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Aula 3Aula 3Estrutura AtômicaEstrutura Atômica contcontEstrutura Atômica Estrutura Atômica –– cont…cont…

Tabela PeriódicaTabela Periódica

Mecânica quântica e Mecânica quântica e orbitais atômicosorbitais atômicosorbitais atômicosorbitais atômicos

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

• A resolução da equação leva às funções de onda. A f d d f d bi l l ô i• A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.

• O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se t lét i t é dá d id d l t ô i átencontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.

Mecânica quântica e Mecânica quântica e orbitais atômicosorbitais atômicosorbitais atômicosorbitais atômicos

Mecânica quântica e Mecânica quântica e orbitais atômicosorbitais atômicos

Orbitais e números quânticos

orbitais atômicosorbitais atômicos

Orbitais e números quânticos• Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de

d i f õ d donda e as energias para as funções de onda.• Chamamos as funções de onda de orbitais.

A ã d S h ödi i d ê ú â i• A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr.

T l 1 2 3 4Tem valores n=1, 2, 3, 4, …Representa fisicamente o nível (camada) principal em que o elétron se encontraelétron se encontra.




Orbitais e números quânticos2. O número quântico azimutal, l.

d i l ( )Podem assumir os valores: l = 0, 1, 2, 3, (n-1)Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d, f )Representam fisicamente o sub-nível do elétron e sua forma geométrica no espaço.

3 O ú â ti éti3. O número quântico magnético, m.Tem os valores: m = -l , 0 , +lRepresenta fisicamente a orientação espacial do orbital do elétron, a quantidade de valores possíveis para l determina o número de orbitais existentes em um sub nível lnúmero de orbitais existentes em um sub-nível l.

Representações orbitiasRepresentações orbitias

Orbitais sOrbitais s• Todos os orbitais s são esféricos.

À• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se

encontrar um elétron é zero.• Em um nó, Ψ2 = 0 • Para um orbital s, o número de nós é n-1.


Orbitais pOrbitais p• Existem três orbitais p, px, py, e pz. • Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um

sistema cartesiano. A l d l i id d 1 0 1• As letras correspondem aos valores permitidos de m, -1, 0, e +1.

• Os orbitais têm a forma de halteres. À• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.

• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.


Orbitais pOrbitais p


Orbitais d e fOrbitais d e f• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. • Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos

x-, y- e z.D i d bi i d l li h d l• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z.Q t d bit i d tê t lób l d• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.

• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.

Átomos polieletrônicosÁtomos polieletrônicos

Orbitais e suas energias

Orbitais de mesmaOrbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados


Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli

• O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha d li h i i t dcomo um par de linhas minimamente espaçado.

• Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o• Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê.

• Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os átomos foram então detectados.

• Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.


Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli


Spin eletrônico e o princípioda exclusão de Pauli

• Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos s = número quântico de rotação = ± ½.

• O princípio da exclusão de Pauli:: dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.

• Portanto, cada orbital de um mesmo átomo, definido por três ú â i i i d á á i d i lénúmeros quânticos iguais, poderá ter no máximo dois elétrons.

Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas

R d H dRegra de Hund• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os

elétrons de um elemento estão localizados.

• Três regras:- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo

orbital (Pauli).- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital

isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund)elétron (regra de Hund).

O desenvolvimento O desenvolvimento da tabela periódicada tabela periódicada tabela periódicada tabela periódica

• Em 2002, havia 115 elementos conhecidos.• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos g q p

fazer previsões sobre elementos não descobertos?

Tabela PeriódicaTabela Periódica

Dmitri Ivanovich Mendeleyev

Henry Moseley

O desenvolvimento O desenvolvimento da tabela periódicada tabela periódicada tabela periódicada tabela periódica

• Ordenar os elementos de modo que reflitam as tendências nas propriedades químicas e físicas.propriedades químicas e físicas.

• A primeira tentativa (Mendeleyev e Meyer) ordenou os elementos em ordem crescente de massa atômica.

• Faltaram alguns elementos nesse esquema. Exemplo: em 1871, Mendeleyev observou que a posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. Aspropriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev.

