ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

ESTRUTURA ELETRÔNICA
DOS ÁTOMOS
MECÂNICA QUÂNTICA E OS
ORBITAIS ATÔMICOS
1926 – Físico austríaco Erwin Schrödinger
Equação de onda de Schrödinger
Incorpora tanto o comportamento
ondulatório como o de partícula do elétron.
Mecânica quântica ou mecânica ondulatória.
Resolução da equação de Schrödinger
Funções de onda - ψ
ψ2: fornece informações importantes sobre a
localização de um elétron quando ele está está
em estado de energia permitido.
 Probabilidade de o elétron ser encontrado em
certa região do espaço em determinado instante.
ψ2: densidade de probabilidade
Distribuição da densidade eletrônica no
estado fundamental do átomo de hidrogênio.
ORBITAIS E NÚMEROS QUÂNTICOS
 Solução da equação de Schrödinger para
o átomo de hidrogênio.
 Produz um conjunto de funções de onda
e energias correspondentes.
ORBITAIS
 Cada orbital descreve uma distribuição
específica de densidade eletrônica no espaço.
MODELO DE BOHR
Um único número quântico, n, para
descrever certa órbita.
MODELO DA MECÂNICA QUÂNTICA
 n
 l
 ml
Número Quântico Principal (n)
 Valores inteiros de 1, 2, 3, e assim por diante.
n aumenta: o orbital torna-se maior, e o elétron
passa mais tempo mais distante do núcleo.
Número Quântico Azimutal (l)
 Pode ter valores inteiros de 0 a n-1 para
cada valor de n.
 Define o formato do orbital.
Valor de l
0
1
2
3
Letra usada
s
p
d
f
Número Quântico Magnético (ml)
 Valores inteiros entre l e –l, inclusive zero.
 Descreve a orientação do orbital no espaço.
n
Valores
Designação do Valores possíveis
possíveis de l subnível
de ml
Número de
orbitais no
subnível
Número total
de orbitais no
nível
1
0
1s
0
1
1
2
0
2s
0
1
1
2p
1, 0, -1
3
0
3s
0
1
1
3p
1, 0, -1
3
2
3d
2, 1, 0, -1, -2
5
0
4s
0
1
1
4p
1, 0, -1
3
2
4d
2, 1, 0, -1, -2
5
3
4f
3, 2, 1, 0, -1, -2, -3
7
3
4
4
9
16
Níveis de energia dos orbitais para o átomo de hidrogênio. Cada quadrícula
representa um orbital. Todos os orbitais com o mesmo valor para o número quântico
principal, n, têm a mesma energia. Isso se aplica apenas a sistemas de um elétron.
REPRESENTAÇÕES DE ORBITAIS
FUNÇÃO DE ONDA
Fornece informações sobre a localização do
elétron no espaço quando ele está em um
estado específico de energia permitido.
ORBITAIS s
 Orbital de mais baixa energia.
 O orbital s é esférico.
Os raios das esferas
correspondem à
probabilidade de 90 % de
se encontrar o elétron
dentro de cada esfera.
ORBITAIS s
ORBITAIS p
a) Distribuição de densidade eletrônica de um orbital 2p.
b) Representações dos três orbitais p.
ORBITAIS d e f
Orbitais d
 Quando n é igual ou maior que 3.
 Os diferentes orbitais d em determinado nível têm
diferentes formatos e orientações no espaço.
Orbitais f
 Quando n é igual ou maior que 3.
 Existem sete orbitais f equivalentes.
ÁTOMOS POLIELETRÔNICOS
ORBITAIS E SUAS ENERGIAS
Repulsão elétron-elétron
faz com que os
diferentes subníveis
estejam em diferentes
níveis de energia.
Orbitais em diferentes subníveis diferem em energia.
SPIN ELETRÔNICO
Número quântico magnético de spin: ms
ms
+1/2
-1/2
O PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI
 Dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto
de quatro números quânticos n, l, ml e ms iguais.
 Um orbital pode receber o máximo de dois
elétrons, e eles devem ter spins opostos.
