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ÁTOMO DE HIDROGÉNIO E ESTRUTURA ATÓMICA

- Átomo de hidrogénio

- Orbitais e números quânticos

- Configuração electrónica

O ÁTOMO DE HIDROGÉNIO

Bohr impõe condições às órbitas do modelo atómico de Rutherford:

• O eletrão só pode ocupar certas órbitas com determinado raio (valor múltiplo do quadrado de um n.º inteiro);

• A cada órbita está associado um valor de energia;

• Os eletrões podem transitar entre órbitas por absorção ou emissão de certas quantidades de energia – a energia do eletrão está quantificada.

electrão

Absorção Emissão

electrão


Para Bohr, se um espetro é de riscas, é porque o átomo só emite radiação de frequências bem determinadas.

Este facto resulta de os eletrões no átomo se encontrarem em estados de energia bem definidos (estados estacionários), que diferem uns dos outros em quantidades finitas de energia, ∆E.

Radiação electromagnética


À medida que o nível, n aumenta, a sua energia aumenta.

Os valores de energia permitidos são todos negativos (considera-se que a energia do eletrão é 0 J quando o átomo se ioniza).

A energia do eletrão do átomo de hidrogénio nos diferentes níveis é dada pela expressão:

em que n é o nível de energia

En 2,1810 18

n2


Se o eletrão transita para um nível de maior energia, diz-se excitado (absorção de um fotão - radiação eletromagnética).

O eletrão absorve apenas a quantidade de energia que lhe permita passar de um nível de energia para outro.

Erad ≠ ∆E

não há transição

Erad = ∆E = E> – E<


Se o eltrão transita para um nível de menor energia, diz-se desexcitado (emissão de um fotão - radiação electromagnética).

A energia do fotão emitido depende também da diferença de energia dos níveis entre os quais se deu a transição: Erad = ∆E (> 0).

Erad = ∆E = E> – E<

NOTA: Na excitação eletrónica, a energia que o electrão absorve é igual à que ele emite na desexcitação entre os mesmos níveis.

ESPECTRO DE RISCAS DO ÁTOMO DE HIDROGÉNIO

As radiações ultravioleta correspondem a transições do eletrão de estados excitados para o estado fundamental (n=1). O conjunto dessas radiações constitui a série de Lyman.

As radiações visíveis correspondem a transições do eletrão de estados excitados, n>2, para o nível n=2. O conjunto dessas radiações constitui a série de Balmer.

As radiações infravermelhas correspondem a transições dos eletrões de estados excitados, n>3, para o nível n=3. O conjunto dessas radiações constitui a série de Pashen.

Infravermelho Visível Ultravioleta


As radiações infravermelhas correspondem a transições para os níveis n=4 e n=5. O conjunto dessas radiações constituem, respectivamente, as séries de Brackett e Pfund.

SÉRIE nFINAL nINICIAL REGIÃO ESPETRAL

Lyman 1 2, 3, 4, ... ultravioleta

Balmer 2 3, 4, 5, ... visível

Pashen 3 4, 5, 6, ... infravermelho

Brackett 4 5, 6, 7, ... infravermelho

Pfund 5 6, 7, 8, ... infravermelho


En

erg

ia

Série Lyman (UV)

Série Balmer (visível)

Série Paschen (IV)

Série Brackett (IV)

DO MODELO DE BOHR AO MODELO QUÂNTICO

No modelo atómico actual o comportamento do eletrão é descrito por uma equação matemática - a equação de Schrodinger.

Esta equação rege a teoria atómica moderna, segundo a qual os eletrões “ocupam orbitais”, que podem ser ocupadas por 1 ou 2 eletrões.

Apenas se conhece a probabilidade de localizar num dado ponto do espaço um eletrão com uma determinada energia.

O conceito de órbita é abandonado para se falar em orbital (região do espaço onde, sob a ação do núcleo, há probabilidade de encontrar um eletrão com uma dada energia).

DO MODELO DE BOHR AO MODELO QUÂNTICO

Os eletrões movem-se a velocidades elevadas em torno dos respetivos núcleos e sem trajectórias definidas.

Se fosse possível fotografar em instantes sucessivos o movimento do eletrão em volta do núcleo, a imagem obtida seria semelhante a esta.

x

y

z

Maior probabilidade deencontrar o electrão

Uma orbital não se consegue visualizar.

NÚMEROS QUÂNTICOS

A resolução da equação de Schrodinger fez surgir três parâmetros, designados por números quânticos, que caracterizam as orbitais:

n - número quântico principal

• Está relacionado com o tamanho da orbital. • Pode assumir os valores inteiros 1, 2, 3, …

ℓ - número quântico de momento angular ou azimutal

• está relacionado com a forma da orbital (tipo de orbital).• Pode assumir os valores inteiros compreendidos entre 0 e n-1.

mℓ - número quântico magnético

• está relacionado com a orientação da orbital no espaço.• Pode assumir valores inteiros de – ℓ até + ℓ.

