1.2. ENERGIA DOS ELETRÕES NOS ÁTOMOS
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1
Hoje conhecemos a composição química das estrelas e de outros astros muito distantes. Como é possível? Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
2
Esse conhecimento resulta da anĂĄlise da luz que ĂŠ emitida, refletida ou transmitida pelos corpos celestes.
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3
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4
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5
Recordando… • A frequência corresponde ao número de ciclos completos realizados pela onda em cada segundo.
• O comprimento de onda indica a distância em linha reta entre dois pontos consecutivos com a mesma fase de vibração da onda.
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6
Espetro eletromagnético O conjunto de todas as radiações eletromagnéticas constitui o
espetro eletromagnético.
Energia J
10-25
10-23
10-21
108
1010
1012
10-19 1014
10-17
10-15
10-13
1016
1018
1020
Frequência Hz Tipo de radiação
Ondas de rádio Micro-ondas 2,55 × 10-19 J
Infravermelho
Ultravioleta
Visível
Raios X
Raios gama 5,23 × 10-19 J
Energia crescente
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7
ESPETRO ELETROMAGNÉTICO
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8
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9
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10
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11
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12
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13
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14
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15
A luz branca é policromática (inclui todas as cores do espetro da luz visível) e pode ser decomposta em luz monocromática (luz de uma só cor).
O espetro de uma lâmpada de incandescência é de emissão contínuo. Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
16
Alguns exemplos de fontes de espetros de emissão contínuos na região do visível. Lâmpadas de incandescência
Corpos incandescentes (ao rubro)
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Lâmpadas de halogéneo
17
O espetro de uma lâmpada fluorescente é de emissão descontínuo ou de riscas (fundo preto com riscas coloridas).
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18
Tubos de Pluecker – Tubos contendo um gás rarefeito que é sujeito a uma tensão elétrica muito elevada.
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19
Concluindo: Os espetros que resultam da decomposição da luz emitida por um corpo são espetros de emissão e podem ser contínuos ou
descontínuos (ou de riscas).
Espetro de emissão contínuo
Espetro de emissão descontínuo
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20
Espetro de absorção descontínuo (fundo colorido com riscas pretas).
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21
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22
Alguns exemplos de fontes de espetros de emissão de riscas na região do visível
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23
Alguns exemplos de fontes de espetros de emissão de riscas na região do visível
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24
Alguns exemplos de espetros de emissão de riscas de elementos químicos.
Cada elemento químico possui o seu próprio padrão de riscas espetrais, que funciona como uma espécie de “impressão digital” do elemento. Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
25
ESPETRO DE ABSORÇÃO E DE EMISSÃO DO HÉLIO
Os espetros de absorção e de emissão de um mesmo elemento químico são complementares.
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26
Resumindo:
contínuos de emissão Espetros
de riscas
Resultam da luz emitida por um corpo
de absorção
de riscas
Resultam da absorção parcial da luz ao atravessar a matéria
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27
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28
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29
Energia da radiação Um fotão é a menor porção de luz que pode ser emitida ou absorvida. A energia do fotão é diretamente proporcional à frequência da
luz correspondente. Maior frequência Maior energia
frequência h = 6,63 x 10 -34 J s ( Constante de Planck) Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
30
Um feixe de luz é um conjunto de fotões.
E feixe de fotões = N E fotão nº de fotões
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31
VisĂvel
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32
Por que motivo surgem as riscas nos espetros atómicos?
? A descontinuidade das riscas espetrais está associada à descontinuidade da energia do eletrão no átomo.
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33
Niels Bohr O físico Niels Bohr, em 1913, propôs um modelo para a estrutura do átomo que viria a explicar os espetros atómicos:
o modelo atómico de Bohr.
Ganhou o prémio Nobel da Física em 1922.
Niels Bohr
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34
Modelo atómico de Bohr Bohr formulou o seu modelo para o átomo de hidrogénio, admitindo que: o eletrão gira à volta do núcleo em órbitas circulares cujos valores de raio e energia não são aleatórios, isto é, apenas podem assumir determinados valores, pois estão quantizados; enquanto o eletrão percorre determinada órbita, não absorve nem emite energia;
Niels Bohr concluiu que só alguns estados de energia são permitidos para o eletrão no átomo – são os chamados estados estacionários de energia.
