Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. A resolução da equação leva às funções de onda. Af função de onda fornece o

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1 Aula 3 Estrutura Atômica cont Tabela Periódica

2 Mecânica quântica e orbitais atômicos Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. A resolução da equação leva às funções de onda. Af função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico. O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade d eletrônica para o átomo.

3 Mecânica quântica e orbitais atômicos

4 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda. Chamamos as funções de onda de orbitais. A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos: 1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. Tem valores n=1, , 3, 4, Representa fisicamente o nível (camada) principal em que o elétron se encontra.

5 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos 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. 3O 3. número quântico âti 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.

6 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos

7 Representações orbitias Orbitais s 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. Em um nó, Ψ 2 = 0 Para um orbital s, o número de nós é n-1.

8 Representações orbitias

9 Representações orbitias Orbitais p Existem três orbitais p, p x, p y, e p z. Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y-e z- de um sistema cartesiano. As letras correspondem aos valores permitidos id de m, -1, 10, 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.

10 Representações orbitias Orbitais p

11 Representações orbitias Orbitais d e f 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 i d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y-e z. Quatro dos orbitais i d têm quatro lóbulos l cada. Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.

12 Representações orbitias

13 Representações orbitias

14 Átomos polieletrônicos Orbitais e suas energias Orbitais de mesma Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados

15 Átomos polieletrônicos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de lih linhas minimamente ii espaçado. Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê. Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os átomos foram então detectados. Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.

16 Átomos polieletrônicos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli

17 Átomos polieletrônicos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos s = número quântico de rotação = ± ½. O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. Portanto, cada orbital de um mesmo átomo, definido por três números quânticos iguais, i poderá ter no máximo dois elétrons.

18 Configurações eletrônicas Regra de Hund 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 (Pauli). - Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).

19 O desenvolvimento da tabela periódica Em 2002, havia 115 elementos conhecidos. A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre elementos não descobertos?

20 Tabela Periódica Dmitri Ivanovich Mendeleyev Henry Moseley

21 O desenvolvimento da tabela periódica Ordenar os elementos de modo que reflitam as tendências nas propriedades químicas e físicas. A primeira tentativa (Mendeleyev e Meyer) ordenou os elementos em ordem crescente de massa atômica. Faltaram alguns elementos nesse esquema. Exemplo: em 1871, Mendeleyev 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.

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25 Configurações eletrônicas e a tabela periódica 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.

26 Configurações eletrônicas e a tabela periódica

27 Configurações eletrônicas Configurações eletrônica condensadas d 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] 3s 1 [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].

28 Configurações eletrônicas 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.

29 Configurações eletrônicas Lantanídeos e actinídeos Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. Observe: La: [Kr]6s 2 5d 1 4f 1 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.

30 As propriedades p periódicas TAMANHO DOS ÁTOMOS Considere uma molécula l 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 d raio covalente do átomo.

31 Carga nuclear efetiva Carga nuclear efetiva A carga nuclear efetiva é a carga sentida por um elétron em um átomo polieletrônico. A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. Uma boa aproximação para o cálculo da Carga Nuclear Efetiva pode ser: Z eff = Z S com S sendo o número de elétrons internos, ou da camada de blindagem.

32 Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades idd dos elementos variam periodicamente. idi 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, Z ef.

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34 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.

35 Energia de ionização A primeira energia de ionização, I 1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso, isolado e em seu estado td fundamental: tl Na(g) Na + (g) + e -. A segunda energia de ionização, I 2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso: Na + (g) Na 2+ (g) + e -. Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.

36 Energia de ionização Variações nas energias de ionização i sucessivas Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

37 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, Z ef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron. São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto ç ç p p ç q elétron p.

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40 Energia de ionização Configurações eletrônicas de íons Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n: Li (1s 2 2s 1 ) Li + (1s 2 ) Fe ([Ar]3d 6 4s 2 ) Fe 3+ ([Ar]3d 5 ) Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível: F (1s 2 2s 2 2p 5 ) F (1s 2 2s 2 2p 6 )

41 Afinidades eletrônicas A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso,isolado e em seu estado fundamental ganha um elétron para formar um íon gasoso: Cl(g) + e - Cl - (g) A afinidade eletrônica, na grande maioria dos casos é exotérmica (reação acima), um exemplo de processo endotérmico é: Ar(g) + e - Ar - (g)

42 Afinidades eletrônicas

43 Tamanho dos íons Tendências nos tamanhos dos íons O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico. i 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.

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45 Tamanho 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 : O 2- >F - >N Na + >M Mg 2+ >Al 3+

46 Exercício