ): indica a orientação do elétron no orbital (ao redor do seu próprio eixo). Esse número quântico pode ter os valores m s = + ½ e ½ 2

3 Elétron se comporta, de certo modo, como uma esfera que gira, algo parecido com um planeta em torno de seu eixo. Esta propriedade é chamada de spin. De acordo com a mecânica quântica, um elétron tem dois estados de spin, representados pelas setas e. Esses dois estados de spin são distinguidos por um quarto número quântico, o número quântico magnético de spin, ms. Este número quântico só pode assumir dois valores: +½ indica um elétron e ½ indica um elétron 3

4 4

5 Princípio da Exclusão de Pauli Dois elétrons nunca terão os 4 n s quânticos iguais, pois mesmo que estejam no mesmo nível, no mesmo sub-nível e no mesmo orbital, terão spins opostos. Assim, qualquer par de elétrons pode ter até 3 números quânticos iguais. O Princípio de Pauli é o equivalente na Mecânica Quântica para dizer que 2 objetos não podem ocupar o mesmo espaço ao mesmo tempo. Regra de Hund Cada orbital do subnível que está sendo preenchido recebe inicialmente apenas um elétron. Somente após o último orbital deste subnível receber o seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital com seu segundo elétron, que terá spin contrário ao primeiro. 5

6 Na solução da equação de Schrödinger para o átomo de H, três números quânticos surgem da geometria espacial da solução. O quarto n quântico surge do spin do elétron. R(r) = n quântico principal n = 1, 2, 3; a distância ao centro do átomo θ (teta), n quântico orbital; l = 0, 1, 2...n-1. O ângulo relativo à parte positiva do eixo z (o pólo norte ), que podemos relacionar à latitude Ф (fi), n quântico magnético, ml o ângulo relativo ao eixo z, a longitude. 6

7 Como determinar o orbital de maior energia? Soma das energias potencial (n) e cinética (l ); 7

8 Coloque os subníveis 4p, 6d, 5s, 2p e 4f na ordem crescente de energia. Subníveis s p d f Valores de l

9 O elétron de maior energia de determinado átomo encontra-se na camada N e tem a seguinte configuração: Com base no exposto pergunta-se: a. Qual o conjunto de números quânticos desse elétron? b. Qual seu número atômico? 9

10 35 elétrons = 35 prótons Z = 35 10

11 Distribuição Eletrônica Procedimento de Aufbau (do alemão construção ) Indica a sequencia de ocupação dos níveis de energia, assim na estrutura do átomo, os elétrons são colocados primeiro nos orbitais atômicos de menor energia, obedecendo a ordem do diagrama de Linus Pauling 11

12 Distribuição Eletrônica 12

13 Distribuição Eletrônica Camada de Valência É a camada (nível) mais externa que o átomo ocupa para alocar seus elétrons. Ex.: Fe n atômico 26 Distribuição eletrônica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 Camada mais externa: 4 Elétrons de valência 2 (4s 2 ) Pay attention!! Por vezes, como neste ex.; a camada de valência não possui os elétrons mais energéticos. Neste caso os orbitais 3d têm maior energia que os 4s. 13

14 Distribuição Eletrônica Exceções à regra de distribuição através do diagrama de Linus Pauling Elementos cuja configuração eletrônica termina em s 2 d 4 alteram sua configuração para s 1 d 5 e elementos cuja configuração eletrônica termina em s 2 d 9 alteram sua configuração eletrônica para s 1 d

15 Distribuição Eletrônica Exemplos clássicos que não seguem rigorosamente o diagrama de energia é o de alguns elementos de transição como: o cromo ( 24 Cr), o molibdênio ( 42 Mo), o cobre ( 29 Cu), a prata ( 47 Ag) e o ouro ( 79 Au). De acordo com o diagrama as configurações (para os dois primeiros) terminariam em ns 2 (n-1)d 4 e ns 2 (n-1)d 9 para os três últimos elementos. ns 2 (n-1)d 4 ns 1 (n-1)d 5 47 Ag : [Kr]5s 2 4d 9 [Kr]5s 1 4d 10. ns 2 (n-1)d 9 ns 1 (n-1)d 10 Isso se deve ao favorecimento energético, ou seja, é energeticamente favorável ter subníveis d semipreenchidos (d 5 )ou totalmente preenchidos (d 10 ). 15

16 Distribuição Eletrônica Distribuição eletrônica em Íons Átomo: n de prótons = n de elétrons (estado fundamental) Íon: n de prótons n de elétrons Cátion (+): n de prótons > n de elétrons (perdeu elétron(s)) Ânion (-): n de prótons < n de elétrons (ganhou elétron(s)) 16

17 Distribuição Eletrônica Distribuição Eletrônica em Cátion Retirar os elétrons mais externos do átomo correspondente. Exemplo: Ferro (Fe) Z = 26 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 (estado fundamental) Fe 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 (estado iônico) Distribuição Eletrônica em Ânion Adicionar os elétrons no subnível incompleto. Exemplo: Oxigênio (O) Z = 8 1s 2 2s 2 2p 4 (estado fundamental) O 2-1s 2 2s 2 2p 6 17