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35
n=5 n=4
Podemos estabelecer uma analogia entre o estado estacionário de energia com o “estado” de uma bola quando desce ou sobe uma escada.
A bola só pode permanecer num dos degraus e não entre eles. Mas atenção: no átomo, os “degraus” não se encontram todos à mesma distância uns dos outros!
n=3 n=2
n=1 Esquema da descontinuidade de energia
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Excitação e desexcitação O átomo absorve energia e o eletrão passa para um nível de energia superior. Há uma excitação do átomo.
Absorção O átomo emite energia e o eletrão passa para um nível de energia inferior. Há uma desexcitação do átomo.
Emissão Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
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quando o eletrão absorve energia, transita de uma órbita mais interna para uma órbita mais externa (excitação).
quando o eletrão emite energia, transita de uma órbita mais externa para uma órbita mais interna (desexcitação).
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E n=∞
A excitação dos átomos pode
n=4
acontecer por:
n=3
aquecimento, isto é, por
•
n=2
colisão com outros átomos; n=1
descargas elétricas, isto
•
é, por colisão com eletrões; radiação,
•
isto
é,
por
absorção de fotões.
A
desexcitação
dos
átomos
acontece
sempre
com
libertação de radiação (o que origina as riscas espetrais). Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
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Energia do eletrão no átomo O eletrão no átomo tem: energia potencial elétrica, Ep, devido à interação elétrica entre cargas; energia cinética, Ec, porque o eletrão tem massa e velocidade. Eeletrão = Epotencial + Ecinética
Fora da ação do núcleo, onde a energia potencial do eletrão é nula (Ep = 0), se o eletrão estiver em repouso (Ec = 0), a energia
total do eletrão é nula. Para extrair o eletrão do átomo, ficando este com energia nula, é
preciso fornecer-lhe energia. Deste modo se conclui que no átomo a energia do eletrão é negativa. Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
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Energia do eletrão no átomo de hidrogénio Os eletrões de um conjunto de átomos de hidrogénio podem transitar para estados excitados, absorvendo energia através de vários processos. Ao “regressarem” a estados de energia mais baixos, emitem energia sob a forma de radiação eletromagnética, dando origem às riscas que se observam no espetro Alvo
Prisma
Espetro de emissão do hidrogénio
Hidrogénio
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Diagrama de energia do eletrão no átomo de hidrogénio Os níveis de energia vão de n = 1 até n = ∞.
n = 1 estado fundamental (nível de
energia mais baixo)
n = 2 1º estado excitado n = 3 2º estado excitado … n = ∞ o átomo ioniza-se, perde o eletrão (nível de energia mais elevado)
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Da análise do diagrama podemos concluir que… os valores de energia do eletrão no átomo são negativos;
a energia que o eletrão assume no átomo só pode ter
determinados valores e não todos, o que significa que a energia está quantizada;
os níveis de energia vão sendo cada vez mais próximos, isto é, a diferença entre níveis consecutivos de energia é cada vez menor.
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Espetro de emissĂŁo do hidrogĂŠnio na zona do visĂvel NĂveis de energia (E / J)
n=∞ n=6 n=5 n=4
−đ?&#x;Ž, đ?&#x;Žđ?&#x;— Ă— đ?&#x;?đ?&#x;Žâˆ’đ?&#x;?đ?&#x;– −đ?&#x;Ž, đ?&#x;?đ?&#x;’ Ă— đ?&#x;?đ?&#x;Žâˆ’đ?&#x;?đ?&#x;–
n=3
−đ?&#x;Ž, đ?&#x;?đ?&#x;’ Ă— đ?&#x;?đ?&#x;Žâˆ’đ?&#x;?đ?&#x;–
n=2
−đ?&#x;Ž, đ?&#x;“đ?&#x;’ Ă— đ?&#x;?đ?&#x;Žâˆ’đ?&#x;?đ?&#x;–
n=1
−đ?&#x;?, đ?&#x;?đ?&#x;– Ă— đ?&#x;?đ?&#x;Žâˆ’đ?&#x;?đ?&#x;–
Energia Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
44
Espetro de emissão do hidrogénio Por desexcitação eletrónica, um átomo de hidrogénio pode emitir: • luz infravermelha • luz visível • luz ultravioleta
Infravermelho
Visível
Ultravioleta E
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Níveis de energia (E / J) n=∞ n=6 n=5 n=4 n=3 Paschen (IV)
n=2 Balmer (Visível)
n=1 Estado fundamental
Lyman (UV)
Infravermelho
Visível
Ultravioleta
E Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
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As riscas que aparecem no espetro atómico do hidrogénio agrupam-se nas chamadas séries espetrais. Nome Série de Lyman
Transição para n = 1
Luz emitida Ultravioleta
Série de Balmer
de n ≥ 3 para n = 2
Visível
Série de Paschen
de n ≥ 4 para n = 3
Infravermelha
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Séries espetrais do átomo de Hidrogénio
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Transições eletrónicas A energia da transição corresponde à diferença de energia entre dois níveis energéticos:
Níveis de energia n=∞ n=4
n=3
ΔE = Ef - Ei
Nível inicial
n=2
n=1
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Nível final
49
Por exemplo, se o eletrão de um átomo de hidrogénio transitar do
nível n = 3 para o nível n = 1, a energia de transição é dada por:
ΔE = E1 − E3 ΔE = (−2,18×10-18) − (−0,24×10-18) = −1,94×10-18 J
Como o átomo perdeu (libertou) energia, o valor obtido é negativo, então diz-se que ocorreu uma desexcitação.
