ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

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1 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

2 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.

3 Resolução da equação de Schrödinger Funções de onda - ψ ψ 2 : 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. ψ 2 : densidade de probabilidade

4 Distribuição da densidade eletrônica no estado fundamental do átomo de hidrogênio.

5 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.

6 MODELO DE BOHR Um único número quântico, n, para descrever certa órbita. MODELO DA MECÂNICA QUÂNTICA n l m l

7 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.

8 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 Letra usada s p d f

9 Número Quântico Magnético (m l ) Valores inteiros entre l e l, inclusive zero. Descreve a orientação do orbital no espaço.

10 n Valores possíveis de l Designação do subnível Valores possíveis de m l Número de orbitais no subnível Número total de orbitais no nível 1 0 1s s p 1, 0, s p 1, 0, d 2, 1, 0, -1, s p 1, 0, d 2, 1, 0, -1, f 3, 2, 1, 0, -1, -2,

11 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.

12 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.

13 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.

14 ORBITAIS s

15 ORBITAIS p a) Distribuição de densidade eletrônica de um orbital 2p. b) Representações dos três orbitais p.

16 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.

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18 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.

19 SPIN ELETRÔNICO Número quântico magnético de spin: m s m s + 1 / 2-1 / 2

20 O PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI Dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto de quatro números quânticos n, l, m l e m s iguais. Um orbital pode receber o máximo de dois elétrons, e eles devem ter spins opostos.

21 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.

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24 PROPRIEDADE PERIÓDICA DOS ELEMENTOS

25 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.

26 Propriedade Massa atômica Previsões de Mendelev para o eka-silício (1871) 72 Propriedades observadas para o germânio (1886) 72,59 Densidade (g/cm 3 ) 5,5 5,35 Calor específico (J/g.K) 0,305 0,309 Ponto de fusão ( o C) Alto 947 Cor Cinza-escuro Branco-acinzentado Fórmula do óxido XO 2 GeO 2 Densidade do óxido (g/cm 3 ) 4,7 4,70 Fórmula do cloreto XCl 4 GeCl 4 Ponto de ebulição do cloreto ( o C) Um pouco abaixo de

27 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.

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29 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.

30 Blindagem: reduz a atração do núcleo sobre um elétron. Carga Nuclear Efetiva (Z ef ):é a carga nuclear que um certo elétron percebe em um átomo multieletrônico, influenciada pela presença dos outros elétrons.

31 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.

32 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).

33 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.

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35 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 -

36 PRIMEIRA ENERGIA DE IONIZAÇÃO (I 1 ): é a energia necessária para remover o primeiro elétron de um átomo neutro. SEGUNDA ENERGIA DE IONIZAÇÃO (I 2 ): 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.

37 Em cada período, I 1, geralmente aumenta com o aumento do número atômico. Em cada grupo a energia de ionização geralmente diminui com o aumento do número atômico.

38 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.