Materiais Elétricos

(1)

Curso Superior de Tecnologia em Instalações Elétricas

Professor : ARMANDO LAPA JUNIOR

FA

TE

C

S

P

2018

(2)

Aula 02

2018

(3)

• 3 – Revisão : Estrutura Atômica

• .

• 3 – Revisão : Estrutura Atômica

• .

A estrutura dos materiais depende da organização, dos arranjos internos e dos processamentos que estes materiais podem

sofrer.

A estrutura dos materiais depende da organização, dos arranjos internos e dos processamentos que estes materiais podem

sofrer.

Para este capítulo, é recomendado que se tenha conhecimentos

básicos de química geral, física e eletromagnetismo, mas serão relembrados alguns conceitos principais .

Para este capítulo, é recomendado que se tenha conhecimentos

básicos de química geral, física e eletromagnetismo, mas serão relembrados alguns conceitos principais .

A disciplina Materiais Elétricos envolve a investigação e o

conhecimento das relações que existem entre as estruturas e as propriedades dos diversos materiais.

A disciplina Materiais Elétricos envolve a investigação e o

conhecimento das relações que existem entre as estruturas e as propriedades dos diversos materiais.

(4)

• Átomo é uma unidade básica da matéria que consiste num núcleo central de carga elétrica positiva , envolto por uma nuvem de elétrons de carga elétrica negativa.

O núcleo atômico é composto por : prótons e neutrons

(exceto no caso do hidrogênio , H (1) , que é o único núcleo estável sem neutrons).

Os elétrons, que formam a

eletrosfera de um átomo estão

ligados ao núcleo por forças eletromagnéticas.

• Átomo é uma unidade básica da matéria que consiste num núcleo central de carga elétrica positiva , envolto por uma nuvem de elétrons de carga elétrica negativa.

O núcleo atômico é composto por : prótons e neutrons

(exceto no caso do hidrogênio , H (1) , que é o único núcleo estável sem neutrons).

Os elétrons, que formam a

eletrosfera de um átomo estão

ligados ao núcleo por forças eletromagnéticas.

(5)

.

Da mesma forma, um grupo de átomos pode estar

ligado entre si através de ligações químicas baseadas na mesma força, formando a chamada molécula.

.

Da mesma forma, um grupo de átomos pode estar

ligado entre si através de ligações químicas baseadas na mesma força, formando a chamada molécula.

(6)

Ilustração de um átomo de Hélio, He (2) na qual está representado o núcleo (em rosa) e a distribuição da nuvem de elétrons (em preto).

O núcleo (canto sup. dir.) no Hélio-(He) é simétrico e assemelha-se muito à nuvem de elétrons

A escala gráfica corresponde a um ångstrom ( Å )

(10−10 _m _{ou 100 pm).}

(7)

Algumas Propriedades : • Intervalo de massa: de 1,67×10−27 kg a 4,52×10−25 kg • Intervalo de diâmetro: de 62 pm (10−12 m) (He) a 520 pm (10−12 m )(Cs) Algumas Propriedades : • Intervalo de massa: de 1,67×10−27 kg a 4,52×10−25 kg • Intervalo de diâmetro: de 62 pm (10−12 m) (He) a 520 pm (10−12 m )(Cs)

(8)

Algumas Propriedades : • Carga elétrica:

Zero (neutra) : equilíbrio eletrostático

As cargas elétricas do próton e do elétron têm

valores absolutos iguais embora tenham sinais opostos.

O valor da carga de um próton ou de um elétron é chamado :

carga elétrica elementar e simbolizada por

e

, em valor absoluto: e = 1,6 × 10−19 C

Qp = Qe = e = 1,6 × 10−19 C

A unidade de medida adotada internacionalmente para a medida de cargas elétricas é o Coulomb (C).

A carga elétrica elementar é a menor quantidade de carga encontrada na Natureza.

Algumas Propriedades :

• Carga elétrica:

Zero (neutra) : equilíbrio eletrostático

As cargas elétricas do próton e do elétron têm

valores absolutos iguais embora tenham sinais opostos.