na emissão: ΔE < 0 ΔE = Enível final – Enível inicial
na absorção: ΔE > 0
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50
Energia de ionização Se um átomo de hidrogénio absorver um fotão com energia suficiente, o eletrão poderá atingir o nível n = ∞, cuja energia é zero. Nesta situação, dizemos que o átomo se ioniza, ou seja, se transforma num ião H+:
H → H+ + e-
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51
É possível calcular a energia de ionização para o átomo de hidrogénio no estado fundamental:
ΔE = E∞ − E1
Ei
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52
Se a energia fornecida for superior ao valor da energia de ionizaçãoâ&#x20AC;Ś
Efornecida = Ei + Ec Ec =
1 2
đ?&#x2018;&#x161; đ?&#x2018;Ł2
Se a energia fornecida ao åtomo for superior ao valor da energia de ionização, o eletrão abandonarå o åtomo e a energia em excesso serå convertida em energia cinÊtica do eletrão.
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53
Espetros atómicos Cada elemento químico possui um conjunto de níveis de energia que
o
caracteriza,
eletrónicas diferentes
que de
as
ocorrem elemento
são para
Assim, a energia da luz envolvida transições
n=2
transições
elemento.
nas
Elemento A n=3
eletrónicas
será
característica de cada elemento.
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n=1 Elemento B n=3 n=2 n=1
54
A luz emitida ou absorvida por uma amostra de matéria pode ser
utilizada para identificar elementos químicos nela presentes sendo que os espetros atómicos são característicos de cada elemento.
Espetros atómicos de emissão do mercúrio e cálcio, respetivamente.
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55
Espetro de emissão Sódio Espetro de absorção
No espetro de absorção de um elemento químico, as riscas escuras, correspondentes à radiação absorvida, estão na mesma posição das
riscas coloridas do espetro de emissão do mesmo elemento.
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Espetroscopia atómica A espetroscopia atómica analisa matéria por utilização de espetros. É aplicada em análises químicas para
detetar
elementos
numa
amostra e também para quantificar essa presença, pois a intensidade da
luz emitida e absorvida depende do número de átomos de determinado elemento presente na amostra.
Equipamento de espetroscopia atómica.
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57
A espetroscopia atómica é utilizada em:
investigação criminal (análise de provas); qualidade alimentar (análise de águas e alimentos); metalurgia (caracterização de ligas metálicas).
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58
Modelo quântico Apesar de a noção de nível de energia, n, previsto pelo modelo de Bohr, se manter, a evolução do conhecimento científico a partir desse modelo levou à necessidade de
alterações e ao aparecimento de um novo modelo atómico: o modelo quântico ou modelo da nuvem eletrónica ou modelo da orbital.
Este modelo atómico diz-nos que só é possível conhecer a localização do eletrão em termos de probabilidade.
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59
De acordo com o modelo quântico, não existem órbitas bem definidas em volta do núcleo. Mesmo
assim,
continua
a
ser
comum
a
seguinte
representação de átomos:
Representações do átomo de acordo com modelos atómicos menos atuais.
