Respondendo à Luandria: nome dos orbitais s, p, d, f

Os orbitais tinham formatos e números máximos diferentes em cada um dos níveis (nomes entre parênteses)

- s (sharp = nítido ou definido, por conta de seu estatítico formato regular em forma de esfera) - esférico (máx. = 1)

- p (principal) - formato de halteres (máx. = 3)

- d (diffuse = difuso, distorcido, pois a função da probabilidade da nuvem eletrônica estar nesses tipos de orbital formam uma figura mais irregual relativamente frente aos do sharp (s) ) - formato de quatro lóbulos (máx. = 5)

- f (fundamental) - formato com seis lóbulos (máx. = 7)

Os nomes dos orbitais vieram de nomes das características espectrais atômicas antes de a mecânica quântica ter sido formalmente inventada. Cada orbital consegue conter somente dois elétrons.

Além disso, os orbitais têm uma ordem específica de preenchimento, que geralmente é:

- s

- p

- d

- f

No entanto, há superposições (qualquer livro didático de química tem os detalhes).

O modelo resultante do átomo é chamado de modelo quântico do átomo.

O sódio tem 11 elétrons distribuídos nos seguintes níveis de energia:

um orbital s - dois elétrons

um orbital s - dois elétrons e três orbitais p (dois elétrons cada)

um orbital s - um elétron

http://www.mundovestibular.com.br/articles/1115/3/O-QUE-E-UM-ATOMO/Paacutegina3.html

Segais um pouco sobre o assunto:

A Origem dos nomes dos orbitais s, p, d e f

Genilson Pereira Santana, Maio de 2007

Em 1937 o físico britânico A. C. Candler dividiu a história da espectroscopia em quatro períodos: acústico, das séries, quântico antigo e da mecânica quântica. O primeiro período iniciou com as medidas do comprimento de onda (analogia das ondas sonoras.) e a continuidade dos trabalhos de Boltzmann, Liveing e Dewar até 1881. . Em 1885, Johann Balmer estabelece uma fórmula emperica interralacionando as quatros linhas espectrais do hidrogênio, sugerindo o nome de séries como forma de estender esse princípio para outros elementos. No caso dos alcalis o grupo de cientístas alemãs do grupo de Heinrich Kayser e Carl Runge e também Johannes Rydberg demonstraram que estes metais possuiam três séries independentes, conhecidas como series difusas (1890). O terceiro período foi caraterizado pela tentativa de um modelo atômico, iniciando com Bohr em 1913. Nesta época um modelo atômico consistente com as fórmulas desenvolvidas para séries espectrais foram usadas para o átomo de hidrogênio, sendo introduzida uma variedade de esquemas de quantitzações para outros átomos da tabela períodica. A mecânica quântica iniciou em 1920 com as publicações dos trabalhos de Linus Pauli, Stoner, Main Smith, estabelecendo o modelo atômico com configurações eletrônicas segundo suas relações nos períodos atômicos. Essa descoberta é normalmente atribuída a Bohr em 1922, infelizmente isso é incorreto. Na verdade o primeiro cientísta a citar as configurações eletrônicas foi Max Born em uma trabalho publicado em 1925 (Vorlesungen über Atommechanik), em que este cientista relaciona a configuração eletrônica com a tabela períodica. Dois anos depois Hund amplia o conceito no trabalho intitulado Linienspektren und periodisches System der Elemente (1927). Na versão de Hund, é usado o costume de Bohr de nomear as várias camadas eletrônicas e subcamadas de 3₁, 3₂, 3₃, etc. No seu trabalho Hund trocou os termos anteriores por uma série de notações (s, p, d e f), que eram usadas por Sommerfeld e outros para abreaviar uma série de constantes. Assim, a partir de 1930, a notação s, p, d e f começa a ser divulgada na literatura.

A teoria aceita atualmente para o modelo atômico é baseada na existência de níveis de energia (camada), que são divididos em subníveis (subcamadas) com energias diferentes. Esses subníveis são indicados pelas letras minúsculas s, p, d, f, g, h, l. Cada uma das sete camadas possui um ou mais subníveis de energia. Em cada camada o número de subníveis é igual ao próprio valor n dessa camada:

Camada	subníveis em cada camada	Número de subníveis em cada camada
K	1s	1
L	2s 2p	2
M	3s 3p 3d	3
N	4s 4p 4d 4f	4
O	5s 5p 5d 5f	4
P	6s 6p 6d	3
Q	7s	1

Cada subcamada é ocupada da seguinte forma:

	s
	p
	d
	f

Referência:

JENSEN, W. B. The Origin of the s, p, d, f orbital labes, Journal Chemical Education, 2007, v. 84, n. 5, 757-758.

