Distribuição eletronica

DISTRIBUIÇÃO ELECTRÓNICA

DIAGRAMA DE PAULING

1s2

2s2  2p6

3s2  3p6  3d10

4s2  4p6  4d10  4f14

5s2  5p6  5d10  5f14

6s2  6p6  6d10

7s2  7p6

-Para os elementos do bloco s (elementos representativos)

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 elemento pertencente ao grupo IA e período 3

20Ca 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2

-Para os elementos do bloco sp (elementos representativos)

8O 1s2 2s2 2p4 elemento pertencente ao grupo VIA (grupo 16) período 2

15P 1s2 2s2 2p6 3s23p3 

-Para elementos do bloco d; (n-1)d (elementos de transição)

22Ti 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s23d2 reordenando em ordem crescente dos níveis energéticos teremos: 1s2 2s2 2p6 3s23p63d2 4s2

Observa-se que ao fazermos (4-1) d=3d;é o último subnível na ordem de energia que depois do rearranjo passou a pertencer ao antepenúltimo nível energético. Logo este elemento pertence ao grupo IVB e período 4.

25Mn 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s23d5 reordenando: 1s2 2s2 2p6 3s23p63d5 4s2

NÚMEROS QUÁNTICOS

Os números quânticos servem para identificar qualquer electrão de um átomo. Existem 4 números quânticos: número quântico principal (n), número quântico secundário (l), número quântico magnético (m) e número quântico spin (s).

O número quântico principal (n) caracteriza a energia do electrão e o tamanho da nuvem electrónica, n vaia de 1 até 7, por outras palavras, n indica o nível onde se encontra o electrão.

O número quântico secundário (l), caracteriza a geometria da orbital, isto é, o subnível do electrão, este número quântico pode ter valores inteiros de 0 até ao valor máximo, isto é, l=0, (n-1).

Se n=1  l=0, se n=2  l=0,1[pic 1][pic 2]

n	Valor de l	subnível
1	0	s
2	1	p
3	2	d
4	2	f

 GEOMETRIA DAS ORBITAIS

[pic 3]

                                                                                 

O número quântico magnético, caracteriza a orientação das orbitais no espaço, pode variar entre –l,…,0,…,+l.

Os valores numéricos permitidos para m não são tão importante, mas o que é útil é o facto de que para cada l existem 2l+1 possíveis e diferentes para m.    

As orientações possíveis são as suas designações para s, p e d orbitais, são representados da seguinte forma:

PRINCÍPIO DE EXCLUSÃO DE PAULI

Num átomo não pode haver dois electrões iguais, isto é, dois electrões com os quatro números quânticos.

Portanto, um orbital qualquer pode possuir apenas dois electrões com spins opostos, tais electrões são emparelhados, o que reflecte a relação N=2n2, onde N é o número de electrões e n é o número quântico principal do nível correspondente.

REGRA DE HUND

Os electrões com spins desemparelhados de mesma energia preferem ocupar orbitais separados tendo spins paralelos desde que isto seja energeticamente razoável. Por outras palavras os electrões correspondentes a um mesmo subnível tendem a ocupar um número máximo de orbitais.

Ex:

2- A LIGAÇÃO QUÍMICA ENTRE ÁTOMOS SEGUNDO A TEORIA DO ENLACE DE VALÊNCIA E DAS ORBITAIS MOLECULRES

Na natureza, os átomos não existem por regra geral na forma de átomos isolados, mas sim na forma de moléculas. Pode-se definir molécula como sendo um grupo descrito de átomos mantidos unidos por ligações químicas. São usados os parâmetros quantitativos da ligação química, o comprimento da ligação, o ângulo de valência de ligação e a energia de ligação.

- O Comprimento de ligação, é, a distância entre os núcleos dos átomos ligados.

-A energia de ligação, é a energia necessária para romper a ligação entre dois átomos.

-O ângulo de valência de ligação, é o ângulo entre as linhas que ligam os átomos da molécula.

Todos estes parâmetros são determinados experimentalmente.

Ex: Para a molécula de água foi determinado o comprimento de ligação 0.096nm, o ângulo de valência 104.5º e foi determinada a energia de ligação de 928 kJ/mol, já a energia de rompimento desta ligação será 928/2kJ/mol.

Analisemos agora a razão fundamental de formação da ligação entre dois átomos.