Graduação
  1. Química Geral  1.1. Introdução à Química  1.2. Estrutura Atômica  1.2.1. Partículas subatômicas  1.2.2. Modelo Atômico  1.2.3. Números quânticos  1.2.4. Configuração Eletrônica  1.2.5. Tendências periódicas  1.2.6. Isótopos e suas aplicações  1.3. Ligação Química  1.3.1. Ligação iônica  1.3.2. Ligações covalentes  1.3.3. Ligação Metálica  1.3.4. Hibridização  1.3.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  1.3.6. Polaridade de ligação e momento dipolar  1.4. Estequiometria  1.4.1. Conceito de mol  1.4.2. Fórmula empírica e molecular  1.4.3. Reagente limitante e reagente em excesso  1.4.4. Rendimento Percentual e Pureza  1.4.5. Cálculo de diluição  1.5. Estados da Matéria  1.5.1. Leis dos Gases  1.5.2. Matéria e Forças Intermoleculares  1.5.3. Estruturas Sólidas e Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma e fluido supercrítico  1.6. Reações químicas  1.6.1. Tipos de Reações Químicas  1.6.2. Balanceamento de Equações Químicas  1.6.3. Reações termoquímicas  1.6.4. Perfis de energia de reação  1.7. Soluções e Misturas  1.7.1. Unidades de concentração  1.7.2. Propriedades do síndrome  1.7.3. Solubilidade e Regras de Solubilidade  1.7.4. Lei de Henry e Lei de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partição  1.8. Equilíbrio químico  1.8.1. Lei da ação das massas  1.8.2. Princípio de Le Chatelier  1.8.3. Quociente de reação  1.8.4. Para usar esta calculadora online para Constante de Equilíbrio, insira a Constante de Equilíbrio (Eq.) e pressione o botão calcular. Aqui está como o cálculo da Constante de Equilíbrio pode ser explicado com os valores de entrada fornecidos -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Balanço ácido-base  1.9. Ácidos e bases  1.9.1. Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis  1.9.2. pH e pOH  1.9.3. Titulação ácido-base  1.9.4. Solução Tampão  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Ácidos e Bases Polipróticos  1.10. Eletroquímica  1.10.1. reações redox  1.10.2. Células Galvânicas e Eletrolíticas  1.10.3. Equação de Nernst  1.10.4. Eletrolise  1.10.5. Leis de Faraday da eletrólise  1.11. Termodinâmica  1.11.1. Leis da Termodinâmica  1.11.2. Entalpia, entropia e energia livre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidade das reações  1.11.4. Ciclos termodinâmicos (Lei de Hess, Ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. Lei de velocidade e ordem de reação  1.12.2. Energia de Ativação e Catalisador  1.12.3. Teoria das colisões  1.12.4. Mecanismo de reação  1.12.5. Teoria do estado de transição
  2. Química orgânica  2.1. Estrutura e relações  2.1.1. Hybridisation in Carbon Compounds  2.1.2. Ressonância e aromatização  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Efeitos indutivo e mesomérico  2.2. Hidrocarbonetos  2.2.1. Hidrocarbonetos  2.2.2. Alquenos  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compostos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos e Conformação  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Álcoois e fenóis  2.3.2. Éteres e epóxidos  2.3.3. Aldeído e cetona  2.3.4. Ácidos carboxílicos e derivados  2.3.5. Amina  2.3.6. Ésteres e amidas  2.3.7. Tióis e Sulfetos  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomerismo em Estereoquímica  2.4.2. Quiralidade e atividade óptica  2.4.3. Análise Estrutural  2.4.4. Diastereômeros e Enantiômeros  2.5.1. Reações de substituição  2.5.2. Reações de eliminação  2.5.3. Reações de Adição  2.5.4. Reações Radicais  2.5.5. Reações de rearranjo  2.5.6. Reações Pericíclicas  2.6. Espectroscopia e análise estrutural  2.6.1. Espectroscopia Infravermelha  2.6.2. Espectroscopia de ressonância magnética nuclear  2.6.3. Espectrometria de Massas  2.6.4. Espectroscopia UV-visível  2.6.5. Cristalografia de raios X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adição e Condensação  2.7.2. Mecanismo de polimerização  2.7.3. Polímero Biodegradável  2.7.4. Polímeros condutores e inteligentes
  3. Química inorgânica  3.1. Química de Coordenação  3.1.1. Ligantes e compostos de coordenação  3.1.2. Teoria do campo cristalino  3.1.3. Teoria do Orbital Molecular em Compostos de Coordenação  3.1.4. Distorsão de Jahn–Teller  3.2. Química do Grupo Principal  3.2.1. Metais alcalinos e alcalino-terrosos  3.2.2. Halogênios e Gases Nobres  3.2.3. Metais de transição e seus complexos  3.2.4. Lantanídeos e Actinídeos  3.3. Química do estado sólido  3.3.1. Redes cristalinas e células unitárias  3.3.2. Defeitos em sólidos  3.3.3. Propriedades elétricas e magnéticas  3.3.4. Supercondutividade  3.4. Química bioinorgânica  3.4.1. Íons metálicos na biologia  3.4.2. Reações enzimáticas com metais  3.4.3. Intoxicação por metais e desintoxicação  3.4.4. Metaloproteínas e Metaloenzimas
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Números Quânticos e Orbitais


