Energia de ionização

Estrutura Atômica
Átomo – 3 partículas
Quais são?
Descoberta o elétron – século XIX por Thomsom
Próton - - século XX por Rutherford
Neutron – 1932 por Chadwick
Modelo atômico
Núcleo – prótons e neutros
Elétrons cercam o núcleo (como?)
Átomo identificado pelo número atômico (Z) e pelo número de massa (A)
Z = número de prótons no núcleo
A= número de prótons + nêutrons no núcleo
A
16
Ex:
ZX
8O
Todos os átomos de um mesmo elemento tem o mesmo número de prótons
no núcleo
Entretanto podem ter diferentes números de nêutrons em seu núcleo - Esses
átomos são chamados de isótopos
Ex:
– 1 próton; 0 nêutron e 1 elétron
2 H – 1 próton; 1 nêutron e 1 elétron
1
3 H – 1 próton; 2 nêutron e 1 elétron
1
1
1H
Massas Atômicas
São expressas em unidade de massa atômica (u), é definida como 1/12 da
massa de um átomo de carbono.
A abundância isotópica maioria dos elementos é encontrada como uma
mistura de isótopos
Massas e abundâncias de isótopos são determinadas por espectrometria
de massa
A massa atômica de um elemento é calculada pela média das massas dos
Isótopos destes elementos
Massa atômica é diferente de número de massa
Número de massa – número de partículas no núcleo
Massa atômica – média das massas de todos os seus isótopos
1902 – Lewis propôs que os elétrons estão arranjados em
níveis de energia começando próximo do núcleo e crescendo
para fora
Mas, onde estão localizados? Possuem energia?
A elucidação da estrutura do átomo seria encontrada na
natureza da luz emitida pelas substâncias a temperaturas altas
ou sob influência de uma descarga elétrica.
Luz é produzida quando elétrons nos átomos sofrem alterações
de energia
Luz, microondas, raios X sinais de rádio etc são chamados de
radiações eletromagnéticas ou energia radiante
Energia Radiante, também chamada de energia eletromagnética
(combinação da oscilação dos campos elétrico e magnético percorrendo o
espaço)
Apresenta movimento ondulatório – sucessão de cristas e vales
A frequência (u) = número de cristas que passam num dado ponto por
segundo
O comprimento de onda (l) = distância entre as cristas sucessivas
O produto de frequência e comprimento de onda é igual a velocidade
= ul no caso da luz c = ul
c = velocidade da luz = 2,99 x 108 ms-1
Quando eletricidade passa através do gás hidrogênio ou quando
o gás é aquecido a alta temperatura, o hidrogênio emite luz
Quando a luz atravessa um prisma não temos um espectro
contínuo e sim uma linha espectral
Linha espectral – conjunto de linhas distintas cada uma
Produzida pela luz de um comprimento de onda discreta
Espectro da luz branca (espectro contínuo)
Espectro de um átomo de um elemento: linhas espectrais
Espectro da luz branca
Espectro de emissão do H
Espectro de emissão do Fe
Átomo de Bohr (1913)
Elétrons num átomo emitem luz quando absorvem energia (eletricidade
ou calor) e posteriormente liberam aquela energia na forma de luz
A radiação emitida é limitada a certos comprimentos de onda  o elétron
Não está livre para qualquer quantidade de energia, ou seja, a energia de
um elétron em um átomo é quantizada
Início século XX – Planck e Einstein independentemente mostraram que
Todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como pequenos
Pacotes de energia denominados Fótons e que cada fóton tinham energia
proporcional à frequência da radiação
Efóton = hu
Mas, c = ul então Efóton = hc /l
1913 - Átomo de Niels Bohr
•a energia E do elétron permanece constante (mesmo em
•movimento curvilíneo acelerado!)
•radiação eletromagnética é emitida quando há uma
mudança descontínua no movimento do elétron, ao se transferir de
uma órbita de energia total Ei para uma órbita de energia total Ef .
A freqüência da radiação emitida é dada por
Ef − Ei = Efóton = hc  E inversamente proporcional a l
l
Ao receber energia o elétron é excitado a um nível de energia
mais elevado e quando retorna emite energia, muitas vezes na
forma de luz
Estado fundamental – estado de mais baixa energia
Estado excitado – estado de mais alta energia (instável)
A teoria de Bohr explicou muito bem o átomo de hidrogênio e ao
fazê-lo foi capaz de obter a equação de Rydberg
ΔE = Rhc/nf2 − Rhc/ni2
R = cte de Rydberg = 1,097x107 m-1
h = cte de Planck
c = velocidade da luz
n = número quântico principal
ΔE = Ef – Ei
Espectro de emissão do H:
ΔE = Eni − Enf
ΔE = Rhc/nf2 − Rhc/ni2
Calcule para a transição
de um elétron de n=1
para n=2
Modelo da mecânica quântica
A quantização de energias eletrônicas são descritas em termos de orbitais
Os orbitais são agrupados em subníveis de energia ou subcamadas – s,p,d,f
Os subníveis de energia são agrupados em níveis de energia ou camadas –
K, L, M. N....
Para denominar a camada, a subcamada e o orbital podemos usar quatro
números quânticos
Os números quânticos são n, l e m
1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr.
Tem valores n=1, 2, 3, 4, …
Representa fisicamente o nível de energia (camada) principal em que
o elétron se encontra.
