Diagrama de Linus Pauling: Regra de Hund e Exclusão de Pauli


DIAGRAMA DE LINUS PAULING

Para mostrar a ordem crescente de energia dos sub-níveis, ou seja, a ordem em que os sub-níveis são preenchidos com elétrons, o cientista Linus Pauling elaborou um dispositivo prático no qual obtém-se corretamente a distribuição eletrônica dos átomos.

Acompanhando o sentido das setas, obtém-se a distribuição eletrônica dos átomos corretamente. Assim, temos:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
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Diagrama de Linus Pauling

ENERGIA DOS SUB-NÍVEIS AUMENTA

De acordo com os dois princípios anteriores, não tem sentido imaginar órbitas em torno de um núcleo atômico. É mais correto acreditar em certa PROBABILIDADE em encontrar o elétron numa determinada região do átomo, VIBRANDO em certos locais próximo ao núcleo. Essas regiões, de maior probabilidade são chamadas de orbitais.

Orbitais são regiões do espaço, ao redor do núcleo, onde a probabilidade de encontrar o elétron é máxima. Por meio de cálculos matemáticos, SCHRÕDINGER deduziu as formas geométricas dos orbitais. Como nas ligações químicas, em nível de segundo grau, participam os elétrons situados em orbitais do último nível, são apresentados apenas as formas dos orbitais s e p.

Essa configuração está escrita na ordem energética, isto é, na ordem em que os sub-níveis são preenchidos. Podemos escrever a configuração na ordem geométrica, ou seja, camada por camada.

Fe (Z = 26) Ferro
Ordem energética: Is2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Ordem geométrica:  Is2   2s2   2p6  3s2 3p6 3d6 4s2

Este número caracteriza o orbital e assume valores que variam de -i até +(, sendo i o número quântico secundário. O quadro permite observar que os subníveis s, p, d, f são constituídos, respectivamente, por l, 3, 5 e 7 orbitais.

Como existem duas possibilidades de rotação (sentido horário e anti-horário) os dois valores possíveis para o número quântico spin serão +1/2 e —1/2.
Como na prática é impossível saber qual o sentido de rotação do elétron, o valor do número quântico spin será atribuído intuitivamente.
Dois elétrons de mesmo spin (44)

O princípio leva a uma conclusão importante: Em um orbital, o número máximo de elétrons é dois, e os spins são contrários. Assim, para um orbital existem três possibilidades:
a) orbital vazio.
b) orbital com l só elétron (semi cheio) ou desemparelhado.
c) orbital completo ou cheio (dois elétrons) ou ainda emparelhado.

REGRA DE HUND (Máxima Multiplicidade)

Ao preencher os orbitais de um mesmo subnível, os elétrons entrarão em orbitais vazios, até que cada orbital contenha um elétron. Somente então cada orbital receberá o novo elétron.

Exemplo: 7N – Is2 2s2 2p3 de diferenciação. É o último elétron a ser adicionado num átomo. Exemplo: 16S – Is2 2s2 2p6 3s2 3p4

PRINCIPIO DE EXCLUSÃO DE PAULI

Em um mesmo átomo não podem existir dois elétrons com os quatro números quânticos iguais.

ISOTOPIA – ISOBARIA – ISOTONIA SEMELHANÇAS QUÍMICAS

a)     ISOTOPIA -> ISÓTOPOS

ISÓTOPOS – são átomos de um mesmo elemento químico que possuem:
números atômicos iguais.
números de massa diferentes, números de nêutrons diferentes.

ISÓBAROS – são átomos de elementos químicos diferentes que têm:
números atômicos diferentes. números de massa iguais.
números de nêutrons diferentes.

Os isótopos 1H  e ^  apresentam núcleo estável. O isótopo í H é radioativo, isto é, o seu núcleo se desintegra. Os isótopos ocorrem na natureza em quantidades diferentes. O hidrogênio natural é uma mistura de 99,985% de H, 0,015% de j H e uma quantidade muito pequena de 1H. Tabela de ocorrência de alguns isótopos naturais:

As propriedades químicas dos isótopos são iguais porque os átomos têm mesma configuração eletrônica. As propriedades físicas dos isótopos são diferentes porque eles têm massas diferentes. Nota: os três isótopos do hidrogênio e os três isótopos do oxigênio podem formar 18 tipos de moléculas de água, que diferem na massa.