O valor da carga de um próton ou de um elétron é chamado :

carga elétrica elementar e simbolizada por

e

, em valor absoluto: e = 1,6 × 10−19 C

Qp = Qe = e = 1,6 × 10−19 C

A unidade de medida adotada internacionalmente para a medida de cargas elétricas é o Coulomb (C).

A carga elétrica elementar é a menor quantidade de carga encontrada na Natureza.

(9)

• O termo átomo tem origem no Grego :

• ατομος (atomos, "indivisível"), formado a

partir de α- (a-, "não") e τέμνω (temnō,

"cortar"), o que significa qualquer coisa que

não pode ser cortada ou é indivisível.

• O conceito de átomo, como componente

indivisível da matéria, foi inicialmente

proposto por filósofos gregos (450 a 430 A.C.,

Demócrito e Leucipo) e filósofos indianos.

• O termo átomo tem origem no Grego :

• ατομος (atomos, "indivisível"), formado a

partir de

α-

(a-, "não") e

τέμνω

(temnō,

"cortar"), o que significa qualquer coisa que

não pode ser cortada ou é indivisível.

• O conceito de átomo, como componente

indivisível da matéria, foi inicialmente

proposto por filósofos gregos (450 a 430 A.C.,

Demócrito e Leucipo) e filósofos indianos.

(10)

Demócrito e Leucipo , 436 AC Demócrito e Leucipo , 436 AC

Grécia antiga

aτομος !!!

(11)

• Nos séculos XVIII e XIX, foi estabelecida a explicação física para a ideia do indivisível, ao demonstrar que havia um limite para a divisão de determinadas substâncias através de métodos químicos, tendo-se feito um paralelismo entre essa “entidade” química e o conceito filosófico da antiguidade.

(12)

• Durante o final do século XIX e início do século XX,

foram descobertos componentes subatômicos e

estruturas no interior do átomo, demonstrando

assim que o "átomo químico" podia ser dividido e

o termo átomo poderia não ser o mais apropriado.

* No entanto, o termo átomo persistiu, o que

gerou debates sobre se os filósofos da antiguidade

se referiam aos átomos químicos modernos, ou a

outras possíveis partículas subatômicas como

os recentemente conhecidos quarks, ou ainda a

qualquer outra partícula fundamental por

descobrir.

• Durante o final do século XIX e início do século XX,

foram descobertos componentes subatômicos e

estruturas no interior do átomo, demonstrando

assim que o "átomo químico" podia ser dividido e

o termo

átomo

poderia não ser o mais apropriado.

* No entanto, o termo

átomo

persistiu, o que

gerou debates sobre se os filósofos da antiguidade

se referiam aos átomos químicos modernos, ou a

outras possíveis partículas subatômicas como

os recentemente conhecidos quarks, ou ainda a

qualquer outra partícula fundamental por

(13)

• Origem da teoria científica, modelos atômicos

Ao longo do século XVIII, foram descobertos diversos

elementos químicos, tais como :

• Platina (Pt ) (1735)

• Níquel (Ni ) (1751)

• Magnésio (Mg) (1755)

• Oxigênio ( O ) (1771)

Porém, ainda não havia sido formulada uma teoria que explicasse uma relação entre os átomos e os elementos químicos.

• Origem da teoria científica, modelos atômicos

Ao longo do século XVIII, foram descobertos diversos

elementos químicos, tais como :

• Platina (Pt ) (1735)

• Níquel (Ni ) (1751)

• Magnésio (Mg) (1755)

• Oxigênio ( O ) (1771)

Porém, ainda não havia sido formulada uma teoria que explicasse uma relação entre os átomos e os elementos químicos.

(14)

• Com a sistematização da Lei das proporções

definidas por Joseph Louis Proust e a Lei da

conservação da massa por Antoine Lavoisier,

foi consolidado o conhecimento que permitiu

ao inglês John Dalton explicar em 1803, a

partir do conceito de átomo, o motivo pelo

qual os elementos reagem sempre numa

pequena razão de números inteiros .