No fascinante mundo da química quântica, um dos conceitos mais fundamentais a serem compreendidos são os números quânticos e orbitais. Esses conceitos formam a espinha dorsal de como entendemos a estrutura dos átomos e o comportamento dos elétrons em um átomo. Cada elétron ocupa um conjunto específico de orbitais definidos por números quânticos, ajudando a definir como os átomos interagem em reações químicas.

Números quânticos: endereços dos elétrons

Os números quânticos são como um sistema de endereços para os elétrons em um átomo, detalhando onde você pode encontrar cada elétron dentro do átomo. Existem quatro números quânticos elementares: o número quântico principal (n), o número quântico azimutal ou número quântico de momento angular (l), o número quântico magnético (m_l) e o número quântico de spin (m_s).

Número quântico principal (n)

O número quântico principal, representado por n, indica o principal nível de energia ou camada do elétron dentro do átomo. Esses níveis de energia são como órbitas circulares a distâncias crescentes do núcleo. À medida que n aumenta, a energia e o tamanho do orbital aumentam, significando que os elétrons são encontrados mais longe do núcleo.

n pode assumir valores inteiros positivos: 1, 2, 3, 4, etc. Números quânticos principais mais altos correspondem a níveis de energia mais altos:

n = 1 (primeira camada)
n = 2 (segunda camada)
n = 3 (terceira camada)

Por exemplo, o átomo de hidrogênio de um elétron tem seu elétron no estado n = 1 em seu estado fundamental, que é o estado de menor energia.

Número quântico azimutal (l)

O número quântico azimutal, também conhecido como número quântico de momento angular, é representado por l e define a forma do orbital. Para um determinado número quântico principal n, l pode ter valores inteiros variando de 0 a n-1.

Para n = 1, l = 0
Para n = 2, l = 0, 1
Para n = 3, l = 0, 1, 2

Esses valores correspondem a diferentes formas de orbitais:

  • l = 0: orbital s (esférico)
  • l = 1: orbital p (forma de haltere)
  • l = 2: orbital d (forma de trevo)
  • l = 3: orbital f (forma complexa)

Número quântico magnético (m_l)

O número quântico magnético, denotado por m_l, especifica a orientação do orbital no espaço em relação aos três eixos (x, y, z). Para um dado valor de l, m_l pode ter valores inteiros variando de -l a +l.

Para l = 0, m_l = 0
Para l = 1, m_l = -1, 0, 1
Para l = 2, m_l = -2, -1, 0, 1, 2

Cada orbital pode conter dois elétrons, que diferem em uma propriedade definida pelo quarto número quântico, que é o spin do elétron.

Número quântico de spin (m_s)

O número quântico de spin, m_s, descreve o spin intrínseco do elétron, que é uma propriedade quântica fundamental. Tem dois valores possíveis: +1/2 ou -1/2. Essa propriedade permite que cada orbital contenha dois elétrons com spins opostos.

De acordo com o princípio da exclusão de Pauli, nenhum dois elétrons no mesmo átomo pode ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos. Portanto, em qualquer orbital, os spins dos dois elétrons devem ser opostos (+1/2 e -1/2).

Compreendendo os orbitais

O conceito de orbitais

Na química quântica, um orbital é uma função matemática que descreve o comportamento em forma de onda dos elétrons nos átomos. Um orbital pode ser visto como uma região do espaço onde há uma alta probabilidade de encontrar um elétron. Os orbitais são definidos por três números quânticos n, l e m_l.

