Estrutura atômica e Ligação Interatômica

O modelo de Bohr

• Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol.

• Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve perder energia.

O modelo de Bohr

• Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford.

• Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas.

O modelo de Bohr

• As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de energia no átomo.

O modelo de Bohr

• Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas.

• Após muita matemática, Bohr mostrou que

onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, … e nada mais).

2

18 1J 1018.2

nE

O modelo de Bohr

• A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa.

• A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e corresponde à energia zero.

• Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através da absorção e da emissão de energia em quantum (h).

O modelo de Bohr

• Podemos mostrar que

• Quando ni > nf, a energia é emitida.

• Quando nf > ni, a energia é absorvida.

22

18 11J 1018.2

if nn

hchE

Limitações do modelo de Bohr

• Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio.

Comportamento ondulatório da matéria

• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.

• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou:

• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto é uma propriedade ondulatória.

• De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos.

mv

h

O princípio da incerteza

• O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente.

• Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente.

• Se x é a incerteza da posição e mv é a incerteza do momento, então:

4·

hmvx

• Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula.

• A resolução da equação leva às funções de onda.

• A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.

• O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.

Números quânticos

• Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda.

• Chamamos as funções de onda de orbitais.

• A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:

• Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.

• O número quântico azimuthal, l. Significa a subcamada. Esse número quântico depende do valor de n. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.

O número quântico magnético, ml. Número de estados energéticos para cada subcamada. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço. S existe um único estado energético P existe três estados energéticos D existe cinco estados energéticos F existe sete estados energéticos.

Na ausência de um campo magnético externo, os estados dentro de cada subcamada são idênticos, aplicando um campo esses estados da subcamada se separam, cada estado assume uma energia ligeiramente diferente.

Número quântico ms, momento de rotação, momento de spin, orientação para cima ou para baixo +1/2 ou -1/2.

Configurações eletrônicas Princípio da exclusão de Pauli – maneira de preencher esses estados com elétrons.

Sódio (Z = 11)

Forças e Energias de Ligação

EL = EA+ER

Ligações Interatômicas Primárias

Ligação Iônica Ligação Covalente Ligação Metálica

Ligações Interatômicas Primárias

Átomo de metal

Átomo de não- metal

Composto iônico. Os íons têm a configuração eletrônica de um gás nobre.

Uma ligação iônica é formada quando um ou mais elétrons são transferidos de um átomo para outro, criando íons positivos e negativos. Quando o sódio e o cloro reagem, um elétron é transferido de um átomo de sódio para um átomo de cloro para formar Na+ e Cl-.

Na (Z = 11) 1s2) 2s2, 2p6) 3s1

Cl ( Z = 17) 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5

EA = -A/r ER = B/rn

A ligação covalente envolve o compartilhamento de elétrons de valência entre átomos. Dois átomos de cloro compartilham de um par de elétrons, um elétron de cada átomo, para formar uma ligação covalente.

Cl ( Z = 17) 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5

Cl Cl Cl2 ou Cl - Cl

Fórmula de Lewis Molecular Estrutural

Refletir sobre as diferenças nas representações das estruturas de Lewis para a ligação iônica e a covalente. Os elétrons desemparelhados nos reagentes são emparelhados.

O número de ligações covalente possível para um átomo particular é determinado pelo número de elétrons de valência. Para N’ elétrons de valência, um átomo pode se ligar de maneira covalente com, no máximo, 8 – N’ outros átomos. Cloro: 8-7 = 1, o átomo de cloro pode se ligar a apenas um outro átomo, como ocorre no Cl2.

Ligação metálica

Ligações Secundárias ou Ligações de Van Der Waals

As ligações secundárias existem entre virtualmente todos os átomos ou moléculas, mas sua presença pode ficar ofuscada se qualquer um dos três tipos de ligação primária estiver presente.

Movimentos de vibração constantes, que podem causar distorções instantâneas e de curta duração nessa simetria, criando pequenos dipolos.

Um dipolo pode ser criado ou induzido em um átomo ou molécula que em condições normais é simétrico.

Os momentos de dipolo permanentes existem em algumas moléculas devido a um arranjo assimétrico – moléculas polares.

As moléculas polares também podem induzir dipolos em moléculas apolares adjacentes, e uma ligação irá se formar como resultado das forças atrativas entre as duas moléculas.

As forças de van der Waals também irão existir entre moléculas polares adjacentes.

Ligação de hidrogênio é um caso especial de ligação entre moléculas polares. H-F, H-N ou H-O, o único elétron do hidrogênio é compartilhado com o outro átomo.