• Com a sistematização da Lei das proporções

definidas por

Joseph Louis Proust

e a Lei da

conservação da massa por

Antoine Lavoisier

,

foi consolidado o conhecimento que permitiu

ao inglês

John Dalton

explicar em 1803, a

partir do conceito de átomo, o motivo pelo

qual os elementos reagem sempre numa

pequena razão de números inteiros .

(15)

Lei das proporções definidas por Joseph Louis Proust e

a Lei da conservação da massa por Antoine Lavoisier

Lei das proporções definidas por Joseph Louis Proust e a Lei da conservação da massa por Antoine Lavoisier

(16)

Joseph Louis Proust

Lei das proporções definidas por Joseph Louis Proust Lei das proporções definidas por Joseph Louis Proust

“ As substancias reagem sempre na

mesma proporção para formarem outra

(17)

Antoine Lavoisier

Lei da conservação da massa por Antoine Lavoisier

“ A massa antes e depois de qualquer reação é constante “

(18)

• Dalton propôs que cada elemento fosse

constituído por átomos de um único tipo

e que grupos de átomos diferentes

formariam os compostos químicos.

• Dalton propôs que cada elemento fosse

constituído por átomos de um único tipo

e que grupos de átomos diferentes

formariam os compostos químicos.

(19)

• Isto possibilitou o cálculo da massa atômica

relativa dos átomos e a identificação de uma

relação exata entre um dado átomo e o

respectivo elemento químico.

Por esse feito, Dalton é considerado o

iniciador da Teoria Atômica moderna.

• Isto possibilitou o cálculo da massa atômica

relativa dos átomos e a identificação de uma

relação exata entre um dado átomo e o

respectivo elemento químico.

Por esse feito, Dalton é considerado o

iniciador da Teoria Atômica moderna.

(20)

• O modelo atômico de Dalton

(21)

• As principais conclusões do modelo atômico de Dalton foram:

• A matéria é formada por partículas extremamente

pequenas chamadas átomos.

• Os átomos são esferas maciças e indivisíveis.

• Os átomos com as mesmas propriedades, constituem

um elemento químico.

• As principais conclusões do modelo atômico de Dalton foram:

• A matéria é formada por partículas extremamente

pequenas chamadas átomos.

• Os átomos são esferas maciças e indivisíveis.

• Os átomos com as mesmas propriedades, constituem um elemento químico.

(22)

O físico Joseph John Thomson descobriu os elétrons em 1897 por meio de experimentos

envolvendo raios catódicos,

nos chamados tubos de Crookes. O físico Joseph John Thomson descobriu os elétrons em 1897 por meio de experimentos

envolvendo raios catódicos,

nos chamados tubos de Crookes.

William Crookes

• O tubo de Crookes consiste numa ampola que contém apenas vácuo e um dispositivo elétrico que faz os elétrons de qualquer material

condutor saltar e formar feixes, que são os chamados raios catódicos. • O tubo de Crookes consiste numa

ampola que contém apenas vácuo e um dispositivo elétrico que faz os elétrons de qualquer material

condutor saltar e formar feixes, que são os chamados raios catódicos.

(23)

Thomson, ao estudar os raios catódicos, descobriu que estes são afetados por campos

elétricos e magnéticos, e deduziu que a deflexão dos raios catódicos por estes campos são desvios de

trajetória de partículas muito pequenas de carga negativa, os chamados elétrons.

Thomson, ao estudar os raios catódicos, descobriu que estes são afetados por campos

elétricos e magnéticos, e deduziu que a deflexão dos

raios catódicos por estes campos são desvios de trajetória de partículas muito pequenas de carga negativa, os chamados elétrons.

(24)

Experiência de Thomson com ampola de Crookes e raios

catódicos

Experiência de Thomson com ampola de Crookes e raios

catódicos Raios Catódicos Placa carregada Placa carregada Polo positivo (ANODO) Polo negativo (CATODO)

+

-

A partícula emitida no catodo tem carga negativa

Imã

Joseph John Thomson

(25)

• Thomson propôs que o átomo era, portanto, divisível em partículas carregadas positiva e negativamente, contrariando o modelo indivisível de átomo proposto por Dalton ( e por “atomistas” na Grécia antiga).

