De 4 Exemplos De Atomos Representados Em Seus Respectivos Orbitais – De 4 Exemplos De Átomos Representados Em Seus Respectivos Orbitais, mergulhamos no fascinante mundo da estrutura eletrônica atômica, explorando como os orbitais atômicos descrevem a probabilidade de encontrar um elétron em uma determinada região espacial. Esta jornada nos levará a entender como a forma e a orientação espacial dos orbitais influenciam as propriedades químicas dos átomos.
Através de uma análise detalhada de quatro exemplos distintos – Hidrogênio (H), Hélio (He), Lítio (Li) e Carbono (C) – desvendaremos a configuração eletrônica e a representação gráfica dos orbitais atômicos, abordando os tipos de orbitais (s, p, d, f) e as regras que regem o preenchimento de orbitais, como a regra de Hund e o princípio de exclusão de Pauli.
Introdução à Representação de Átomos em Orbitais
A representação de átomos em orbitais é um conceito fundamental na química que nos permite entender a estrutura eletrônica dos átomos e como eles interagem uns com os outros. Os orbitais atômicos são regiões no espaço ao redor do núcleo de um átomo onde a probabilidade de encontrar um elétron é alta.
Eles são representados por diagramas e símbolos que fornecem informações sobre a forma, o tamanho e a energia do orbital.
O Conceito de Orbitais Atômicos
Orbitais atômicos são regiões tridimensionais ao redor do núcleo de um átomo onde há uma alta probabilidade de encontrar um elétron. Eles são definidos por uma função matemática que descreve a distribuição espacial da densidade eletrônica. A forma do orbital é determinada pelos números quânticos que descrevem o estado do elétron, como o número quântico principal (n), o número quântico do momento angular (l) e o número quântico magnético (ml).
Relação entre a Forma do Orbital e a Probabilidade de Encontrar um Elétron
A forma do orbital atômico está diretamente relacionada à probabilidade de encontrar um elétron em uma determinada região espacial. Por exemplo, um orbital s é esférico, o que significa que a probabilidade de encontrar um elétron é igual em todas as direções ao redor do núcleo.
Um orbital p tem a forma de um haltere, com uma região de alta probabilidade de encontrar o elétron em cada lado do núcleo.
A probabilidade de encontrar um elétron em uma região específica do espaço é dada pela função de onda do orbital. A função de onda é uma função matemática que descreve o comportamento do elétron no orbital. O quadrado da função de onda, chamado de densidade de probabilidade, fornece a probabilidade de encontrar o elétron em um determinado ponto no espaço.
Exemplos de Átomos e seus Orbitais
Vamos analisar alguns exemplos de átomos e seus orbitais atômicos para entender melhor como eles são representados.
Tabela de Exemplos
| Nome do Átomo | Número Atômico | Configuração Eletrônica | Representação Gráfica dos Orbitais |
|---|---|---|---|
| Hidrogênio (H) | 1 | 1s1 |
O átomo de hidrogênio possui apenas um elétron, que ocupa o orbital 1s. Este orbital é esférico e tem um único lóbulo ao redor do núcleo. |
| Hélio (He) | 2 | 1s2 |
O átomo de hélio possui dois elétrons, ambos ocupando o orbital 1s. Este orbital é esférico e tem um único lóbulo ao redor do núcleo, com dois elétrons presentes no mesmo. |
| Lítio (Li) | 3 | 1s2 2s1 |
O átomo de lítio possui três elétrons. Os dois primeiros elétrons ocupam o orbital 1s, enquanto o terceiro elétron ocupa o orbital 2s. O orbital 2s também é esférico, mas é maior que o orbital 1s, pois está mais distante do núcleo. |
| Carbono (C) | 6 | 1s2 2s2 2p2 |
O átomo de carbono possui seis elétrons. Os dois primeiros elétrons ocupam o orbital 1s, os dois próximos ocupam o orbital 2s, e os dois últimos elétrons ocupam os orbitais 2p. Os orbitais 2p são halteres e existem três deles: 2px, 2p ye 2p z. Cada orbital 2p tem dois lóbulos, um em cada lado do núcleo, e eles são orientados perpendicularmente um ao outro. |
Tipos de Orbitais Atômicos
Os orbitais atômicos são classificados em diferentes tipos, dependendo de sua forma e energia. Os quatro tipos principais de orbitais atômicos são: s, p, d e f.
