aula 1 estrutura atomica

Prévia do material em texto

QUÍMICA GERAL 
PROFª BETÂNIA SALERNO LARA 
CURSOS ENGENHARIA METALÚRGICA E ELÉTRICA 
UNIFEMM – CENTRO UNIVERSITÁRIO DE SETE LAGOAS 
 
FEVEREIRO 2015 
Aula1– Estrutura eletrônica dos Átomos 
O Átomo 
 
 Segundo Rutheford, acredita-se que o átomo seja composto por 
duas regiões: 
- O pequeno núcleo, compreendendo a carga positiva e 
praticamente toda a massa do átomo; 
- A região extranuclear, composta de elétrons; 
 
 
 
 
 
 
 
 
O experimento de Rutherford (1911) sobre espalhamento partículas α (+2) 
Evidências experimentais demonstram que o núcleo é 
constituído de dois tipos de partículas componentes ou nucleons: 
 
- O próton – carga (em unidades de carga eletrônica) +; 
- O nêutron – sem carga ; 
 
Obs: o átomo não tem carga elétrica o nº de prótons no 
núcleo deve ser igual ao nº elétrons na região extracelular. 
O nº prótons = nº atômico (exceto no átomo de hidrogênio); 
Nº massa = nº nucleons (A) – elétrons são muito leves. 
 
 
 
 
 
O modelo atômico é uma representação que procura explicar, 
sob o ponto de vista da ciência, fenômenos relacionados à 
estrutura da matéria e sua forma de se expressar. 
Assim, apesar dos modelos já propostos, a determinação exata 
dos elétrons é uma tarefa improvável 
 
Teoria da Incerteza de Heinsenberg 
 
 
 
Teoria da Incerteza de Heinsenberg: baseia-se na idéia de que 
para saber qual a posição e velocidade de uma partícula, é 
preciso haver interação. 
 
Comportamento ondulatório do elétron: 
 E = m x c2 = ɦ x ⱱ ou ɦ (c/ʎ ) (de Broglie) 
 
Onde: E= energia; 
 m= massa; 
c= velocidade da luz no vácuo; 
ɦ= constante de Plank ( 6,63 x 10 -34 Kg m2s-1) 
ⱱ = frequência 
 
 
 
(Einstein) (Plank) 
 Isto é 
 
 
É possível calcular o comprimento da onda de um elétron, e de 
qualquer partícula, a partir da massa e da velocidade da 
partícula, e assim a distância aproximada entre as linhas que 
devem difratar um feixe eletrônico. 
 
 
 
 
Movimento ondulatório dos elétrons nas camadas 
Representação das camadas eletrônicas dos átomos 
O movimento dos elétrons ao redor do núcleo foi descrito 
matematicamente e representada por quatro números quânticos. 
 
Números Quânticos 
1. Nº quântico principal (n): níveis - N= 1,2,3,4,... 
2. Nº quântico azimutal (l): subníveis - s p d f ... 
3. Nº quântico magnético (ml): nº orbitais – 
4. Nº quântico de spin (ms): +1/2 e -1/2 ou 
 
 
 
 
1. Nº quântico principal (n): indica o nível de energia do 
elétron 
 
 
 
 
 
Camadas K L M N O P Q 
Nº quântico 
principal 
1 2 3 4 5 6 7 
Nº máximo 
teórico de 
elétrons 
2 8 18 32 50 72 98 
2. Nº quântico secundário ou azimutal (l): indica subníveis 
possíveis; dado por : l = n -1 
l = 0 subnível s máximo 2 e-0 
l = 1 subnível p máximo 6 e-0 
l = 2 subnível d máximo 10 e-0 
l = 3 subnível f máximo 14 e-0 
l = 4 subnível g máximo 18 e-0 
 