• O átomo consistiria de vários elétrons incrustados e embebidos em uma grande partícula positiva, como passas em um pudim.

• Thomson propôs que o átomo era, portanto, divisível em partículas carregadas positiva e negativamente, contrariando o modelo indivisível de átomo proposto por Dalton ( e por “atomistas” na Grécia antiga).

• O átomo consistiria de vários elétrons incrustados e embebidos em uma grande partícula positiva, como passas em um pudim.

(26)

• O modelo atômico de Thomson

• O modelo atômico do "pudim com passas" de

Thomson.

• O modelo atômico de Thomson

• O modelo atômico do "pudim com passas" de

Thomson.

(27)

O modelo atômico do "pudim com passas" permaneceu válido até a descoberta do

(28)

• Em 1911, realizando experiências de

bombardeio de lâminas de ouro com partículas

alfa (partículas de carga positiva, liberadas por

elementos radioativos), Rutherford fez uma

importante constatação.

• Em

1911

, realizando experiências de

bombardeio de lâminas de ouro com

partículas

alfa

(partículas de carga positiva, liberadas por

elementos radioativos)

, Rutherford

fez uma

importante constatação.

(29)

• A grande maioria das partículas atravessava

diretamente a lâmina, algumas sofriam

pequenos desvios e outras, em número muito

pequeno , sofriam grandes desvios em sentido

contrário.

• A grande maioria das partículas atravessava

diretamente a lâmina, algumas sofriam

pequenos desvios e outras, em número muito

pequeno , sofriam grandes desvios em sentido

contrário.

(30)

• A partir dessas observações, Rutherford

chegou às seguintes conclusões:

• A partir dessas observações, Rutherford

chegou às seguintes conclusões:

No átomo existem espaços vazios; a

maioria das partículas o atravessava sem sofrer nenhum desvio.

No átomo existem espaços vazios; a

maioria das partículas o atravessava sem sofrer nenhum desvio.

No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso; algumas

partículas alfa colidiam com esse núcleo e voltavam, sem atravessar a lâmina.

No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso; algumas

partículas alfa colidiam com esse núcleo e voltavam, sem atravessar a lâmina.

O núcleo tem carga elétrica positiva(+); as partículas alfa (+), que passavam perto dele eram repelidas e, por isso, sofriam desvio em sua trajetória.

(31)

O modelo atômico de RutherfordO modelo atômico de Rutherford

Pelo modelo atômico de Rutherford, o átomo é constituído por um núcleo central, dotado de cargas elétricas positivas (prótons), envolvido por uma nuvem de cargas elétricas

negativas (elétrons).

Pelo modelo atômico de Rutherford, o átomo é constituído por um núcleo central, dotado de cargas elétricas positivas

(prótons), envolvido por uma nuvem de cargas elétricas

(32)

James Chadwick em 1932, confirmou a existência de partículas subatômicas de carga elétrica nula e grande massa, presentes no núcleo dos átomos, já prevista por Rutherford.

Partículas que ficaram conhecidas como nêutrons.Partículas que ficaram conhecidas como nêutrons.

(33)

• Rutherford demonstrou, ainda, que

praticamente toda a massa do átomo fica

concentrada na pequena região do núcleo.

• Rutherford demonstrou, ainda, que

praticamente

toda a massa do átomo fica

concentrada na pequena região do núcleo.

_{Dois anos depois de Rutherford ter criado o seu}

modelo, o cientista dinamarquês Niels

Bohr (1913) o completou, criando o que hoje é chamado modelo planetário.

Para Bohr, os elétrons giravam em órbitas

circulares, com níveis de energia definidos, ao redor do núcleo ( Arnold Sommerfeld imaginou as órbitas elípticas – modelo de Sommerfeld ).

Dois anos depois de Rutherford ter criado o seu modelo, o cientista dinamarquês Niels

Bohr (1913) o completou, criando o que hoje é

chamado modelo planetário.

Para Bohr, os elétrons giravam em órbitas

circulares, com níveis de energia definidos, ao

redor do núcleo ( Arnold Sommerfeld imaginou as órbitas elípticas – modelo de Sommerfeld ).

