5 - Conf Eletrônica e prop periódicas (04-04

Átomos polieletrônicos
Elétrons são arranjados em:
CAMADAS (n)
SUBCAMADAS (l)
ORBITAIS (ml)
QFL-1101 – Química Geral 1 (Diurno - 1º semestre - 2017)
DIAGRAMA DE ENERGIA
(Princípio da Estruturação - Princípio Aufbau)
Eficiente para os átomos de
Z = 1 a 20 (H e Ca)
Pauling , Madelung
Princípio da exclusão - Pauli
Em um átomo 2e- no orbital não
podem ter o mesmo conjunto de 4
números quânticos (n, l, ml e ms)
Átomos hidrogenóides
( H, He+, Li2+, Be3+ ...)
Átomos polietrônicos
Para um mesmo valor de n os orbitais s, p, d, f:
a) tem energias iguais
(orbitais degenerados)
 E=-Rh/n2
R=mee4/8h30 n = 1, 2, ...
Triplamente
degenerado
b) tem energias diferentes
(orbitais não degenerado)
 Depende de n e l
3
Distribuição Radial
- A penetração de um elétron 3s na camada
interna é > elétron 3p.
3s
- Os elétrons 3s é menos blindados do que
os elétrons 3p.
Número de nodos:
(n – l – 1)
3s: 3 - 0 - 1 = 2
3p: 3 - 1 - 1 = 1
3d: 3 - 2 - 1 = 0
- Ordem de penetração: ns > np > nd > nf
- Ordem de energia:
ns < np < nd < nf
4
Configuração Eletrônica
- As curvas das energias dos
orb. s e p são paralelas
- K e Ca = 4s 3d
- Sc = 3d 4s
- Orb. 3d penetra >> no 4s
Z* cresce e sua Energia <<
1a inversão (n-1)d ns, n =4
Níveis de energias de átomos
multieletrônicos
- A energia do 3d está abaixo
do 4s a partir do Sc (Z=21)
5
Configuração Eletrônica - Princípio da construção
1H:
1s1
2He:
1s2
3Li:
1s2 2s1
4Be:
1s2 2s2
5B
: 1s2 2s22p1
6C
: 1s2 2s22p2
7N
: 1s2 2s22p3
8O
: 1s2 2s22p4
9F
: 1s2 2s22p5
10Ne:
1s2 2s22p6
11Na:
[Ne] 3s1
12Mg:
[Ne] 3s2
13Al:
[Ne] 3s2 3p1
14Si:
[Ne] 3s2 3p2
15P
: [Ne] 3s2 3p3
16S
: [Ne] 3s2 3p4
17Cl:
[Ne] 3s2 3p5
18Ar:
[Ne] 3s2 3p6
19K
: [Ar] 4s1
20Ca
: [Ar] 4s2
21Sc
: [Ar] 4s2 3d1
21Sc
: [Ar] 3d1 4s2
6
21Sc
: [Ar] 3d1 4s2
22Ti
: [Ar] 3d2 4s2
23V
: [Ar] 3d3 4s2
24Cr:
    
[Ar] 3d5 4s1
25Mn: [Ar]
3d5 4s2
26Fe
: [Ar]
3d6 4s2
27Co
: [Ar] 3d7 4s2
28Ni
: [Ar] 3d8 4s2
: [Ar]
3d10
30Zn
: [Ar]
3d10 4s2
31Ga
: [Ar] 3d10 4s2 4p1
29Cu
Camada semi-preenchidas 3d
4s1
Menor energia – mais estável
camada 3d totalmente preenchidas





