Complete o quadro abaixo:
|
1 |
|
Orbital designation | Number of orbitals |
---|---|---|---|---|
2 | 2 p | |||
3 | 2 | |||
4s | ||||
4 |
Passo 1
Beleza, o exercício pede pra gente completar um quadro que relaciona:
- n (número quântico principal)
- l (número quântico secundário ou azimutal)
- mₗ (número quântico magnético)
- a designação do orbital (tipo “2p”, “3d” etc.)
- quantos orbitais existem naquele subnível
O que a gente precisa lembrar:
- l vai de 0 até n–1.
- Para cada l, mₗ varia de –l, –l+1, …, 0, …, +l.
- O número de orbitais num subnível l é 2·l+1.
- A letra do orbital vem da tabela:
l=0 → s, l=1 → p, l=2 → d, l=3 → f.
A partir do Passo 2 vamos preencher cada linha do quadro usando essas regras.
Passo 2
Linha 1: “2 p”
- Orbital p → l = 1
- Logo mₗ = –1, 0, +1 (varia de –l até +l)
- Número de orbitais = 2·l+1 = 2·1+1 = 3
Passo 3
Linha 2: n = 3, l = 2
- l = 2 → orbital “3d”
- mₗ = –2, –1, 0, +1, +2
- Número de orbitais = 2·l+1 = 2·2+1 = 5
Passo 4
Linha 3: “4 s”
- Orbital s → l = 0
- Então n = 4
- mₗ = 0 (só existe mₗ = –0…+0 = 0)
- Número de orbitais = 2·0+1 = 1
Passo 5
Linha 4: n = 4 (nível inteiro)
- l = 0, 1, 2, 3
- Para cada l, mₗ vai de –l até +l
- Subníveis: 4s, 4p, 4d, 4f
- Número total de orbitais no nível n=4 = ∑ₗ(2·l+1) = 1 + 3 + 5 + 7 = 16
Resposta
n | l | mₗ | Orbital(s) | Nº de orbitais |
---|---|---|---|---|
2 | 1 | –1, 0, +1 | 2 p | 3 |
3 | 2 | –2, –1, 0, +1, +2 | 3 d | 5 |
4 | 0 | 0 | 4 s | 1 |
4 | 0, 1, 2, 3 | Para cada l: –l…+l | 4 s, 4 p, 4 d, 4 f | 16 |