(34)

Niels Bohr

os elétrons giravam em órbitas circulares, com

níveis de energia definidos, ao redor do núcleo

os elétrons giravam em

órbitas circulares, com

níveis de energia definidos, ao redor do núcleo

(35)

• O modelo atômico de Niels Bohr

Núcleo : prótons e neutrons Elétrons órbita Elétrons Núcleo Níveis de Energia

Elétrons girando em órbitas circulares, com níveis de energia definidos, ao redor do núcleo

Elétrons girando em órbitas circulares, com níveis de energia definidos, ao redor do núcleo

(36)

Sommerfeld imaginou as órbitas elípticas Modelo de Bohr - Sommerfeld .

(37)

• O modelo atômico de Niels Bohr foi um grande avanço para a comunidade científica, provando definitivamente que o átomo não era maciço.

• O modelo atômico de Niels Bohr foi um grande avanço para a comunidade científica, provando definitivamente que o átomo não era maciço. ... Neste modelo, o elétron orbitaria o núcleo em órbitas estacionárias, sem perder energia. Neste modelo, o elétron orbitaria o núcleo em órbitas estacionárias, sem perder energia.

Bohr, que trabalhava com Rutherford, propôs o seguinte modelo:

(38)

Ao receber um ”quantum”( pacote de energia) o elétron salta

de órbita, não num movimento contínuo, passando pela região entre as órbitas (daí o nome zona proibida), mas simplesmente “desaparecendo” de uma órbita e “reaparecendo” em outra , com a quantidade exata de energia.

Ao receber um ”quantum”( pacote de energia) o elétron salta

de órbita, não num movimento contínuo, passando pela região entre as órbitas (daí o nome zona proibida), mas simplesmente “desaparecendo” de uma órbita e “reaparecendo” em outra , com a quantidade exata de energia.

Entre duas órbitas, temos as zonas proibidas de energia, pois só é permitido que o elétron esteja em uma delas.

Ao voltar ao nível energético anterior, a energia recebida é devolvida sob a forma de um fóton (luz)

(39)

• O físico Niels Bohr propôs a existência da órbita para o único elétron presente no átomo de hidrogênio (H) e esse modelo funcionou muito bem para o átomo

desse elemento porém, não funcionou para os outros átomos.

•

• O físico Niels Bohr propôs a existência da órbita para o único elétron presente no átomo de hidrogênio (H) e esse modelo funcionou muito bem para o átomo

desse elemento porém, não funcionou para os outros átomos.

•

O físico Werner Heisenberg, propôs o Princípio da Incerteza (da indeterminação)onde, se você souber onde está o elétron, você não sabe sua velocidade e se souber sua velocidade, não sabe sua posição.

Como é mais fácil medir a velocidade de um elétron do que sua posição, então ficou difícil saber onde estava o elétron.

O físico Werner Heisenberg, propôs o Princípio da Incerteza (da indeterminação)onde, se você souber onde está o elétron, você não sabe sua velocidade e se souber sua velocidade, não sabe sua posição.

Como é mais fácil medir a velocidade de um elétron do que sua posição, então ficou difícil saber onde estava o elétron.

(40)

• A partir deste Princípio de Incerteza foi, então, proposto que a trajetória do elétron não é bem definida como uma órbita e sim, que existia uma

certa probabilidade de encontrar um elétron em

uma certa região do espaço.

• A partir deste Princípio de Incerteza foi, então, proposto que a trajetória do elétron não é bem definida como uma órbita e sim, que existia uma

certa probabilidade de encontrar um elétron em

uma certa região do espaço.

Werner Heisenberg

Essa região ficou conhecida como nuvem eletrônica ou orbital.

(41)

Partículas subatômicas

• A partir do modelo atômico de Rutherford – Bohr foi possível ter uma ideia das chamadas partículas

subatômicas . • .

Partículas subatômicas

• A partir do modelo atômico de Rutherford – Bohr foi possível ter uma ideia das chamadas partículas

subatômicas .

