Orbitais s - Prof. Marcelo R. Alexandre

Universidade Federal de Sergipe
Departamento de Química
Disciplina de Química I
Prof. Dr. Adriano Bof de Oliveira
São Cristóvão, 2011
Avaliações
Datas: 21 e 29 de julho
Locais: Didática 4
Turma M1 – Sala 002
Turma M6 – Sala 003
Turma T2 – Sala 009
Turma T5 – Sala 011
Química - A Ciência Central
Autor: Brown / Lemay / Bursten
Editora: Pearson Education
Princípios de Química
Autores: Jones, Loretta; Atkins, Peter
Editora: BOOKMAN
Química - Um Curso Universitario
Autor: Mahan, L. Kathleen
Editora: Edgard Blucher
Temas desta aula:
-Distribuição Eletrônica
-Princípio de Exclusão de Pauli
-Regra de Hund
-Blindagem/Regra de Slater/Carga Nuclear Efetiva
-Propriedades Periódicas
Configurações eletrônicas
Regra de Hund
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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 (princípio de exclusão de Pauli).
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital
isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo
elétron (regra de Hund).
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
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Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para
produzir um diagrama de Aufbau.
Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para um sistema de
um só elétron.
À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de
energia torna-se menor.
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Distribuição dos elétrons nos orbitais
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10...
Distribuição dos orbitais em função dos níveis de energia
Representações orbitais
Orbitais s
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Todos os orbitais s são esféricos.
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.
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Em um nó, Ψ2 = 0
Para um orbital s, o número de nós é n-1.
Representações orbitais
Orbitais s
Representações orbitais
Orbitais p
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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 ml, -1, 0, e +1.
Os orbitais têm a forma de halteres.
À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.
Representações orbitais
Orbitais p
Representações orbitais
Orbitais d e f
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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.
Representações orbitais
Átomos polieletrônicos
Orbitais e suas energias
•
Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.
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Para n ≥ 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os
elétrons interagem entre si.
Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente
diferente para sistemas com muitos elétrons.
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Átomos polieletrônicos
Orbitais e suas energias
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10...
Configurações eletrônicas
Configurações eletrônica condensadas
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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
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[Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Configurações eletrônicas
Metais de transição
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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.
Configurações eletrônicas
Lantanídeos e actinídeos
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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.
Configurações eletrônicas
e a tabela periódica
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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
e a tabela periódica
1A:
ns1
np0
7A: ns2 np5
O desenvolvimento
da tabela periódica
• Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos.
• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.
• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos
fazer previsões sobre elementos não descobertos?
O desenvolvimento
da tabela periódica
• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas
propriedades químicas e físicas.
• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos
em ordem crescente de massa atômica.
• Faltaram alguns elementos nesse esquema.
Exemplo: em 1871, Mendeleev 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. As
propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev.
O desenvolvimento
da tabela periódica
• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem
crescente de número atômico.
Carga nuclear efetiva
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um
átomo polieletrônico.
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao
efeito dos elétrons internos.
Carga nuclear efetiva
• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos
elétrons que os protegem da carga nuclear.
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do
núcleo e do número de elétrons mais internos.
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a
carga nuclear efetiva (Zeff) diminui.
• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
Carga nuclear efetiva
• Todos os orbitais ns têm a mesma forma, mas tamanhos e números
de nós diferentes.
• Considere: He: 1s2, Ne: 1s2 2s22p6 e Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6.
• A densidade eletrônica radial é a probabilidade de se encontrar um
elétron a uma determinada distância.
Zef = Z – S
Zef= Carga Nuclear
efetiva.
Z= Número de
Prótons no Núcleo.
S= Número de
elétrons que está
entre o núcleo e o
elétron em questão.
Tamanho dos átomos
e dos íons
• 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.
Tamanho dos átomos
e dos íons
• Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do
orbital aumenta.
• Considere os orbitais s.
• Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando
n aumenta.
• A simetria esférica dos orbitais pode ser vista nos mapas de
relevos.
• Mapas de relevos são pontos conectados de densidade eletrônica
igual.
Tamanho dos átomos
e dos íons
Tendências periódicas
nos raios atômicos
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as
propriedades dos elementos variam periodicamente.