Orbitais s
Os orbitais s são esféricos e têm um único lóbulo ao redor do núcleo. O tamanho do orbital s aumenta à medida que o número quântico principal (n) aumenta. Os orbitais s são encontrados em todos os níveis de energia e são designados como 1s, 2s, 3s, etc.
Orbitais p
Os orbitais p têm a forma de um haltere e têm dois lóbulos em cada lado do núcleo. Existem três orbitais p em cada nível de energia, designados como p x, p ye p z. Os orbitais p x, p ye p zsão orientados perpendicularmente um ao outro.
O tamanho do orbital p aumenta à medida que o número quântico principal (n) aumenta.
Orbitais d
Os orbitais d têm formas mais complexas e existem cinco orbitais d em cada nível de energia. Os orbitais d são designados como d xy, d xz, d yz, d x2-y 2e d z2. O tamanho do orbital d aumenta à medida que o número quântico principal (n) aumenta.
Orbitais f
Os orbitais f têm formas ainda mais complexas e existem sete orbitais f em cada nível de energia. Os orbitais f são designados como f xyz, f x3y , f x3z , f xy3, f yz3, f xz3e f z3.
O tamanho do orbital f aumenta à medida que o número quântico principal (n) aumenta.
Relação entre o Número Quântico Principal (n) e o Tamanho do Orbital
O número quântico principal (n) determina o nível de energia do elétron e também influencia o tamanho do orbital. Quanto maior o valor de n, maior o nível de energia e maior o tamanho do orbital. Isso significa que um elétron em um orbital com um valor de n maior tem mais energia e está mais distante do núcleo do que um elétron em um orbital com um valor de n menor.
Forma e Orientação Espacial dos Orbitais p e d
Os orbitais p têm a forma de um haltere, com dois lóbulos em cada lado do núcleo. Os três orbitais p em um determinado nível de energia são orientados perpendicularmente um ao outro. Por exemplo, o orbital p xestá orientado ao longo do eixo x, o orbital p yestá orientado ao longo do eixo y, e o orbital p zestá orientado ao longo do eixo z.
Os orbitais d têm formas mais complexas, com quatro lóbulos em cada lado do núcleo. Os cinco orbitais d em um determinado nível de energia são orientados em diferentes direções no espaço. Por exemplo, o orbital d xytem seus lóbulos orientados ao longo dos eixos x e y, enquanto o orbital d z2tem seus lóbulos orientados ao longo do eixo z.
Regras de Preenchimento de Orbitais: De 4 Exemplos De Atomos Representados Em Seus Respectivos Orbitais
Existem algumas regras que determinam como os elétrons são distribuídos nos orbitais atômicos. Essas regras são importantes para entender a configuração eletrônica de um átomo.
Regra de Hund
A regra de Hund afirma que os elétrons preenchem primeiro os orbitais de um determinado subnível de energia individualmente, com spins paralelos, antes de começarem a preencher os orbitais emparelhados.
Princípio de Exclusão de Pauli
O princípio de exclusão de Pauli afirma que nenhum dois elétrons em um átomo podem ter os mesmos quatro números quânticos. Isso significa que um orbital atômico pode acomodar no máximo dois elétrons, e esses elétrons devem ter spins opostos.
Níveis de Energia e Subníveis de Energia
Os elétrons em um átomo ocupam diferentes níveis de energia, que são designados pelos números quânticos principais (n). Cada nível de energia é dividido em subníveis de energia, que são designados pelos números quânticos do momento angular (l). Os subníveis de energia são designados como s, p, d e f.
A ordem de preenchimento dos orbitais é determinada pela ordem crescente de energia. Os orbitais com menor energia são preenchidos primeiro, seguidos pelos orbitais com maior energia. A ordem de preenchimento dos orbitais é: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.