• . Embora o significado original do termo átomo

correspondesse a uma partícula que não pode ser

dividida em partículas menores, no contexto científico contemporâneo o átomo é constituído por

várias partículas subatômicas:

Elétron

Próton

Neutron

No entanto, um átomo de hidrogênio não apresenta neutron

(42)

• O elétron é a partícula com menor massa, com

apenas 9,11 x10

-31

kg, tendo carga elétrica negativa

(-) e uma dimensão de tal modo reduzida que não

é possível a sua medição com a tecnologia atual.

• Os elétrons definem as propriedades químicas de

um elemento e influenciam as propriedades

magnéticas de um átomo.

• O próton tem carga positiva (+) e

massa 1 836 vezes maior do que a massa do

elétron, de 1,6726 x 10

-27

kg.

• O elétron é a partícula com menor massa, com

apenas 9,11 x10

-31

kg, tendo

carga elétrica negativa

(-)

e uma dimensão de tal modo reduzida que não

é possível a sua medição com a tecnologia atual.

• Os elétrons definem as propriedades químicas de

um elemento e influenciam as propriedades

magnéticas de um átomo.

• O próton tem carga positiva (+) e

massa 1 836 vezes maior do que a massa do

elétron, de 1,6726 x 10

-27

kg.

(43)

• O neutron não possui carga elétrica e tem

massa 1 839 vezes superior à massa do elétron, ou 1,6929 x 10-27 kg.

Neutron e próton possuem dimensões comparáveis, na ordem de 2,5 x10-15 m .

• O neutron não possui carga elétrica e tem

massa 1 839 vezes superior à massa do elétron, ou 1,6929 x 10-27 kg.

Neutron e próton possuem dimensões comparáveis, na ordem de 2,5 x10-15 m

.

No entanto, pela Física

moderna, tanto os prótons como os neutrons

são partículas compostas, formadas por partículas

menores denominadas quarks. No entanto, pela Física

moderna, tanto os prótons como os neutrons

são partículas compostas, formadas por partículas

(44)

Os prótons são constituídos por :

dois quarks up (cada um com carga + 2_⁄

3) e

um quark down (com carga − 1_⁄

3) : +2⁄3 +2⁄3 −1⁄3 = +1

Os neutrons são constituídos por :

um quark up ( carga + 2/3 ) e

dois quarks down (carga - 1/3 ) : +2_⁄

3 − 1⁄3 −1⁄3 = 0

Esta diferença é responsável pelos diferentes valores de massa e carga entre as duas partículas

(45)

O modelo de átomo dado pela mecânica quântica é o mais moderno e complexo, ele baseia-se na forma matemática da estrutura atômica.

A teoria quântica afirma que a matéria tem

propriedades associadas com ondas, razão pela qual o modelo de átomo foi baseado nesta teoria.

O modelo de átomo dado pela mecânica quântica é o mais moderno e complexo, ele baseia-se na forma matemática da estrutura atômica.

A teoria quântica afirma que a matéria tem

propriedades associadas com ondas, razão pela qual o modelo de átomo foi baseado nesta teoria.

O chamado “Princípio da Incerteza” de Heisenberg determina que o elétron não possua posição exata na eletrosfera , nem velocidade e direção definidas.

Por essa razão, o átomo de Bohr, com elétrons girando em órbitas circulares, foi ultrapassado pelo Modelo Quântico.

Modelo atômico da mecânica quântica – Modelo Quântico. ( Modelo de Schrödinger )

(46)

Os orbitais são os possíveis espaços ocupados pelos elétrons, ou seja, há grande probabilidade de encontrá-los nas nuvens

eletrônicas representadas em vermelho na imagem acima.

Os orbitais são os possíveis espaços ocupados pelos elétrons, ou seja, há grande probabilidade de encontrá-los nas nuvens

eletrônicas representadas em vermelho na imagem acima.

Modelo Quântico ( Modelo de Schrödinger )

(47)

(48)

(49)

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA – ELETROSFERA CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA – ELETROSFERA

• O número de elétrons que cada órbita de um

átomo possui, e sua estrutura eletrônica, podem ser descritos pela chamada configuração

eletrônica.