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60
No modelo quântico a explicação do comportamento dos eletrões é feita através da nuvem eletrónica.
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61
Nuvem eletrónica é a representação da densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo, correspondendo às
regiões mais densas a maior probabilidade de aí encontrar eletrões. Orbital é a região do espaço, em torno do núcleo, onde existe 90% de probabilidade de encontrar o eletrão com uma determinada energia. Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
62
Representação da probabilidade de encontrar o eletrão numa dada região do espaço: (a) nuvem eletrónica (orbital); (b) curva de probabilidade. Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
63
Diferenças entre modelos atómicos
Modelo atómico de Bohr
Modelo quântico
Órbita: trajetória bem definidas; o raio da órbita está associado à energia do eletrão.
Nuvem eletrónica: representação da densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo atómico.
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64
Como se determinam as energias dos eletrões nos átomos?
? Para se conhecer a energia de cada eletrão num átomo recorre-se a uma técnica designada por espetroscopia fotoeletrónica.
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65
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66
Energia de remoção eletrónica
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67
Se os eletrões possuírem energias diferentes, haverá tantos valores de energias de remoção quantos os estados de energia para os eletrões.
As setas representam energias de remoção.
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68
Eletrão de valência
Eletrão do cerne
em média mais afastado do núcleo
em média mais próximo do núcleo
menor atração núcleoeletrão
maior atração núcleoeletrão
Núcleo
mais fácil remover o eletrão
mais díficil remover o eletrão
Menor energia de remoção eletrónica, Er
Maior energia de remoção eletrónica, Er
Os eletrões com maior valor de energia de remoção são aqueles que ocupam níveis de menor energia.
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69
Energias de remoção eletrónica em kJ mol−1
1H
1312
2He
2373
3Li
4Be
5B
6C
801
1086
520
899
1248
1601
5596
11096
18525
27788
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70
Energias de remoção eletrónica em kJ mol−1
7N
8O
9F
10Ne
11Na
12Mg
496
737
1402
1314
1681
2084
3280
5200
1962
2748
3652
4677
6368
8860
38883
51909
66960
83951
103721
126000
Observando as tabelas podemos tirar uma primeira conclusão: átomos de elementos diferentes possuem valores diferentes de energia de eletrões. Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
71
Energias de remoção kJ/mol
Espetro fotoeletrónico do sódio
11Na
496 3280 6368
103721
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72
Análise do espetro fotoeletrónico do sódio
A altura de cada pico é proporcional ao número de eletrões em
cada nível ou subnível de energia.
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73
Análise do espetro fotoeletrónico do sódio
Existem três zonas do espetro correspondentes a energias de remoção bastante distintas (diferentes ordens de grandeza). Logo, conclui-se que existem três níveis de energia onde se distribuem os eletrões do átomo de sódio. Nota: A dupla barra separa diferentes zonas que correspondem a diferentes níveis de energia (ordens de grandeza diferentes).
74
Análise do espetro fotoeletrónico do sódio
Numa zona do espetro (correspondente a um nível de energia) existem dois picos. Conclui-se que existem dois subníveis de energia.
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75
Análise do espetro fotoeletrónico do sódio
Os 11 eletrões do átomo de sódio distribuem se por 3 níveis de energia, com o segundo nível desdobrado em 2 subníveis. O 11.º eletrão ocupa um novo nível de energia superior.
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76
Análise do espetro fotoeletrónico do sódio
As alturas dos picos correspondentes aos subníveis do segundo nível de energia são diferentes. O segundo subnível de energia comporta três vezes mais eletrões do que o subnível de energia
anterior, ou seja, seis eletrões. Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
77
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78
Na
Níveis
Subníveis
n=2
n=1
n=3
1s
2s
2p
3s
(104 MJ mol-1)
(6,37 MJ mol-1)
(3,28 MJ mol-1)
(0,50 MJ mol-1)
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79
O seguinte esquema mostra a distribuição de eletrões por níveis de energia (1, 2 e 3) e por subníveis de energia (s e p) para o átomo de sódio.
Na 2 eletrões em 1s 2 eletrões em 2s 6 eletrões em 2p 1 eletrão em 3s
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80
Existem tantos valores de energias de remoção quanto o número de subníveis.
O conceito de subnível está associado à forma da orbital.