About Chemistry: Origins of orbital name abbreviations. What do s, p, d, f mean? http://chemistry.about.com/library/weekly/blspdf.htm

http://www.cq.ufam.edu.br/cd_24_05/orbitais/Orbitais_s_p_d_f.html

Configuração electrónica

Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.

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Sistema de distribuição de elétrons por orbitais

A configuração electrónica de um átomo ou ião (íon no Brasil) é uma descrição da distribuíção dos seus electrões por níveis de energia.

Para determinar as configurações electrónicas do estado fundamental segue-se um método conhecido como regra de Aufbau, palavra que em alemão significa “construção”: os electrões preenchem sucessivamente os subníveis de energia em ordem crescente de energia, com o número máximo permitido em cada subnível.

[editar] Notação

Físicos e químicos utilizam um padrão de notação para descrever a distribuição electrónica atómica. Nesta notação, um subnível é escrito na forma nx^e, onde “n” é o número da camada, x é o nome do subnível e “e” é o número de eléctrões na subcamada. Os subníveis são escritos em ordem crescente de energia. ou seja, na sequência em que elas são preenchidas.

Por exemplo, o hidrogênio em seu estado fundamental possui um electrão no subnível s da primeira camada (K), então essa configuração é escrita 1s¹. Lítio possue dois electrões no subnível 1s e um no subnível - que é de maior energia - 2s; assim, em seu estado fundamental a sua configuração electrónica é escrita como 1s² 2s¹.

Ver também

• Diagrama de Linus Pauling

http://pt.wikipedia.org/wiki/Configura%C3%A7%C3%A3o_electr%C3%B3nica

Outros aspectos históricos que eu não respondi a outras perguntas que estão abaixo:

Ao passar pela história da química, na área da atomística (que estuda o átomo), tudo começou quando em 478 a.C., um filósofo grego chamado Leucipo, fez a seguinte observação: a areia da praia de longe parece contínua, mas após chegarmos perto dela existirão milhares de grãos de areia. Assim tudo no Universo parecesse contínuo mas na verdade são formados por “grãozinhos”. A esses ”grãozinhos” eles deram nome de átomos (algo indivisível).

Mas na época acabou predominando a teoria de Aristóteles (384-322 a.C.), onde dizia que tudo é constituído por quatro “elementos” básicos: fogo, terra, ar e água.

Somente no século XIX, John Dalton (1766-1844) retomou a teria de Leucipo, mas modificando-a dizendo que os átomos são indivisíveis, mas que existe, por exemplo, a diferença do átomo de ferro do átomo de magnésio, diferenças de massas e tamanhos. Mas a teoria de Dalton não explicava a natureza elétrica da matéria, onde cargas elétricas de sinais diferentes se atraem e de sinais iguais se repelem.

Por volta de 1887 um cientista inglês chamado Joseph John Thomson fez experiências com tubo de raios catódicos, e concluiu que os raios catódicos são na verdade, constituídos pelo fluxo de partículas menores que o átomo e dotadas de carga elétrica negativa. Estava descoberto o elétron.

Tubos de raios catódicos: São tubos de vidro que contém nas duas pontas extremidades metálicas (chamadas de eletrodos) ligadas a uma bateria. Quando a pressão dentro desse tubo é diminuída, o gás entre os eletrodos transmite certa luminosidade (Você verá um tubo desses se olhar para a lâmpada fluorescente, que tem na sua casa ou escola), mas quando abaixarmos muitíssimo a pressão (cerca de 100mil vezes a pressão ambiente) a luminosidade desaparece, restando apenas uma mancha luminosa atrás do pólo positivo (chamado de raio catódico).

Obs: Os raios catódicos são formados independentes do tipo de gás utilizado.

Assim J.J. Thomson formulou um modelo onde o átomo é uma esfera positiva com elétrons “incrustados”, onde a carga negativa dos elétrons compensaria a carga positiva do átomo.

Na mesma época o cientista alemão Eugene Goldstein descobriu, com tubo de raios catódicos modificados, os prótons que pesavam 1836vezes mais do que o elétron. Assim essa descoberta abalou o modelo de Thomson que não levava em conta os prótons.

Ernest Rutherford (1871-1937), cientista nascido na Nova Zelândia, realizou em 1911 um experimento onde derrubou de vez o modelo de Thomson.

Ele “bombardeou” uma finíssima folha de ouro com partículas radioativas carregadas positivamente (chamada de partículas alfa), e usou uma tela fluorescente que emitisse uma luminosidade quando atingida por partículas alfa. Observou-se que a maioria das partículas alfa atravessava a folha sem qualquer desvio. Apenas algumas poucas eram desviadas ou ricocheteavam. Aí foi quando Rutherford o “modelo planetário”, onde o átomo se assemelha ao sistema solar, com os elétrons girando em torno do núcleo, como os planetas em volta do sol.