Inversão de
Configuração
7
Inversões de Configurações
Metais de transição d
Z
(n-1)d ns
21 ao 30
3d antes do 4s
39 ao 48
4d antes do 5s
57 ao 80
5d antes do 6s
89 ao 103
6d antes do 7s
Lantanídeos
(n-2)f 6s
57Ce
ou
(n-2)f (n-1)d 6s
: [Xe] 4f2 6s2
64Gd
: [Xe] 4f7 5d1 6s2
8
Evidência experimental do spin
eletrônico Stern-Gerlach
Em 1921 - Stern-Gerlach obtiveram sucesso ao separar um feixe de átomos
neutros (Ag) em dois grupos, passando através de um campo magnético nãohomogêneo
O campo magnético separa o
feixe em dois, sugerindo que há
somente dois valores equivalentes
para o campo magnético do
próprio elétron
10
Em 1925 – G. Uhlenbeck e S. Goudsmith
Postularam que os elétrons tinham uma propriedade
intrínseca chamada de SPIN ELETRÔNICO
As linhas espectrais originalmente tidas como únicas em átomos
polieletrônicos eram poucos espaçadas significando que haviam duas
vezes mais níveis de energia do que se supunha.
O elétron se comporta como se estivesse girando em volta
de um eixo através de seu centro gerando um campo
magnético cuja direção depende do sentido da rotação
Número quântico magnético de spin (ms)
ms = +1/2
ms = +1/2
Esses dois campos magnéticos opostos levam a separação
das linhas espectrais em pares muito próximos
Paramagnetismo e elétrons desemparelhados
Diamagnetismo - Substâncias repelidas por um campo
magnético (elétrons emparelhados)
Paramagnetismo - Substâncias atraídas por um campo
magnético (elétrons desemparelhados).
Ferromagnetismo – forma de paramagnetismo em que seu
efeito magnético é muito intenso (elétrons desemparelhados
alinhados)
Metais Fe, Co, Ni e Nd uma vez alinhados os domínios num campo
magnético o M torna-se permanentemente magnetizado.
Ligas – Alnico (Al-Ni-Co)
Número quântico de spin
Diamagnético: a substância não é atraída pelo campo
magnético – elétrons emparelhados.
Paramagnético: a substância é atraída pelo campo
magnético – a substância tem elétrons desemparelhados.
1925 – O Princípio da Exclusão de Pauli
Princípio que governa a distribuição dos elétrons em átomos polieletrônicos
Em um átomo dois elétrons quaisquer não podem ter o
mesmo conjunto dos 4 números quânticos n, l, ml e ms.
Nenhum orbital atômico pode conter mais do que dois elétron (spin opostos)
ms = +1/2
ms = -1/2
Os dois campos magnéticos opostos levam a separação das
linhas espectrais em pares muito próximos
14
Regra de Hund
Para orbitais degenerados, a menor energia será obtida com
a máxima multiplicidade de spin
Ne
O arranjo mais estável dos elétrons em subcamadas é aquele que
contém o maior número de spin paralelos
15
Carga nuclear efetiva (Zef ou Z*)
A energia de um elétron em átomo é função de:
Zef2
E n  R H 2
n
Zef – carga nuclear efetiva
n – número quântico principal
Mg = [Ne]3s2
Cerne de [Ne]
10e-
12+
-
Nucleo (12+)
Elétrons de valência (3s2)
16
Carga Nuclear Efetiva (Z*)
Zef = Z* = Z - S
Z*- carga aparente que afeta um elétron particular
Z- carga nuclear verdadeira (no atômico) – cada elétron externo
está parcialmente protegido pelos elétrons internos
S- constante de blindagem – representa a extensão em que a
carga nuclear total é protegida dos elétrons mais externos
pelos outros elétrons existentes na estrutura
17
Regra de Slater
a) As camadas eletrônicas são divididas nos seguintes grupos com o
objetivo de calcular a constante de blindagem (S)
1s
(2s2p)
(3s3p)
3d
níveis anteriores a (n-1)
(4s4p)
4d
(n-1)
4f
(5s5p) ...
n
 - Os níveis ns e np estão sempre próximos: nd e nf são separados
18
b) Elétrons s e p em um nível n:
b1) elétrons no nível n blindam o “e- periférico” com fator 0,35
(exceto 1s que blinda com fator 0,30) ex: H, He ;
b2) elétrons no nível (n-1) blindam com fator 0,85;
b3) elétrons anteriores ao nível (n-1) blindam com fator 1
c) Elétrons nd e nf:
c1) elétrons no nível (nd ou nf) blindam com fator 0,35
c2) elétrons anteriores ao nível (nd ou nf) blindam com fator 1
- A contribuição de S é zero para qualquer
orbital exterior ao considerado
19
Ex.1: Calcule a Z* do elétron 4s do átomo de
21Sc
Sc (Z=21) = (1s)2 (2s2p)8 (3s3p)8 3d1 4s2
e- periférico
1s
(2s2p)
(3s3p)
níveis anteriores a (n-1)
(n-1)
1) nível n (= 4) = 1e- x 0,35 = 0,35
2) nível n-1(=3) = 9e- x 0,85 = 7,65
3d
4s
n
S4s = 0,35 + 7,65 + 10,00 = 18,00
Z* = Z – S
3) níveis anteriores a n-1 = 10e- x 1= 10,00
Z*4s = 21-18 = 3
20
Ex.2: Considere o elétron de valência no átomo de 7N e determine
a Z* do elétron de valência.
N (Z=7) = (1s)2 (2s2p)5
e- periférico
1s
(2s2p)
(n-1)
n
1) nível n (= 2) = 4e- x 0,35 = 1,40
Z* = Z – S
2) nível n-1(=1) = 2e- x 0,85 = 1,70
Z*2s = 7,0 - 3,1 = 3,9
S2s = 1,40 + 1,70 = 3,10
21
Ex.2: Considere o elétron de valência no átomo de 9F e determine
a Z* do elétron de valência.
F (Z=9) = (1s)2 (2s2p)7