A energia dos subníveis, no mesmo nível, é: s < p < d < f 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Valor 
de n 
Valores de l 
Nº 
subníveis 
Tipos de 
subníveis 
1 0 1 s 
2 0, 1 2 s, p 
3 0, 1, 2 3 s, p, d 
4 0, 1, 2, 3 4 s, p, d, f 
5 0, 1, 2, 3, 4 5 s, p, d, f, g 
 Níveis subníveis de energia 
 
Forma geométrica dos orbitais 
 
Orbital s: 
Orbital p: 
Orbital d: 
3. Nº quântico magnético (m ou ml): indica orientação dos 
orbitais no espaço, isto é, para cada tipo de subnível 
corresponde a um tipo de orbital 
Subnível l valores m nº orbitais 
s 0 0 1 
p 1 -1, 0, +1 3 
d 2 -2, -1, 0, +1, +2 5 
f 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7 
 
 
 
 
 
 
 
Forma simplificada de representar os orbitais: 
-3 
s 
0 
p 
0 -1 1 
d 
-1 -2 0 2 1 
f 
2 -1 -2 0 1 3 
3. Nº quântico spin (ms): indica o comportamento magnético da 
matéria. 
Observações científicas mostraram que cada e-0 se comporta 
como um pequeno imâ e seu magnetismo seria resultante da 
rotação (spinning) da carga negativa, sendo possível dois 
sentidos de rotação (spin). 
2 e-0 em um mesmo orbital possuem spins contrários e devido 
aos dois sentidos de rotação cada e-0 possui: 
 ms = + ½ e - ½ 
 
 
 
 
 
 
O Princípio de exclusão de Pauli: 
 
Cada orbital pode acomodar no máximo dois elétrons, de spins 
contrários. 
Nº máximo de elétrons possíveis em cada camada eletrônica: 
1ª camada (K): 1s (um orbital) 2e- 
2ª camada (L): 2s (um orbital) 2e- 
 2p (três orbitais) 6e- 
3ª camada ( M): 3s (um orbital) 2e- 
 3p (três orbitais) 6e- 
 3d (cinco orbitais) 10 e- 
4ª camada (L) 4s (um orbital) 2e- 
 4p (três orbitais) 6e- 
 4d (cinco orbitais) 10 e- 
 4f (sete orbitais) 14 e- 
A Regra de Hund: 
 
O átomo no seu estado fundamental, os elétrons (e-) sempre 
ocupam os níveis mais baixos de energia possíveis. 
 
No preenchimento dos elétrons nos orbitais de um mesmo 
subnível (mesma energia), os elétrons irão preencher, 
preferencialmente, todos os orbitais vazios primeiro e somente 
depois (caso seja necessário) vai haver o preenchimento completo 
do orbital. 
 
No caso do subnível s, a única possibilidade é primeiro entrar com 
um e- e depois com um segundo de spin contrário. 
Diagrama de Pauling 
Sequência de preenchimento 
das subcamadas 
Sequência de distribuição dos elétrons 
Exemplos: 
 
 H – Z=1 1s1 
 
 
 He – Z= 2 1 s2 
C – Z=6 
1s2 2s2 2p2 
N – Z=7 
2s2 2p3 1s2 
O – Z=8 
2s2 2p3 1s2 
Exercício: 
 
Apresente a configuração eletrônica das seguintes espécies, 
seguindo a regra de Hund: 
 
N (Nitrogênio) – Z=7 
 
Si (Silício) – Z=14 
 
V (Vanádio) – Z= 23 
 
Sr (Estrôncio) – Z=38 
 
Se (Selênio) – Z= 34 
 
Resposta 
 
N (Nitrogênio) – Z=7 
 
 
 1s2 (nível K = 2 e-) 
 
 
 2s2 2p3 (nível L = 5 e-) 
 
Si (Silício) – Z=14 
Nível K Nível L 
 
v (Vanádio) – Z=23 
 
Se (Selênio) – Z=34 
 
Referências bibliográficas: 
 
Russel, J. B. Química Geral. São Paulo: MacGraw Hill, 1981