Configurações eletrônicas Configurações eletrônicas e a tabela periódicae a tabela periódicae a tabela periódicae a tabela periódica

• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.

• O número do periodo é o valor de n.• Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.• Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.• Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

Configurações eletrônicas Configurações eletrônicas e a tabela periódicae a tabela periódicae a tabela periódicae a tabela periódica


C fi õ l t ô i d dConfigurações eletrônica condensadas• O neônio tem o subnível 2p completo.• O sódio marca o início de um novo período.• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o

sódio como Na: [Ne] 3s1

• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].


M t i d t i ãMetais de transição• Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos.• Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p

começam a ser preenchidos.• Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são

os elétrons de valência.


L t íd ti ídLantanídeos e actinídeos• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.• Observe: La: [Kr]6s25d14f1

• Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras raraschamados lantanídeos ou elementos terras raras.

• Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos.chamados actinídeos.

• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.

As propriedades periódicasAs propriedades periódicas

TAMANHO DOS ÁTOMOS

p p pp p p

TAMANHO DOS ÁTOMOS

C id lé l• Considere uma molécula diatômica simples.

• A distância entre os dois núcleos éA distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação.

• Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é d i d i l t ddenominada raio covalente do átomo.

Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva

• A carga nuclear efetiva é a carga “sentida” por um elétron em umA carga nuclear efetiva é a carga sentida por um elétron em um átomo polieletrônico.

• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido aoA carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos.

• Uma boa aproximação para o cálculo da Carga Nuclear Efetivap ç p gpode ser: SZZeff −= com S sendo o número de elétrons internos,

ou da camada de blindagem.

Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos e dos íonse dos íons

Tendências periódicas e dos íonse dos íons

nos raios atômicos• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as

i d d d l i i dipropriedades dos elementos variam periodicamente.

• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica.

• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.

A l d í d d b l iódi á• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores.

Existem dois fatores agindo:• Número quântico principal, n, e a carga nuclear efetiva, Zef.

Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos e dos íonse dos íons

T dê i iódi

e dos íonse dos íons

Tendências periódicas nos raios atômicos

• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta Consequentemente o raio atômico aumentaaumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.

• Ao longo de um período na tabela periódica o número de elétrons• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os lé i E ã f i ô ielétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico

diminua.

Energia de ionizaçãoEnergia de ionização

• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso, isolado e

t d f d t lem seu estado fundamental:Na(g) → Na+(g) + e-.

• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para lét d íremover um elétron de um íon gasoso:

Na+(g) → Na2+(g) + e-.

• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se léremover o elétron.


Variações nas energias de i i ã iionização sucessivas

• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removidoelétron mais interno é removido.


Tendências periódicas nas primeiras energias de ionizaçãoprimeiras energias de ionização

• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.

• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao ddescermos em um grupo.

• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso.• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período.• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil f

remover um elétron.

• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto ç ç p p ç qelétron p.


Configurações eletrônicas de íons• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com

o maior número quântico principal, n:Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2)

Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5)

• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível:

F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6)

Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas

• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo

gasoso,isolado e em seu estado fundamental ganha um elétron para formar um íon gasoso:

Cl(g) + e- → Cl-(g)

• A afinidade eletrônica, na grande maioria dos casos é exotérmica (reação acima), um exemplo de processo endotérmico é:

Ar(g) + e- →Ar-(g)

Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas

Tamanho dos íonsTamanho dos íons

T dê i t h d íTendências nos tamanhos dos íons• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto

iô iiônico.• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de

elétrons e dos orbitais q e contenham os elétrons de alênciaelétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do

que os átomos que lhes dão origemque os átomos que lhes dão origem.• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são

maiores do que os átomos que lhe dão origemmaiores do que os átomos que lhe dão origem.

Tamanho dos íonsTamanho dos íons

T dê i d t h d íTendências dos tamanhos dos íons• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que

d t b l iódidescemos em um grupo na tabela periódica.• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo

número de elétronsnúmero de elétrons.•Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam se menores :íons tornam-se menores :

O2 > F > N + > M 2+ > Al3+O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

ExercícioExercício

aula 3 estrutura atômicaestrutura atômica – cont… tabela ...¢nica quântica e orbitais...

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