e- periférico

1s
(2s2p)
(n-1)
n
1) nível n (= 2) = 6e- x 0,35 = 2,10
Z* = Z – S
2) nível n-1(=1) = 2e- x 0,85 = 1,70
Z*2s = 9,0 - 3,8 = 5,2
S2s = 1,40 + 1,70 = 3,80
22
Carga Nuclear Efetiva (Z*)
H
Z
1
1s 1,00
Clementi e Raimondi
He
2
1,69
( maior precisão)
Z
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
3
4
5
6
7
8
9
10
1s
2,69 3,68 4,68 5,67 6,66 7,76 8,65 9,64
2s
1,28 1,91 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,76
2p
--
--
2,42 3,14 3,83 4,45 5,10 5,76
23
Propriedades Periódicas e
Configuração Eletrônica
As semelhanças nas propriedades dos elementos são
consequências das semelhanças das configurações
eletrônicas da camada de valência
24
25
Configuração Eletrônica e Propriedades Periódicas
26
Tendências Periódicas dos Raios Atômicos
No Período (da esquerda para a direita) - O raio atômico decresce com o
aumento de Z*. Portanto, existe um aumento na atração entre o núcleo e os
elétrons externo causando uma diminuição no raio atômico
1
R *
Z
No grupo (de cima para baixo) - n aumenta - a distância dos elétrons
externos do núcleo tornam–se maiores – O raio atômico aumenta
Z*  constante (que age sobre os elétrons externos)
27
Dimensões dos átomos
Orbital 1s
- Os átomos não atuam como uma esfera rígida (bola de
bilhar).
- As nuvens eletrônicas dos orbitais atômicos não têm
fronteiras muito bem definidas.
- 2 é a densidade de probabilidade.
- Distância r90 é o raio da esfera dentro da qual se
encontra o elétron em 90% do tempo.
O núcleo fica envolto por uma nuvem de elétron e não
por uma superfície impenetrável.
2
- A nuvem de elétrons é mais densa próxima ao núcleo
(maior probabilidade de encontrar o elétron).
Dimensões dos átomos
A maneira mais simples para determinar as dimensões dos átomos
envolve os comprimentos de ligação.
Quando átomos empacotam-se em sólidos
e moléculas, seus centros são encontrado a
distância definidas um do outro.
Raio Atômico
A metade da distância entre os
núcleos de dois átomos vizinhos
1,0 pm = 1x10-12 m
29
Raio Covalente
A maneira mais simples para determinar as dimensões
dos átomos envolve os comprimentos de ligação.
A metade da distancia internuclear de uma molécula
diatômica gasosa simples (raio de van der Waals).
Qual é a distância entre C e Cl na molécula CCl4?
- Molécula diatômica Cl2 (Cl-Cl 200 pm)
- Diamante C (C-C 154 pm)
(Valor exp = 177pm)
Aplica somente se o elemento forma compostos moleculares30
Raio Covalente
- O tamanho dos átomos é determinado pelos elétrons mais externos.
- Nos grupos apresentam valores de n maiores.
- No mesmo período (n constante) envolve a adição de um próton e
um elétron (aumenta a Zef) – atração eletrostática.