2. O número quântico azimutal, 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 número quântico magnético, m.
Tem os valores: m = -l , 0 , +l
Representa 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 l.
Spin Eletrônico
1920 – demonstração experimental que o elétron comporta-se como
se tivesse uma rotação
Esta rotação é representada por um quarto número quântico – número
Quântico magnético de spin eletrônico ms
Uma orientação é associada com um valor do número quântico spin
do elétron
ms = +½ e outra com um valor de ms = -½
Princípio da Exclusão de Pauli
em princípio, nada impediria que todos os elétrons de um átomo
ficassem no mais baixo nível de energia (1s).
O que aconteceria ?
se assim fosse, as ligações químicas não existiriam
dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter o mesmo
conjunto de números quânticos (n, l, ml , ms)
em outras palavras, nenhum orbital atômico pode conter mais
que 2 elétrons
Representação dos Orbitais
Orbitais s
• os orbitais s são esféricos.
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam
maiores.
Orbitais 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.
• As letras correspondem aos valores permitidos de m, -1, 0, e +1.
• Os orbitais têm a forma de halteres.
• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.
• Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos
eixos x-, y- e z.
• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao
longo dos eixos x-, y- e z.
• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
Orbitais f
Tabela Periódica e a configuração eletrônica
• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as
configurações eletrônicas.
• O número do periodo é o valor de n.
• Os grupos 1 e 2 têm o orbital s preenchido.
• Os grupos 13 - 18 têm o orbital p preenchido.
• Os grupos 3 - 12 têm o orbital d preenchido.
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Há vários modos de representar as configurações, os principais
são:
Notação s p d f
Notação de caixas
Exemplos das duas notações
Configurações 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].
Metais 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
Lantanídeos 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 raras.
Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são
chamados actinídeos.
A maior parte dos actinídeos não é encontrada na
natureza.
TENDÊNCIAS PERIÓDICAS
X
CONFIGURAÇÃO ATÔMICA
Tendências Periódicas Gerais
• Raios atômico e iônico
• Energia de ionização
• Afinidade eletrônica
Raio atômico
• Considere uma molécula diatômica simples.
• A 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 denominada raio covalente do
átomo.
Nos grupos o raio atômico aumenta com o número atômico
Eletrons entram em orbitais maiores, mais longe do núcleo, e
sofrem menos atração
Nos períodos o raio atômico diminui com o número atômico
Z* aumenta e- externos
mais fortemente atraídos
n aumenta  tamanho do
orbital mais externo aumenta
Raios Iônicos × Raios Atômicos
Li,152 pm
3e + 3p
Li +, 78 pm
2e + 3 p
Formando um cátion
+
CATIONS são MENORES que os átomos neutros
atração dos e- pelo núcleo aumenta  raio DIMINUI.
F, 71 pm
9e and 9p
F- , 133 pm
10 e and 9 p
Formando um ânion
ANIONS são MAIORES que os átomos neutros atração dos
e- pelo núcleo diminui  raio AUMENTA.
Tendências Periódicas dos Raios Iônicos são
similares às dos raios atômicos
Energia de Ionização (E.I)
- uma medida da tendência a formar cátions
- quantidade de energia necessária para retirar (energia gasta)
1 mol de elétrons de 1 mol de átomos no estado gasoso
Seu valor tem sinal +.
exemplo:
Cu(g)  Cu+(g) + e−(g), I1 = +785 kJ · mol−1
(primeira energia de ionização)
Cu+(g)  Cu2+(g) + e−(g), I2 = +1955 kJ · mol−1
(segunda energia de ionização
Carga positiva Aumenta  EI aumenta
energia de ionização baixa
=) elementos formam cátions (metais; bons condutores elétricos)
Correlacionar com raio
Variação da E.I no período
DE MODO GERAL:
Energia de ionização aumenta ao longo do período
EI aumenta no período porquê o raio diminue.
• Metais perdem eletrons mais facilmente que não metais.
• Metais são agentes redutores fortes.
Variação da Energia de Ionização no Grupo
• EI diminui com o número atômico no grupo
• Raio atômico aumenta, facilitando a remoção de eletrons.
• Elementos se tornam agentes redutores mais fortes.
Afinidade Eletrônica (A.E)
Energia perdida ou ganha quando um átomo recebe
um eletron formando um ânion
A(g) + e-  A-(g)
A.E. = ΔE da reação
O (g) + e-  O-(g)
O [He]2s22p4
O- [He]2s22p5
AE = - 141 kJ/mol
Δ E é Exotérmica = energia da atração (e- + núcleo) maior que a da
repulsão entre 2e- no mesmo orbital p
Comparar com raio
- é uma medida da tendência a formar ânions estáveis
- é o negativo da variação de energia de quando um elétron é aceito por
um átomo no estado gasoso, para originar um ânion
- afinidade eletrônica grande e positiva =) ânion é estável (não-metais)
Variação da Afinidade Eletrônica no Grupo e Período
• Afinidade eletrônica aumenta com número atômico no
período (devido o raio diminuir)
• Afinidade
eletrônica diminui com número atômico nos
grupos (aumento do raio atômico = menor interação
com o núcleo)
Seu valor tem sempre sinal negativo (libera energia)
Átomo
F
Cl
Br
I
AE
-328 kJ
-349 kJ
-325 kJ
-295 kJ