04_Quim_Eng_Prop_Eletrônicas_Bohr_Números_quânticos_2015

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Estrutura eletrônica dos átomos e tabela periódica – o átomo de Bohr e os números quânticos
QUÍMICA PARA ENGENHARIA
Cássio Luís Fernandes de Oliveira
‹nº›
Espectro solar (região visível)
Qual o motivo da não continuidade (descontinuidade) de espectro solar?
Espectro contínuo (região visível)
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr (1913)
Rutherford (modelo atômico - 1911) supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol.
Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve perder energia e deve diminuir sua velocidade e, devido a atração do núcleo, colidir com ele.
Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford.
Devido a esta inconsistência no modelo de Rutherford, e observando o espectro de linhas do hidrogênio, Bohr, propõe um novo modelo para o átomo 
‹nº›
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Bohr então postulou que:
 a) um elétron não perde energia enquanto permanecer em uma mesma órbita (portanto não dasacelera e “cai” no núcleo);
 b) quando um elétron passa de uma órbita a outra “emite” ou “absorve” energia;
c) para um elétron permanecer em uma mesma órbita a atração eletrostática entre o núcleo (+) é o elétron (-) deve ser igual à força centrífuga.
Força de atração eletrostática
Força centrífuga
Movimento do elétron
órbita
Energia
Energia
Núcleo(+)
Elétron(-)
‹nº›
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Sódio (Na)-vapor de sódio quando excitado emite luz em comprimentos de ondas discretos (589 nm e 589,6 nm) e não nos demais
Hidrogênio (H)-somente luz de alguns comprimentos de onda são emitidos: 410 nm, 435 nm, 488nm, 655 nm
O modelo de Bohr foi baseado na observação que as cores emitidas por gases gases excitados dão surgimento a linhas eespectrais e não a um espectro contínuo e surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de energia no átomo (ESTADOS QUANTIZADOS-NÍVEIS DE ENERGIA)
H
Na
‹nº›
O modelo de Bohr
Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas.
Após muita matemática, Bohr mostrou que a energia de cada nível seria de:
	onde n é um número inteiro maior ou igual a um, denominado de número quântico principal ( n = 1, 2, 3, … e nada mais).
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
‹nº›
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
O modelo de Bohr
A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa (daí o sinal negativo na equação).
A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e corresponde à energia zero.
Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através da absorção e da emissão de energia em quantum (h).
Quando ni > nf, a energia é emitida e E é negativo.
Quando nf > ni, a energia é absorvida e E é positivo.
h é a constante de Planck, c é a velocidade da luz e  é o comprimento de onda da luz emitida ou absorvida
Equação de Planck-Einstein
‹nº›
O modelo de Bohr
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
ABSORÇÃO DE ENERGIA
Os elétrons movem-se nesse sentido (dos níveis mais baixos para os mais altos)
EMISSÃO DE ENERGIA
Os elétrons movem-se nesse sentido (dos níveis mais altos para os mais baixos)
h = 6,626 x 10-34 J.s
c = 2,998 x 108 m/s
‹nº›
O átomo de Bohr – quantidade de elétrons por órbita
Os elétrons orbitam ao redor do núcleo e as órbitas são denominadas de: K, L, M, N, O, P, e Q ou então de 1, 2, 3, 4, 5, 6, e 7.
Cada órbita (K, L, M, ....) pode acomodar um número máximo de elétrons dado pela expressão: 2.n2
Ou seja, n=1 representa a órbita K, ela pode no máximo comportar 2.12 elétrons, ou seja: 2 
n=2 representa a órbita L, ela pode no máximo comportar 2.22 elétrons, ou seja: 8 
n=3 representa a órbita M, ela pode no máximo comportar 2.32 elétrons, ou seja: 18 
Etc.
núcleo
‹nº›
O átomo de Bohr e a quantidade máxima de elétrons por órbita
Número máximo de elétrons que cada órbita comporta
Exemplos do hidrogênio (1 e-), hélio (2e-) e sódio (11 e-)
Nível / n
Camada
Elétrons
1
K
2.12= 2
2
L
2.22= 8
3
M
2.32= 18
4
N
2.42= 32
5
O
2.52= 50 (32)
6
P
2.62= 72 (18)
7
Q
2.72= 98 (8)
Lembrando que cada nível possui energia dada por:
‹nº›
O ÁTOMO COM NÍVEIS E SUBNÍVEIS DE ENERGIA
O desenvolvimento de equipamentos permitiu observar que muitas linhas espectrais de um elemento não eram compostas por apenas uma linha, mas por duas ou mais linhas próximas (estrutura fina), os cientistas da época propuseram que os níveis de energia seriam formados por subdivisões, que foram designados pelas letras minúsculas: s, p, d, f, g.....