1
R *
Z
31
Raio atômico dos metais transição
- A tendência periódica dos raios dos átomos de metais de
transição é diferente das dos elementos representativos.
- Da esquerda para a direita na 1ª série de transição o raio
diminui até o meio da série (aumenta a Zef) e cresce para Cu e
Zn (repulsão intereletrônica) dos grupos 1B e 2B.
32
Raio Metálico (elemento)
A metade da distância entre centros de átomos vizinhos em um rede metálica
rM = d/4
1
Período: R  *
Z
33
Raio Iônico
A contribuição de um íon para a distância entre
íons vizinhos em um composto iônico sólido
A distância entre os centros dos íons
Mg2+ e O2- no MgO é 212pm
O raio do íon Mg2+
= 212 pm – 140 pm = 72 pm
1
R *
Z
34
Raio
atômico
Se o elemento é um METAL pode ser
definido com metade da distância média
entre os centros dos átomos vizinhos na
rede.
Raio
covalente
Se o elemento é um NÃO-METAL pode ser
definido com metade da distância média
entre os núcleos dos átomos ligados por
interações covalentes.
Raio
iônico
Os ÍONS adjacentes participam da distância
um SÓLIDO IÔNICO na rede cristalina.
35
Tamanho dos íons
Formação de CÁTIONS
-1eLi,152 pm
(3p, 3e-)
+
Li+, 78pm
(3p, 2e-)
- CÁTIONS são menores do que seus átomos precursores
- A atração elétron/próton cresce e o tamanho do átomo decresce
1
R *
Z
36
Tamanho dos íons
Formação de ÂNIONS
+1eF, 71 pm
(9p, 9e-)
F-, 133 pm
(9p, 10e-)
- ÂNIONS são maiores do que os seus átomos precursores
- A atração elétron/próton decresce e o tamanho do ânion aumenta
1
R *
Z
37
Raio Atômico e Iônico
38
Espécies Isoeletrônicas
São aquelas que apresentam o mesmo número de elétrons
e diferentes números de prótons.
O número de próton aumenta  diminui o raio do íon
1
R *
Z
39
Energia de Ionização (EI)
Energia necessária para remover um elétron de átomo na fase gasosa
738 kJ/mol
E (kJ/mol)
1a) Mg(g)  Mg+(g) +
1s22s22p63s1
EI - representa um equilíbrio entre a
atração (e-) - núcleo (Z) e a repulsão
(e-)(e-)
e-
738
2a) Mg+(g)  Mg2+(g) + e- 1451
1s22s22p6
3a) Mg2+(g)  Mg3+(g) + e- 7733
1s22s22p5
40
Energia de Ionização (EI)
A variação da 1a EI através do período
EI : 1a < 2a < 3a
Quanto > > EI: mais difícil de remover um elétron
1
EI  Z 
R
*
41
Energia de Ionização (EI)
A tendência na energia de ionização não é regular (bloco s e p)!!!
1
*
EI  Z 
Ex: de Li ao Ne
R
- Be (orbital 2s) tem maior EI do que B (orbital 2p).
- B tem menor EI do que C e N (Zef aumenta) – normal.
- N tem maior EI que O (aumenta a repulsão intereletrônica no O). A maior
repulsão faz com que o elétron seja removido mais facilmente.
- O tem menor EI do que F e Ne, aumenta EI (Zef aumenta) - normal.
2s
2p
N: 