Alguns cientistas observaram que ao adicionar um elemento à chama de bico de Bunsen, observou-se que a chama, inicialmente azul claro, adquire uma cor característica de cada elemento.

Elemento	Cor
Lítio	Carmim
Sódio	Amarelo
Potássio	Violeta
Cálcio	Vermelho-tijolo
Estrôncio	Vermelho
Bário	Verde
Cobre	Azul
Chumbo	Azul-claro

Faça uma experiência em casa: jogue um pouco de sal de cozinha (NaCl: cloreto de sódio) na chama do fogão à gás, e você verá a cor amarela proveniente do sódio (cuidado para não se queimar e nem sujar o fogão da mamãe).

Mas acontece que alguns cientistas descobriram que ao passar a luz do sol (ou lâmpada comum) pelo prisma, ela se decompõe em varias cores conhecidas como arco-íris. Que foram chamados de espectro da luz visível. Também fazendo experiências com lâmpada de gás (tubos de raios catódicos, lembra?), notaram que esses não se observavam espectros completos, mas apenas algumas linhas, correspondentes somente algumas freqüências das ondas de luz visível. É chamado de espectro de linhas ou espectro atômico. Mas nenhum cientista foi capaz de explicar esses espectros.

Acontece que um cientista dinamarquês, Neils Bohr (Cada nome difícil! Neils, Thonsom, Stanlei. He! He! He!), propôs uma resposta para o mistério.

Bohr, em 1913, propôs um modelo onde:

1.Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares, chamadas de camadas ou níveis (Ufa! Demorou, éin!).

2.Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia.

3.Não é permitido a um elétron permanecer entre dois desses níveis.

4.Um elétron pode passar de um nível para outro de maior energia, desde que absorva energia externa (energia elétrica, luz, calor, etc.). Quando isso acontece, dizemos que o o elétron foi “excitado”.

5.O retorno do elétron ao nível inicial se faz acompanhar da liberação de energia na forma de ondas eletromagnéticas (ondas que se propagam no ar e no vácuo: luz visível ou ultravioleta).

Assim foram quantizadas as energias dos elétrons, isto é, deveriam possuir determinados valores. Cada camada ou nível tinha sua energia determinada.

A absorção de energia excita o elétron No retorno ao estado fundamental ocorre liberação de energia

Assim Bohr consegue explicar os espectros atômicos. Nas lâmpadas os elétrons do gás são excitados (o elétron “pula” de um nível de energia menor para um maior) por uma corrente elétrica. Quando voltam para o nível de energia menor desprendem ondas de luz visível.

Como nada no mundo é perfeito como queríamos, veio um tal de físico Werner Heisenberg (Outro nome difícil!), que fez uma pergunta interessante: Se formos medir a temperatura de um copo d’água é só colocar um termômetro e obteremos o valor correspondente. Mas se quisermos medir a temperatura de uma gotícula, a temperatura do termômetro não irá interferir?

É claro que interfere. Aí Heisenberg formulou em 1927 o chamado: Princípio de Incerteza de Heisenberg. Onde diz que: O ato de medir altera a grandeza medida. Isso se torna tanto mais problemático quanto menor é o objeto de medida. E como vamos saber onde está exatamente o pequeníssimo elétron? Para Heisenberg o elétron é mais bem caracterizado por sua energia do que por sua posição, velocidade ou trajetória.

“Já que era incerta a posição dos elétrons, vamos estudar suas energias por seus espectros”, assim pensaram os cientistas, que continuaram a trabalhar com espectros. Por espectro os cientistas definem o resultado da interação de alguma forma de radiação com a matéria; por exemplo, você poderia dizer que o raio-x da perna quebrada do moleque da esquina é um espectro; outro exemplo de espectro é o arco-íris, resultado da interação da luz do sol com as gotas de chuva: esse espectro é muito parecido com aquele que se observa quando se “filtra” por um prisma a luz emitida por um elemento –pode ser aquela luz de cor amarela do sódio, por exemplo, daquela sua experiência caseira, lembra-se? – só que a “luz” de qualquer elemento químico é composta de zonas de luz e sombra, diferentemente do arco-íris, que é contínuo. Assim, o “espectro” de um elemento se parece como:

| | | | | |

Onde as linhas de luz de diferentes espaçamentos são provenientes de elétrons sendo emitidos e recuperados pelo elemento; as diversas linhas indicam que elétrons de diferentes energias são emitidos e recuperados quando o elemento é excitado a ponto de emitir luz.

Nas décadas de 20 e 30, com aparelhos mais modernos para fazerem espectros, eles observaram que as linhas de espectros atômicos eram subdivididas em outras linhas mais. Quando apareceu o cientista americano Linus C. Pauling (Tem que ter um americano!), que deu idéia que os níveis são divididos por subníveis. Esses subníveis foram designados pelas letras minúsculas: s, p, d, f, g, h, etc.