• Na prática, cada nível de energia (camada)

comporta uma quantidade máxima de elétrons, e os níveis são divididos em subníveis:

• O número de elétrons que cada órbita de um

átomo possui, e sua estrutura eletrônica, podem ser descritos pela chamada configuração

eletrônica.

• Na prática, cada nível de energia (camada)

comporta uma quantidade máxima de elétrons, e os níveis são divididos em subníveis:

(50)

...

Níveis ou Camadas de Energia

Níveis ou Camadas K,L,M,N,O,P,Q

(51)

Camada Nível Subnível Quantidade máxima de elétrons

• K 1 s 2

• L 2 s p 8

• M 3 s p d 18

• N 4 s p d f 32

• O 5 s p d f 32

• P 6 s p d 18

• Q 7 s p 8

• K 1

s

2 • L 2

s p

8 • M 3

s p d

18 • N 4

s p d f

32 • O 5

s p d f

32 • P 6

s p d

18 • Q 7

s p

8

(52)

• O número máximo de elétrons que cada subnível comporta é:

• s = 2 elétrons • p = 6 elétrons • d = 10 elétrons • f = 14 elétrons

Na eletrosfera, a tendência é que os elétrons ocupem a posição de menor energia, ou seja, as mais próximas do núcleo.

Por exemplo : Um elétron do nível 3 ( M ) possui mais energia do que um elétron do nível 2 ( L ) .

• O número máximo de elétrons que cada subnível comporta é:

• s = 2 elétrons • p = 6 elétrons • d = 10 elétrons • f = 14 elétrons

Na eletrosfera, a tendência é que os elétrons ocupem a posição de menor energia, ou seja, as mais próximas do núcleo.

Por exemplo : Um elétron do nível 3 ( M ) possui mais energia do que um elétron do nível 2 ( L ) .

Quanto menor a energia, maior a estabilidade.

Quanto mais afastado do núcleo, maior a energia, menor a estabilidade. Quanto menor a energia, maior a estabilidade.

Quanto mais afastado do núcleo, maior a energia, menor a estabilidade.

(53)

• A sequência de ocupação dos subníveis segue uma ordem crescente de energia.

Essa ordem é descrita pelo diagrama de Pauling, escrito por Linus Pauling, e está representado na figura a seguir :

• A sequência de ocupação dos subníveis segue uma ordem crescente de energia.

Essa ordem é descrita pelo diagrama de Pauling, escrito por Linus Pauling, e está representado na figura a seguir :

(54)

Diagrama de Pauling

1s2 _2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2 _4d10 _5p6 _6s2_4f14 _5d10_6p6 _7s2 _5f14_6d10 _7p6_...

Ordem crescente de Energia

O diagrama de Pauling (ou princípio de Aufbau ) nada mais é do que um método de distribuir os elétrons na eletrosfera do átomo (bem como dos íons ).

(55)

Sequencia em ordem crescente de energia

(56)

• Exemplo: Sódio (Na)

• Diagrama de Pauling

• Pela Tabela Periódica:

_Sódio

( Na )

tem número atômico igual a 11

11 elétrons presentes na

eletrosfera .

• Exemplo: Sódio (Na)

• Diagrama de Pauling

• Pela Tabela Periódica:

_Sódio

( Na )

tem número atômico igual a 11

11 elétrons presentes na

eletrosfera .

(57)

(58)

(59)

• Exemplo:

• Diagrama de Pauling

• Pela Tabela Periódica: Sódio ( Na ) tem número atômico igual a 11 11 elétrons presentes na eletrosfera .

O elemento sódio (11Na) possui a seguinte configuração eletrônica, segundo o diagrama de Pauling:

1s2 2s2 2p6 3s1 (2 ) (8) (18)

•Camada K : 1s2

•Camada L : 2s2 2p6

•Camada M : 3s1

• A camada de valência ( ultima camada ; camada mais energética ) do sódio é a camada M.

