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Físico-Química - 10º Ano

O Átomo de Hidrogénio

Autores: Cátia Mendes

Escola: [Escola não identificada]

Data de Publicação: 23/02/2007

Resumo: Resumo sobre o tema "O Átomo de Hidrogénio", incluindo Níveis de energia e números quânticos, realizado no âmbito da disciplina de Físico-Química (10º ano).
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O Átomo de Hidrogénio

Átomo de Hidrogénio

Espectro do átomo de hidrogénio

Fórmula de Bohr

Niels Bohr propôs uma interpretação do espectro descontínuo emitido por átomos. Para Bohr, as riscas deviam-se ao facto de as descargas eléctricas terem excitados os electrões do átomo, deixando-os em estados de energia (órbitas electrónicas bem definidas) mais elevados, absorvendo energia. Ao regressarem a níveis de energia mais baixos emitem essa radiação.

 

Níveis de energia e números quânticos

O conceito de orbita foi substituído pelo conceito de orbital, isto é uma distribuição espacial do electrão em volta do núcleo. A cada orbital está associada uma determinada energia.

As orbitais são caracterizadas pelos números quânticos. Existem 4 números quânticos:

  O número quântico principal corresponde ao valor de energia de cada nível. Pode tomar valores inteiros (n= 1,2,3, etc.);

  O número quântico secundário (l). Está relacionado com a forma da orbital e pode tomar valores inteiros que vão de 0 até n -1. Quando l=0, as orbitais designam-se por orbitais tipo s, apresentando forma esférica. Quando l=1, as orbitais dizem-se tipo p e têm uma forma lobular. Para l=2, as orbitais dizem-se do tipo d.

  O número quântico magnético, designado por ml, que indica a orientação da orbital. Pode assumir valores inteiros que vão desde –l a +l.

  O número quântico de spin, designado por ms, toma, para o electrão, os valores -½ ou +½.

Tabela – Orbitais e respectivos números quânticos

n

l

ml

Designação

1

0

0

1s

2

0

0

2s

1

-1

2px, 2py, 2pz

1

0

1

1

3

0

0

3s

1

-1

3px, 3py, 3pz

1

0

1

1

2

-2

3d

2

-1

2

0

2

1

2

2

4

0

0

4s

1

-1

4px, 4py, 4pz

1

0

1

1

2

-2

4d

2

-1

2

0

2

1

2

2

3

-3

4f

3

-2

3

-1

3

0

3

1

3

2

3

3

Configurações electrónicas

Uma orbital só pode conter no máximo, dois electrões e estes devem ter números quânticos de spin opostos. Quando preenchemos orbitais da mesma energia (como são as três orbitais de p) devemos fazer primeiro o semipreenchimento de cada uma, mantendo os electrões com o mesmo spin, e só depois proceder ao emparelhamento de spins (colocar electrões com spins opostos.

Exemplo:

            15P 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 Distribuição condensada

Diagrama de caixa

1s

 

2s

 

2px

2py

2pz

 

3s

 

3px

3py

3pz

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↑↓

 

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