Estrutura eletrônica do átomo

Modelos Atômicos

• Modelo de átomo que pode parecer familiar a você.

• Núcleo em volta do qual os elétrons orbitam em diferentes níveis de energia.

Um modelo que usa ideias familiares para tentar explicar fatos

não familiares observados na natureza

Linha do tempo da Teoria Atômica

Modelo de Bohr

De acordo com omodelo de Bohr oselétrons se movemem órbitas definidasao redor do núcleo.

Estas órbitas (ouniveis de energia)são localizadas auma certa distânicado núcleo.

Quando um elétron salta de um nível menor para um nível mais elevado,

ele absorve energia e quando ele retorna para um nível menor, o elétron

emite uma radiação em forma de luz.

As leis da física clássica não se enquadram neste modelo.

Max Planck – 1900

E = h

* h = 6,626 x 10-34 Js

Num estado estacionário o átomo não emite radiação e sua

eletrosfera mantém-se estável.

Conceito de Bohr: • Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor

do núcleo. • Existem 7 camadas eletrônicas, representadas pelas

letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q. • À medida que as camadas se afastam do núcleo,

aumenta a energia dos elétrons nelas localizados.

1924: Natureza do elétron é questionada....

Louis De Broglie:

“Toda a matéria tem caráter ondulatório.”

=ℎ

𝑚𝑣

DUALIDADE ONDA-PARTÍCULA

Erwin Schrödinger – 1927

• Funções de onda ()

• H = E

• ² = probabilidade de se encontrar uma

partícula em uma dada região do espaço

NÚMEROS QUÂNTICOS

• Número quântico principal (n):

Descreve os níveis de energia ocupados pelos

elétrons em um átomo.

• Número quântico do momento angular orbital (l):

Descreve o formato dos orbitais ocupados pelos

elétrons.

Pode ter valores de 0 até n-1.

s, p, d, f

Subcamadas: nl

• Número quântico magnético (ml):

Distingue os orbitais de cada subcamada.

Pode ter valores de -l...0...+l

ORBITAIS

l = 0

ml = 0

ORBITAIS

l = 1

ml = -1, 0, +1

ORBITAIS

l = 2

ml = -2, -1, 0, +1, +2

ORBITAIS

l = 3

ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

ÁTOMOS POLIELETRÔNICOS

• Número quântico magnético de spin (ms):

+ ½ () ou – ½ ()

PRINCÍPIO DA CONSTRUÇÃO

• Princípio da exclusão de

Pauli:

“Dois elétrons em um átomo

não podem ter o mesmo

conjunto de quatro números

quânticos.”

• Regra de Hund:

“Acrescentar elétrons com

spins paralelos nos orbitais

de uma subcamada antes

de emparelhar dois elétrons

em um mesmo orbital.”

Tabela periódica dos elementos

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

• Tendências seguidas por elementos químicos conforme

sua posição na tabela periódica.

• Variam com a configuração eletrônica e o número

atômico.

• Grupos e períodos.

• Raio atômico • Raio iônico

• Energia de ionização • Afinidade eletrônica

RAIO ATÔMICO

RAIO IÔNICO

AFINIDADE ELETRÔNICA vs.

ELETRONEGATIVIDADE

• Afinidade

eletrônica:

Medida da energia

liberada por um

átomo ao aceitar

um elétron no

estado gasoso.

• Eletronegatividade:

Medida da

tendência de um

átomo atrair

elétrons em uma

ligação química.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO (PRIMEIRA)

AFINIDADE ELETRÔNICA

ELETRONEGATIVIDADE