(60)

• K 1 s S2 2

• L 2 s p S2 p6 8

• M 3 s p d S1 1

• N 4 s p d f

• O 5 s p d f

• P 6 s p d

• Q 7 s

• K 1

s

S2

2 • L 2

s p

S2 p6

8 • M 3

s

p d

S1

1 • N 4

s p d f

• O 5

s p d f

• P 6

s p d

• Q 7

s

(

₁₁

Na)

Camada M : Camada de Valencia , Maior Energia

(61)

Orbitais segundo o PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE

PAULI

• A região de maior probabilidade de se encontrar o

elétron é chamada de orbital atômico

.

• Segundo propôs Wolfgang Pauli em 1925 :

• “Em um átomo não mais do que dois elétrons

podem ocupar um mesmo orbital e isto se eles

tiverem spins opostos. Sendo assim, um átomo

não pode conter dois elétrons com o mesmo

conjunto de números quânticos”.

(62)

Segundo propôs Wolfgang Pauli em 1925 :

“Em um átomo não mais do que dois elétrons podem ocupar um mesmo orbital e isto se eles tiverem spins opostos. Sendo assim, um átomo não pode conter dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos”.

Segundo propôs Wolfgang Pauli em 1925 :

“Em um átomo não mais do que dois elétrons podem ocupar um mesmo orbital e isto se eles tiverem spins opostos. Sendo assim, um átomo não pode conter dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos”.

(63)

• De acordo com o princípio da

exclusão de Pauli, em um orbital atômico podemos ter no máximo 2 elétrons com rotações em sentido contrário ( spins opostos ) .

• De acordo com o princípio da

exclusão de Pauli, em um orbital atômico podemos ter no máximo 2 elétrons com rotações em sentido contrário ( spins opostos ) .

Os 2 elétrons permanecem juntos num mesmo orbital porque a atração magnética é maior que a repulsão elétrica.

(64)

• Como consequência deste princípio decorrem as seguintes proposições:

• 1. O subnível

s

comporta até 2 elétrons. O subnível s é um

orbital s e tem forma esférica.

• 2. O subnível p comporta até 6 elétrons, distribuídos em 3 orientações espaciais, px, py, pz. Portanto, no subnível p, existem 3 orbitais cada um comporta no máximo 2 elétrons.

• 3. O subnível d comporta até 10 elétrons, sendo composto

por 5 orbitais.

• 4. O subnível f comporta até 14 elétrons e apresenta 7 orbitais.

(65)

1. O subnível s

comporta até 2 elétrons. O subnível s é um orbital s e tem forma esférica

1. O subnível s

comporta até 2 elétrons. O subnível s é um orbital s e tem forma esférica

(66)

2. O subnível p comporta até 6 elétrons, distribuídos em 3 orientações espaciais, px, py, pz. Portanto, no subnível p, existem 3 orbitais e cada um comporta no máximo 2 elétrons. 2. O subnível p comporta até 6 elétrons, distribuídos em 3 orientações espaciais, px, py, pz. Portanto, no subnível p, existem 3 orbitais e cada um comporta no máximo 2 elétrons.

px

pz

py

(67)

(68)

• 1-Orbital s

O subnível s comporta até 2 elétrons. O subnível s é um orbital s e tem forma esférica.

(69)

2- Orbital p

O subnível p comporta até 6 elétrons,

distribuídos em 3 orientações espaciais, px, py, pz. Portanto, no subnível p, existem 3 orbitais cada um comporta no máximo 2 elétrons.

O subnível p comporta até 6 elétrons,

distribuídos em 3 orientações espaciais, px, py, pz. Portanto, no subnível p, existem 3 orbitais cada um comporta no máximo 2 elétrons.

(70)

3-orbital

d

O subnível _{composto por 5 orbitais.}d comporta até 10 elétrons, sendo O subnível d comporta até 10 elétrons, sendo composto por 5 orbitais.

(71)

• 4 – orbital f

O subnível apresenta 7 orbitais.f comporta até 14 elétrons e O subnível f comporta até 14 elétrons e apresenta 7 orbitais.

(72)

Formatos dos orbitaisFormatos dos orbitais _comporta_{até 2}_elétrons

comporta até 6 elétrons

comporta até 10

elétrons

comporta

até 14

(73)

Curso Superior de Tecnologia em Instalações Elétricas