Fundamentos de Química 1ª parte - Moodle @ FCT-UNL

Fundamentos
de
Química
1ª parte
Tabela Periódica dos Elementos
Metais
Metalóides
Não-Metais
Modelo do Átomo de Bohr (1913)
1. Os e– apenas podem ter valores
específicos (quantizados) de
energia.
2. A radiação é emitida devido ao
decaimento do e– de um nível
de maior energia para outro
nível de energia mais baixo.
En = –RH(
1
n2
)
n (número quântico principal) = 1, 2, 3, …
RH (constante de Rydberg) = 2,18 × 10–18J
Fotão
E = hν
E = hν
Efotão = ΔE = Ef – Ei
ni = 3
ni = 3
ni = 2
nf = 2
1
Ef = –RH ( 2 )
nf
1
Ei = –RH ( 2 )
ni
1
ΔE = RH ( 2
ni
nnf f==11
1
)
2
nf
Calcule o comprimento de onda (em nm) de um fotão emitido por
um átomo de hidrogénio quando o seu electrão passa do estado
n = 5 para o estado n = 3.
1
Efotão = ΔE = RH ( 2
ni
1
)
2
nf
Efotão = 2,18 × 10–18 J × (1/25 – 1/9)
Efotão = ΔE = –1,55 × 10–19 J
Efotão = h × c / λ
λ = h × c / Efotão
λ = 6,63 × 10–34 (J • s) × 3,00 × 108 (m/s)/1,55 x 10–19J
λ = 1280 nm
Equação de Onda de Schrodinger
Em 1926, Schrodinger escreveu uma equação que
descrevia simultaneamente a natureza ondulatória
e corpuscular do electrão.
A função de onda Ψ (psi) descreve:
1. Energia de e– com uma dada Ψ,
2. Probabilidade de encontrar e– num dado
volume do espaço.
A equação de Schrodinger apenas
pode ser resolvida com exactidão
para o átomo de hidrogénio.
Equação de Onda de Schrodinger
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
n = número quântico principal
n = 1, 2, 3, 4, ….
distância de e– a partir do núcleo
n=1
n=2
n=3
Densidade electrónica
Onde se encontra
90% da densidade
electrónica.
A densidade electrónica (orbital 1s) diminui
rapidamente à medida que a distância
ao núcleo aumenta.
Distância ao núcleo
Equação de Onda de Schrodinger
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
l número quântico de momento angular
para um dado valor de n, l = 0, 1, 2, 3, …, n – 1
n = 1, l = 0
n = 2, l = 0 ou 1
n = 3, l = 0, 1 ou 2
l=0
l=1
l=2
l=3
orbital s
orbital p
orbital d
orbital f
Dão forma ao «volume» de espaço que o e– ocupa
l = 0 (orbitais s)
l = 1 (orbitais p)
l = 2 (orbitais d)
Equação de Onda de Schrodinger
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
ml número quântico magnético
para um dado valor de l
ml = –l, …., 0, …. + l
se l = 1 (orbital p), ml = –1, 0 ou 1
se l = 2 (orbital d), ml = – 2, –1, 0, 1 ou 2
orientação da orbital no espaço
ml = –1
ml = –2
ml = 0
ml = –1
ml = 0
ml = 1
ml = 1
ml = 2
Equação de Onda de Schrodinger
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
ms número quântico de spin
ms = +½ ou –½
ms = +½ ms = -½
Equação de Onda de Schrodinger
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
A existência (e a energia) de um electrão num átomo
pode apenas ser descrita por uma única função de onda Ψ.
Princípio de exclusão de Pauli — nenhum par de electrões
num átomo pode ter os quatro números quânticos iguais.
Cada lugar tem uma identificação única.
Cada lugar pode apenas ser ocupado por um
indivíduo ao mesmo tempo.
Equação de Onda de Schrodinger
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
Camada — electrões com o mesmo valor de n
Subcamada — electrões com os mesmos valores de n e l
Orbital — electrões com os mesmos valores de n, l e ml
Quantos electrões se podem alojar numa orbital?
SE n, l e ml são fixos, então ms = ½ ou –½
Ψ = (n, l, ml, ½)
ou Ψ = (n, l, ml, –½)
Uma orbital pode alojar 2 electrões
Quantas orbitais 2p existem num átomo?
n=2
2p
Se l = 1, então ml = –1, 0 ou +1
3 orbitais
l=1
Quantos electrões podem ser colocados na subcamada 3d?
n=3
3d
l=2
Se l = 2, então ml = –2, –1, 0, +1 ou +2
5 orbitais que podem conter um total de 10 e–
Energia das orbitais num átomo com um único electrão
A energia apenas depende do número quântico principal n
n=3
n=2
En = –RH(
n=1
1
n2
)
Energia das orbitais num átomo com vários electrões
A energia depende de n e l
n=3l=2
n=3l=1
n=3l=0
n=2l=0
n=1l=0
n=2l=1
Ordem das orbitais (preenchimento)
num átomo polielectrónico
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
Classificação dos Elementos
segundo os Orbitais dos seus
Electrões de Valência
Variação do
raio
atómico
Aumento do raio atómico
Aumento do raio atómico
Raios Atómicos
Variação do raio iónico
Comparação entre Raios Atómicos e Raios Iónicos
O catião é sempre mais pequeno do que
o átomo a partir do qual se formou.
O anião é sempre maior do que o átomo
a partir do qual se formou.
1ª Energia de Ionização / kJ mol-1
1ª Energia de Ionização
Número atómico
Energia de ionização ― energia mínima necessária
(em kJ/mol) para remover um electrão de um átomo
no estado gasoso e no seu estado fundamental.
I1 + X (g)
X+(g) + e–
I1 primeira energia de ionização
I2 + X+ (g)
X2+(g) + e– I2 segunda energia de ionização
I3 + X2+ (g)
X3+(g) + e– I3 terceira energia de ionização
I1 < I2 < I3
Energias de ionização
(kJmol-1)
Afinidade electrónica ― o negativo da variação de energia
que ocorre quando um electrão é aceite por um átomo no
estado gasoso para originar um anião.
X (g) + e–
X–(g)
F (g) + e–
X–(g)
ΔH = –328 kJ/mol
EA = +328 kJ/mol
O (g) + e–
O–(g)
ΔH = –141 kJ/mol
EA = +141 kJ/mol
Afinidade Electrónica vs. Número Atómico