Ao contrário das órbitas no modelo de Bohr, as órbitas não determinam um caminho fixo para os elétrons, mas sim definem uma região em forma de nuvem onde os elétrons provavelmente serão encontrados.

Observar os orbitais nos ajuda a entender como os elétrons estão dispostos nos átomos e como eles participam da ligação química.

s-orbitais

Os s-orbitais são esféricos e existem em todos os níveis de energia a partir de n=1. O tamanho do s-orbital aumenta com o aumento do número quântico principal, n.

Forma: Redonda
Exemplo:
1s, 2s, 3s indicam os orbitais s em diferentes níveis de energia.

O círculo acima é uma representação do s-orbital, onde o elétron tem igual probabilidade de ser encontrado em qualquer ponto ao redor do núcleo.

p-orbitais

Os p-orbitais têm forma de haltere e existem em níveis de energia onde n >= 2. Para cada número quântico principal n superior a 2, há três p-orbitais (l = 1), orientados ao longo dos eixos x, y e z. Estes são chamados de p_x, p_y e p_z.

Forma: Haltere
Exemplo:
2p, 3p, 4p indicam os orbitais p nos níveis de energia correspondentes.

As elipses acima retratam a forma de um p-orbital. Note como elas se estendem em direções opostas, indicando uma forma de haltere.

d-orbitais

Os d-orbitais têm formas mais complexas do que os orbitais s e p. Esses orbitais existem a partir de n=3 em diante, onde l = 2. Existem cinco orbitais d possíveis: d_xy, d_yz, d_zx, d_{x^2-y^2} e d_{z^2}.

Forma: Trevo
Exemplo:
3d, 4d indicam os orbitais d em diferentes níveis de energia.

O SVG mostra como os d-orbitais podem ser visualizados com os lóbulos orientados em arranjos espaciais específicos. Essa forma de trevo permite que os d-orbitais participem de cenários de ligação complexos.

f-orbitais

Os f-orbitais são ainda mais complexos, aparecendo no nível de energia n=4 onde l=3. As formas são altamente complexas e esses orbitais são importantes na química dos elementos lantanídeos e actinídeos.

Exemplo:
4f, 5f indicam os orbitais f em diferentes níveis de energia.

Observar os f-orbitais é desafiador, pois eles têm formas complexas e contêm múltiplos lóbulos. Esses orbitais têm um impacto significativo nas propriedades químicas e no comportamento de ligação de elementos pesados.

Papel dos números quânticos na configuração eletrônica

Os números quânticos não apenas ajudam a encontrar a posição do elétron dentro do átomo, mas também desempenham um papel crucial na escrita da configuração eletrônica de um elemento. A configuração eletrônica mostra a distribuição dos elétrons entre diferentes orbitais. Ela determina como os átomos se ligam e interagem quimicamente.

Exemplo: átomo de hélio

1s2

A configuração mostra que os dois elétrons do hélio preenchem completamente o orbital 1s. Cada conjunto de orbitais pode conter um certo número de elétrons, determinado pelo princípio da exclusão e pelas limitações dos números quânticos.

Exemplo: átomo de oxigênio

1s2 2s2 2p4

Essa configuração mostra que os dois primeiros elétrons estão no orbital 1s, os dois seguintes no orbital 2s e os quatro restantes no orbital 2p, conferindo ao oxigênio suas propriedades químicas únicas.

Criação de átomos: o princípio de Aufbau

O princípio de Aufbau é um método usado para determinar a configuração eletrônica de um elemento. Ele afirma que os elétrons ocupam primeiro os orbitais de menor energia. Para entender esse conceito, é necessário conhecer a ordem crescente dos níveis de energia dos orbitais, por exemplo:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s

Essa teoria ajuda a prever o arranjo dos elétrons (preenchimento dos orbitais) em átomos multieletrônicos, essencialmente dando origem à tabela periódica dos elementos.

Conclusão

Os números quânticos e orbitais são conceitos centrais na química quântica, definindo a distribuição espacial e os estados de energia dos elétrons. O estado de um elétron em um átomo é expresso por meio de números quânticos, que contribuem significativamente para as propriedades químicas e a reatividade do átomo. Compreender esses princípios fundamentais permite que os químicos prevejam o comportamento dos átomos em vários contextos químicos, levando a descobertas avançadas em química e áreas afins.


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