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela
periódica.
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
• 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
e 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 aumenta.
• 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
elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico
diminua.
Variação do Raio Atômico (r, em Å) dos Elementos Químicos em Função
do Incremento do Número Atômico (Z)
Tamanho dos átomos
e dos íons
Tendências nos tamanhos dos íons
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto
iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de
elétrons 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 origem.
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são
maiores do que os átomos que lhe dão origem.
Tamanho dos átomos
e dos íons
Tendências dos tamanhos dos íons
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida
que descemos em um grupo na tabela periódica.
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo
número de elétrons.
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os
íons tornam-se menores :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
Átomos
C. E.
Íons
C. E.
O
1s2 2s2 2p4
O2-
1s2 2s2 2p6
F
1s2 2s2 2p5
F-
1s2 2s2 2p6
Ne
1s2 2s2 2p6
Ne
1s2 2s2 2p6
Na
1s2 2s2 2p6 3s1
Na+
1s2 2s2 2p6
Mg
1s2 2s2 2p6 3s2
Mg2+ 1s2 2s2 2p6
Al
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Al3+
1s2 2s2 2p6
Energia de ionização
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g) → Na+(g) + e-.
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para
remover um elétron de um íon gasoso:
Na+(g) → Na2+(g) + e-.
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se
remover o elétron.
Energia de Ionização
Energia de Ionização, I, é a energia mínima necessária para remover um
elétron de um elemento químico na fase gasosa.
A(g) → A+(g) + e-
I em eV = Energia adquirida por um elétron quando ele passa por uma
diferença de potencial de 1 V. 1 eV = 96,49 kJ•mol-1.
I depende do tamanho do átomo, carga do núcleo, efeito de proteção das
camadas internas do elétrons e do tipo de elétron envolvido.
Primeira Energia de Ionização
A(g) → A+(g) + e-
Segunda Energia de Ionização
A(g)+ → A2+(g) + e-
Terceira Energia de Ionização
A(g)2+ → A3+(g) + e-
Variação da Primeira Energia de Ionização, I em eV em
Função do Incremento do Número Atômico, Z
Energia de ionização
Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao
descermos 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
remover um elétron.
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto
elétron p.
Energia de ionização
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 eletrônicas
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo
gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e- → Cl-(g)
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo
acima) quanto endotérmica:
Ar(g) + e- → Ar-(g)
Afinidade Eletrônica
Afinidade Eletrônica, Ae, pode ser definida como a variação da energia
provocada pelo ganho de um elétron por um átomo neutro em estado gasoso.
A(g) + e- → A-(g)
Ae é determinada pelo nível energético do orbital desocupado de menor energia
de um átomo no estado fundamental.
Ae em eV ou kJ•mol-1, onde 1 eV = 96,49 kJ•mol-1.
Ae pode ser positiva (processo endotérmico) ou negativa (processo exotérmico) e
está relacionada à variação da entalpia associada ao ganho de elétron por um
átomo neutro em estado gasoso.
A Afinidade Eletrônica pode ser determinada indiretamente, através do ciclo
de Haber-Born e está associada à entalpia para o recebimento de um elétron
por um átomo no estado fundamental e gasoso
K+(g)+e-(g)+Cl(g)
122
K+(g)+e-(g)+1/2Cl2
425
89
-355
-Ae = -355 kJ
Ae = 355 kJ
K+(g)+Cl-(g)
K(g)+1/2Cl2(g)
K(s)+1/2Cl2(g)
-719
438
KCl (s)
Obs.: Todos os valores em kJ
Eletronegatividade
Eletronegatividade, χ, é a tendência de um átomo de atrair
elétrons quando combinado num composto químico.
A energia de ionização (I) e a afinidade eletrônica (Ae) podem ser
associadas à Eletronegatividade.
Eletronegatividade de Mulliken: χM= ½(I + Ae)
Variação da Eletronegatividade de Pauling dos Elementos
Químicos em Função do Incremento do Número Atômico, Z
Variação Periódica da Energia
de Ionização (I), do Raio
Atômico (r) e da
Eletronegatividade em Função
do Incremento do Número
Atômico (Z).