O: 



F: 



Ne: 



42
Afinidade Eletrônica
Variação de energia de um átomo no seu estado fundamental
gasoso (isolado) quando recebe um elétron.
- A adição do 1º elétron geralmente libera energia.
Tendência (AE)
X(g) + e-  X-(g)
Cl(g) + e-  Cl-(g)
AE = -349,0 kJ/mol
43
Afinidade eletrônica (AE) é o oposto da EI
A adição do 1º elétron geralmente libera energia.
H AE (exotérmica):
Cl(g) + e-  Cl-(g) H AE < 0
O elétron adicionado no Cl entra no 3p que forma a camada tot. preenchida (3p6)
H AE (endotérmica):
Ar(g) + e-  Ar-(g) HAE > 0
O elétron extra no Ar precisa está no 4s que tem energia maior que 3p
44
O átomo de O (Grupo VIIA) tem duas vacâncias nos orbitais p.
O: [He]2s22p4
O(g)
+ e-  O(g)
O (g) + e-  O2(g)
O (g)
+ 2e-  O2(g)
AE = -141 kJ/mol (liberada)
AE = +844 kJ/mol (absorvida)
AE = +703 kJ/mol (absorvida)
 -141 kJ/mol são liberada quando o 1º elétron é adicionado.
 +844 kJ/mol devem ser fornecidos para adicionar o 2º elétron por
causa da repulsão provocada pela carga negativa já presente em O .
 A energia total requerida é +703 kJ/mol para produzir O2 a partir de
O. A energia pode ser adquirida em reações químicas (ex. óxidos de
metais).
- A adição do 1º elétron em um átomo geralmente libera energia
- A adição do 2º elétron em um átomo absorve energia
45
Metais, Metalóides e Não-metais
caráter metálico crescente
46
Metais
Características
Propriedades Físicas:
- Brilho
- Maleável (formar folhas finas)
- Dúctil (ser alongada em fios)
- Conduz eletricidade
- Sólidos, alto PF
- Bons condutores de calor
Luz atravessa a folha
fina de ouro
- Tem baixo potencial de ionização
- A maioria dos M (neutro) é oxidado
- Todos os M do grupo 1A formam M+
- Todos os M do grupo 2A formam M2+
47
Não-Metais
Propriedades Físicas:
- Não-brilhantes
- Não-maleáveis
- Maus condutores de eletricidade
- Não-Dúcteis
Enxofre
(Sólido quebradiço)
- Sólido, líquido ou gás, baixo PF
- Maus condutores de calor
48
Metalóides (semimetais)
Tem a aparência e algumas propriedades de um metal
mas comporta-se quimicamente como um não-metal
Ex:
Silício - apresenta brilho metálico, alto PF mas é quebradiço
49
Metais, Metalóides e Não-metais
Principais estados de oxidação
Metais: formam cátions
Não-metais formam ânions
50
Citações de Tomás de Aquino
(Summa Theologica I, 50, 4, 1268),
“Se, portanto os anjos são compostos de matéria e
forma, como foi dito acima, segue que seria impossível
terem-se dois anjos da mesma espécie ... O movimento
de um anjo pode ser contínuo ou descontínuo como ele
deseja.... E, portanto, um anjo pode estar num momento
em lugar e no outro instante em outro lugar não
existindo em qualquer instante intermediário”
51
Cores da emissões dos íons metais alcalinos
Vermelho
carmim
Violeta
(lilás)
Rb:
Li:
Na:
Transição 2p2s
Transição 3p3s
K:
Transição 5p5s
Transição 4p4s
52