A camada K é formada pelo subnível s.

A camada L é formada pelos subníveis s e p.

A camada M é formada pelo subnível s, p e d.

A camada N é formada pelo subnível s, p, d e f.

E assim por diante…

E cada subnível comporta um número máximo de elétrons:

Subnível	Número máximo de elétrons
s	2
p	6
d	10
f	14

Que são divididas em número crescente de energia:

Assim se fez o diagrama de Pauling:

Camadas	Subníveis
K	1s2
L	2s2	2p6
M	3s2	3p6	3d10
N	4s2	4p6	4d10	4f14
O	5s2	5p6	5d10	5f14
P	6s2	6p6	6d10
Q	7s2

Diagrama em ordem crescente de energia:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d¹⁰

Observe que o número maior é o nível, a letra minúscula é o subnível e o número menor é o número máximo de elétrons no subnível.

Veja a distribuição eletrônica de algunselementos:

Elemento Símbolo elétrons distribuição eletrônica

OxigênioO81s²2s²2p⁴

BelírioBe41s²2s²

ManganêsMn251s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵

O 4s² vem antes de 3d⁵, porque a sua energia é menor.

O que são íons? Os átomos tem o mesmo número de prótons e elétrons. Os íons são átomos com falta ou sobra de elétrons. Se o número de elétrons for menor que o número de prótons, o íon ficará positivamente carregado (o próton tem carga positiva), esse íon é chamado de Cátion. Ao contrario, se o número de elétrons for maior que os prótons, o íon ficará negativamente carregado (o elétron tem carga negativa), esse íon é chamado de Ânion. Podemos simplificar isso representando um símbolo + para o cátion, e com o símbolo – para o ânion.

Exemplo: à.

Sódio	Cátion do sódio
11Na	11Na+
1s22s22p63s1	1s22s22p6

Veja que retiramos o elétron da camada de maior energia (mais externa), essa camada é chamada de camada de valência.

Podemos resumir: Camada de valência é a camada (camada, não subnível!) mais afastada do núcleo.

Oxigênio	Ânion do oxigênio
8O	8O2-
1s22s22p4	1s22s22p6

No caso do oxigênio a camada de valência tem dois subníveis (um s e outro p). Como o oxigênio “ganhou” dois elétrons, ele fica com duas cargas negativas com o símbolo 2-.

Mas muito antes de Pauling propor seu diagrama dois cientistas, o russo Dmitri Mendeleev e o alemão Lothar Meyer, por volta de 1860, conheciam poucos elementos químicos e trabalhando com eles descobriram que alguns tinham propriedades físicas e químicas parecidas. Aproximadamente 50 elementos foram publicados por esses cientistas, com uma curiosidade: publicaram independentemente, sem o russo saber do trabalho do alemão e vice versa. Observe os seguintes elementos:

Elemento e massa atômica	Propriedades
Li (Lítio) — 3	São metais molesReagem violentamente com água
Na (Sódio) — 11
K (Potássio)—19

Esses elementos de propriedades semelhantes foram colocados no mesmo grupo (Observe na tabela periódica que os grupos são colocados em colunas) conforme sua massa atômica. Assim fizeram a primeira tabela periódica.

Através do tempo os químicos descobriram mais elementos e foram adicionando na tabela, e até hoje temos 109 elementos conhecidos pelo homem.

Após o diagrama de Pauling, observaram que os elementos de propriedades comuns tinham a camada de valência em comum também.Por exemplo:

Elemento	Distribuição eletrônica
Li	1s22s1
Na	1s2 2s2 2p63s1
K	1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1

Obs: Os que estão em destaque são as camadas de valências. Aqui a camada de valência tem apenas um elétron que está no subnível s. Eles tendem a formar íons +1, perdendo o elétron da camada de valência.

Assim ficou bem mais fácil para os químicos fazerem a tabela periódica atual, era só dividir os elementos de camada de valência parecida que eles teriam a mesma propriedade.

Então fica assim: Os elementos têm suas propriedades definidas por sua distribuição eletrônica e camada de valência.

Distribuição eletrônica é a distribuição dos elétrons em níveis (ou camadas) e subníveis de energia.

Camada de valência é a camada mais afastada do núcleo do átomo.

Com uma tabela periódica em mãos você poderá fazer a distribuição dos elementos de um mesmo grupo (Coluna da tabela periódica), e verás que eles têm a camada de valência parecida, e com certeza terão as propriedades físicas e químicas parecidas.

É isso aí! Espero que tenha entendido!

Bons estudos!

Mateus OF.

do Grupo da Quim_Geral

http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/resp_mateus/niveis_mateus.htm