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
A maneira na qual os elétrons são distribuídos entre
os vários orbitais de um átomo.
ESTADO FUNDAMENTAL
A mais estável configuração eletrônica: os elétrons
estão nos estados mais baixos possíveis de energia.
PROPRIEDADE PERIÓDICA
DOS ELEMENTOS
O DESENVOLVIMENTO DA TABELA
PERIÓDICA
1869: Dmitri Mendeleev, na Rússia, e Lothar
Meyer, na Alemanha
Esquemas de classificação praticamente idênticos.
As similaridades das propriedades físicas e químicas
tornam a se repetir periodicamente quando os elementos
são distribuídos em ordem crescente de massa atômica.
Propriedade
Previsões de Mendelev
para o eka-silício (1871)
Propriedades observadas
para o germânio (1886)
Massa atômica
72
72,59
Densidade (g/cm3)
5,5
5,35
0,305
0,309
Alto
947
Cinza-escuro
Branco-acinzentado
Fórmula do óxido
XO2
GeO2
Densidade do óxido (g/cm3)
4,7
4,70
XCl4
GeCl4
Um pouco abaixo de 100
84
Calor específico (J/g.K)
Ponto de fusão (oC)
Cor
Fórmula do cloreto
Ponto de ebulição do cloreto (oC)
1913: Henry Moseley
Conceito de números atômicos.
Identificou corretamente o número atômico como o
número de prótons no núcleo do átomo e o número de
elétrons no átomo.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
 Intensidade da força de atração entre o núcleo e os
átomos mais externos.
 Da mesma maneira que um elétron é atraído pelo núcleo,
cada elétron é repelido pelos outros elétrons presentes.
 Os elétrons mais externos estão menos
fortemente ligados ao núcleo.
 Cada elétron está blindado em relação à atração
total do núcleo, pelos outros elétrons no átomo.
Blindagem: reduz a atração do núcleo sobre um elétron.
Carga Nuclear Efetiva (Zef):é a carga nuclear que um
certo elétron percebe em um átomo multieletrônico,
influenciada pela presença dos outros elétrons.
 A medida que nos movemos em um
mesmo período da tabela periódica a carga
nuclear efetiva aumenta.
 A medida que nos movemos em um mesma
família da tabela periódica a carga nuclear
efetiva aumenta, porém menos do que varia ao
longo do período.
TAMANHO DE ÁTOMOS
 Em cada coluna (grupo) a medida que
descemos os elétrons mais externos passam
mais tempo afastados do núcleo, fazendo com
que o átomo aumente de tamanho.
 Em cada período o raio atômico tende a
diminuir quando vamos da esquerda para a
direita (aumento da carga efetiva).
TAMANHO DE ÍONS
CÁTIONS: são menores que os átomos
que lhe dão origem.
ÂNIONS: são maiores que os
átomos que lhe dão origem.
 Para íons de mesma carga, o tamanho
aumenta à medida que descemos no
grupo na tabela periódica.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
É a energia necessária para remover um
elétron de um átomo ou íon gasoso isolado no
seu estado fundamental.
Na (g)
Na
+
(g)
+
e
-
PRIMEIRA ENERGIA DE IONIZAÇÃO (I1): é a
energia necessária para remover o primeiro
elétron de um átomo neutro.
SEGUNDA ENERGIA DE IONIZAÇÃO (I2): é a
energia necessária para remover o segundo
elétron de um átomo neutro.
Quanto maior a energia a energia de ionização,
mais difícil a remoção de um elétron.
 Em cada período, I1, geralmente aumenta
com o aumento do número atômico.
 Em cada grupo a energia de ionização
geralmente diminui com o aumento do
número atômico.
AFINIDADE ELETRÔNICA
 É a variação de energia que ocorre quando
um elétron é adicionado a um átomo gasoso.
 Mede a atração, ou afinidade, de um
átomo pelo elétron adicionado.
 A afinidade eletrônica aumenta à proporção
que caminhamos em direção aos halogênios.