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81
Orbitais s – forma esférica
O nível de energia está associado ao tamanho da orbital e à energia dos eletrões, sendo que a um maior valor de n corresponde um maior valor de energia e uma maior distância eletrão-núcleo.
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82
Orbitais p – forma lobular px
x
z
py
y
z
x
pz
y
z
x
y
As três orbitais do tipo p possuem a forma de lóbulos simétricos com diferentes orientações (px, py e pz), mas possuem a mesma energia (orbitais degeneradas). Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
83
Orbitais d
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84
Orbitais f
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85
O número de orbitais possível é sempre um número ímpar consecutivo até um máximo de 7 orbitais.
Orbitais de um mesmo subnível, como acontece nos subníveis p, d e f, têm a mesma energia e, por isso, designam-se por orbitais degeneradas.
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86
SPIN ELETRÓNICO O spin está associado ao sentido de orientação do eletrão em torno do núcleo. Em cada orbital preenchida, os dois eletrões possuem sentidos de rotação opostos.
Experiência que permitiu demonstrar a existência do movimento angular intrínseco dos eletrões.
Movimento de rotação eletrónica (spin).
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CONFIGURAÇÃO ELETRÓNICA DOS ÁTOMOS A forma como os eletrões se distribuem nos seus níveis e subníveis designa-se por configuração eletrónica.
Princípio de Exclusão de Pauli Em cada orbital só podem existir, no máximo, dois eletrões
com spins opostos – Princípio de Exclusão de Pauli.
spin α e spin β
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88
Princípio de Construção ou de Aufbau Os eletrões distribuem-se pelas orbitais por ordem crescente de energia.
Ordem de preenchimento das orbitais atómicas. Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
89
Configurações eletrónicas
1
1H – 1s
2
1
2
2
3Li – 1s 2s
2
6C – 1s 2s 2p 2
2
6
2
6
1
19K – 1s 2s 2p 3s 3p 4s 2
2
6
2
6
2
20Ca – 1s 2s 2p 3s 3p 4s 2
2
6
2
6
2
2
22Ti – 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
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90
O sódio (Z = 11), possui a seguinte distribuição dos eletrões pelos níveis e subníveis de energia: 11Na
–1s2 2s2 2p6 3s1
Recordando…
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O subnível 2p tem 6 eletrões, o que significa que existem 3 orbitais 2p (2px, 2py e 2pz).
Então, podemos escrever a configuração eletrónica do sódio da seguinte forma:
2 2s2 2p2 2p2 2p2 3s1 Na – 1s 11 x y z
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A distribuição dos eletrões pelas orbitais atómicas pode ser apresentada de diversas formas: CONFIGURAÇAO ELETRÓNICA
EXEMPLO
• Pela escrita das orbitais realizada por ordem crescente de energia e o número de
Mg - 1s2 2s2 2p6 3s2
eletrões em cada subnível figura como expoente.
• Pela representação abreviada ou concisa em que o cerne do átomo é representado
Mg - [Ne] 3s2
pelo gás nobre imediatamente anterior entre parêntesis retos, evidenciando-se depois os eletrões mais externos que determinam as suas propriedades. Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
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CONFIGURAÇAO ELETRÓNICA
EXEMPLO
• Pela representação das orbitais como caixas e os eletrões que as ocupam como
setas orientadas para cima ou para baixo. Os sentidos opostos das setas traduzem o facto de os eletrões de uma orbital
possuírem diferentes estados de spin.
• Num diagrama de energias das orbitais, com a vantagem de se poder visualizar a
diferença de energia que existe entre os diversos níveis e subníveis eletrónicos para o átomo em causa.
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Regra de Hund No preenchimento das orbitais com igual energia (degeneradas) distribui-se em primeiro lugar um eletrĂŁo por cada orbital, de modo a ficarem com o mesmo spin, e sĂł depois se completa o preenchimento das orbitais, com eletrĂľes de spins opostos.
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Através da configuração eletrónica é possível saber o número de eletrões de valência (eletrões do último nível de energia).
Cerne
Nível de valência
Conjunto do núcleo e de todos os eletrões interiores, isto é, os que não são de valência.
Eletrões do nível de energia mais exterior. São os mais importantes, por exemplo na formação de iões.
5B
– 1s2 2s2 2p1
3 eletrões de valência Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis
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