NÚMEROS QUÂNTICOS

Números Quânticos DefiniçãoValores

permitidos

n N° quântico principal Indica o nível de energia 1, 2, 3, 4, ...

ℓN° quântico secundário

ou de momento angular ou azimutal

Indica o subnível de energia, em cada nível, e a forma da orbital.

0, 1, 2, 3,..., n-1

mℓ N° quântico magnéticoIndica o nº de orbitais em cada subnível e a sua orientação espacial.

- ℓ, ..., 0, ...,+ ℓ

Pauli propõe um novo número quântico (caracteriza o electrão)

ms N° quântico de spinIndica o sentido do campo magnético criado pelo electrão

+ -

1

2

1

2

RELAÇÃO DO Nº QUÂNTICO COM A CARACTERÍSTICA DA ORBITAL

Número quântico principal (n)

• está relacionado com o tamanho da orbital.

• pode assumir os valores inteiros 1, 2, 3, …

• quanto maior for n maior é a energia do eletrão.

Número quântico de momento angular (ℓ)

• está relacionado com a forma da orbital (tipo de orbital).

• pode assumir os valores inteiros compreendidos entre 0 e n-1.

• os valores de ℓ caracterizam o tipo de orbital do átomo:


Se ℓ = 1, a orbital é do tipo p - apresentam dois lóbulos simétricos, tendo o núcleo como centro, orientados segundo cada um dos eixos.

Se ℓ = 0, a orbital é do tipo s - orbital de simetria esférica, cujo tamanho aumenta com o número quântico n.

1s 2s 3s

px pypx orbitais p totalmente preenchidas


Se ℓ = 2, a orbital é do tipo d:

valor de ℓ 0 1 2 4 4 5

tipo de orbital s p d f g h


Número quântico magnético (mℓ)

• está relacionado com a orientação da orbital no espaço.

• Pode assumir valores inteiros de – ℓ até + ℓ.

Por exemplo:

➼ para ℓ = 0, mℓ = 0 orbital s

➼ para ℓ = 1, mℓ = - 1 orbital px

0 orbital py

1 orbital pz

RELAÇÃO ENTRE Nº QUÂNTICO E ORBITAL ATÓMICA

Principal, n Secundário, ℓ Magnético, mℓ

Orbitais

Tipo N.º

1 0 0 1 s 1

2

0 0 2 s

41

-1 2 px

0 2 py

1 2 pz

3

0 0 3 s

9

1

-1 3 px

0 3 py

1 3 pz

2

-2 3 dxy

-1 3 dxz

0 3 dyz

1 3 dx2-y2

2 3 dz2

CONFIGURAÇÃO ELECTRÓNICA

A configuração eletrónica representa a distribuição dos eletrões nas diferentes orbitais, tendo em conta três regras: Princípio de Exclusão de Pauli, a Regra de Hund e o Princípio da Energia Mínima. Princípio da Energia Mínima – quando um átomo está no seu estado fundamental, os seus electrões ocupam as orbitais disponíveis que resultam num mínimo de energia para o átomo (preenchem-se em primeiro lugar as orbitais de menor energia).

Princípio de Exclusão de Pauli – no átomo não podem existir dois electrões com o mesmo conjunto dos quatro números quânticos (2 electrões que ocupem a mesma orbital têm que ter spins opostos).


Exemplo


Regra de Hund – As orbitais de um mesmo subnível, com a mesma energia, são preenchidas de modo a que nesse subnível haja o maior número possível de electrões com spins paralelos (primeiro faz-se o semi-prenchimento das orbitais e só depois o emparelhamento).


NOTA:

É necessário ter em conta que podemos ter orbitais que, embora tendo maior valor de n, têm, no entanto, menor valor de energia. Assim, para estabelecer a configuração electrónica, temos que considerar outra regra baseada na soma de (n+ℓ):

- a energia é tanto maior quanto maior for o valor desta soma n+ℓ.

- quando o valor n+ℓ de duas orbitais for igual, preenche-se primeiro a que apresenta menor valor de n.

Para facilitar esta análise, podemos recorrer ao diagrama de Linus Pauling:


Diagrama de Linus Pauling Exemplo

Ao conjunto do núcleo com os electrões mais internos chama-se cerne.

Os electrões do cerne representam-se através da configuração electrónica do gás nobre anterior ao elemento.


Na configuração electrónica de um elemento, indicam-se os valores de n, de ℓ e dos electrões de cada orbital, ordenadas de acordo com o valor crescente da sua energia. Para 21Sc:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

Poderíamos pensar que as orbitais 3d viriam a seguir às orbitais 3p, mas a orbital 4s aparece entre ambas.

Analisando a soma (n+ℓ): 4s 4+0=4; 3d 3+2=5, logo a energia da 4s é menor que a da 3d.

Representando a distribuição electrónica em diagrama de caixas:

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