O ÁTOMO COM NÍVEIS E SUBNÍVEIS DE ENERGIA
Cada nível de energia (orbital) pode apresentar subníveis de energia 
Eles podem acomodar diferentes quantidades máximas de elétrons
Nível / n
Camada
Subníveis possíveis
1
K
s
2
L
s,p
3
M
s, p,d
4
N
s, p, d, f
5
O
s, p, d, f, g,
6
P
s, p, d, f, g, h
7
Q
s, p, d, f, g, h, i
Subnívelde energia
Número máximo de elétrons no subnível
s
2
p
6
d
10
f
14
g
18
Nível
Camada
s
p
d
f
1
K
2
2
L
2
6
3
M
2
6
10
4
N
2
6
10
14
5
O
2
6
10
6
P
2
6
7
Q
2
SEQUÊNCIA DE PREENCHIMENTO DOS NÍVEIS DE ENERGIA e SUBNÍVEIS
A ordem de energia dos orbitais não degenerados pode ser obtida pela distribuição sugerida por Linus Pauling (denominada de diagrama de diagonais)
‹nº›
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
Sequência de preenchimento dos orbitais
Ordem crescente de energia
Como cada orbital s possui no máximo 2 elétrons. 
Como cada orbital p possui no máximo 6 elétrons. 
Como cada orbital d possui no máximo 10 elétrons. 
Como cada orbital f possui no máximo 14 elétrons. 
2
2
2
2
2
2
2
6
6
6
6
6
10
10
10
14
Obs: o número atômico, denotado pela letra Z, refere-se ao número de prótons no núcleo do átomo. Se um átomo é eletricamente neutro, então ela possui iguais quantidades de elétrons e prótons
Spin eletrônico
Efeito do campo magnético sobre os elétrons de spin contrários
Sem aplicação do campo magnético, os elétrons estão emparelhados (a repulsão elétrica entre os elétrons é compensada pela atração magnética gerada pelo movimento giratório, spin) .
Atração magnética
Repulsão elétrica
Os elétrons, dependendo do spin, podem ter energias diferentes.
‹nº›
Números quânticos
Segundo Bohr, os elétrons ocupam níveis distintos de energia dentro do átomo.
Mais tarde descobriu-se que cada elétron possui nível específico de energia e não mais que dois elétron em cada átomo tem a mesma energia
Isso implica que há uma diferença discreta de energia em cada nível (split de energia do número quântico principal)
O estado de energia dos elétrons em cada átomo é determinado por quatro NÚMEROS QUÂNTICOS
-Número quântico principal (n) 
-Número quântico azimutal (l)
-Número quântico magnético (ml)
-Número quântico de spin (ms)
Números quânticos
Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. Dá o nível principal de energia
O número quântico azimutal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. Ou seja o número quântico azimutal fornece a forma do orbital.
O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço.
O número quântico de spin, ms. Dá o sentido da rotação do elétron (horário ou anti-horário. Por convenção +1/2 e -1/2, respectivamente.
Números quânticos
n=1
n=2
n=3
n=4
Número quântico principal (nível de energia)
Número
quântico azimutal (forma do orbital)
Número quântico de spin (rotação do elétron)
Números quânticos
Número quântico magnético (orientação espacial do orbital)
O orbital “s” não tem orientação espacial (todos são iguais)
O orbital “f” apresenta 7 orientações
Orbital “p” na forma de halteres
Orbital “d”, cinco orientações
Spin eletrônico e o princípio
 da exclusão de Pauli
Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número quântico de rotação =  ½.
O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.
Na presença de um campo magnético, podemos elevar a degeneração dos elétrons.
Átomos polieletrônicos
‹nº›
Orbitais e suas energias
Diagrama de Aufbau
Diagrama de Aufbau que apresenta forma alternativa ao diagrama de Linus Pauling 
4s
2s
2p
3s
3p
1s
3d
4p
2
6
10
6
2
2
6
2
‹nº›
Regra de Hund
As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento estão localizados.
Três regras:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli).
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).
Configurações eletrônicas
‹nº›
Configurações eletrônicas
Elemento
Nome
Z
Distribuição eletrônica do elemento neutro(Z=e-)
H
hidrogênio
1
1s1
He
Hélio
2
1s2
Li
Lítio
3
1s2
2s1
Be
Berílio
4
1s2
2s2
B
Boro
5
1s2
2s2
2p1
C
Carbono
6
1s2
2s2
2p2
N
Nitrogênio
7
1s2
2s2
2p3
O
Oxigênio
8
1s2
2s2
2p4
F
Flúor
9
1s2
2s2
2p5
Ne
Neônio
10
1s2
2s2
2p6
Na
Sódio
11
1s2
2s2
2p6
3s1
‹nº›
Configurações eletrônicas 
e a tabela periódica
A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.
O número do período é o valor de n.
Os grupos (1 e 2) 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
Os grupos (13 a 18) 3A -8A têm o orbital p preenchido.
Os grupos (3 ao 12) 3B -2B têm o orbital d preenchido.
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Na (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1 (3º. Período , família 1A ou 1)
Ca (Z=20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (4º. Período , família 2A ou 2)
V (Z=23): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (4º. Período , família 5)
Br (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 (4º Período família 7A ou 17)
‹nº›
Configurações eletrônicas 
e a tabela periódica
ns1
ns2
ns2 np1....6
Bloco A
Bloco B
‹nº›
FIM
‹nº›