ESTRUTURA ATÔMICA - III

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1 ESTRUTURA ATÔMICA - III Elementos químicos emitem luz em diferentes comprimentos de onda. Esta emissão é descontínua e só ocorre para determinadas faixas de Prof. Bruno Gabriel Química 2ª Bimestre 2016 C.E.Olga Benário Prestes Disponível em: Este tipo de emissão também pode ser observada através de um ensaio de chama. Cada elemento químico irá emitir luz em um determinado comprimento de onda/energia, o que se traduzirá em uma cor emitida distinta. Cada elemento, se exposto a luz solar, que emite luz em todas as energias (cores: do vermelho ao violeta), cada elemento absorverá exatamente a luz que emite. Este fenômeno deve estar relacionado com alguma propriedade do átomo. Algumas pistas surgiram durante estudos sobre a natureza da luz e da partícula. 1

2 MAX PLANCK (1900) Propôs que a troca de energia entre a matéria e a luz (radiação onda) ocorre em em pequenos pacotes de energia (chamado de quanta), proporcional a uma constante (constante de Planck). Onde: E = energia trocada (ou energia de cada pacote) h = constante de Planck = 6,63 x J.s f = frequência oscilante do átomo. Sua teoria foi construída para explicar fenômenos desconhecidos como a radiação de corpo negro e desta teoria podemos entender que a matéria só pode absorver ou emitir energia em frequências ou pacotes pré-definidos. Estes pacotes são muito pequenos para serem detectados na física convencional, porém influenciam muito o mundo atômico, por exemplo. A matéria tem comportamento de onda. Quanto menor a massa, maior o comportamento ondulatório da matéria. De Broglie (França) Elétrons têm características de onda e partícula. Suas propriedades de onda devem ser consideradas quando se descreve a estrutura dos átomos Schrödinger (Alemanha). Evidências = Difração e Interferências do elétron. Inspirado por Planck e pelas raias do espectro de emissão para diferentes elementos químicos, Bohr aprimorou a teoria de Rutherford, postulando: 1) Os elétrons são ondas estacionárias e sua oscilação em torno do núcleo pode ser descrita por uma função de onda, que possui uma determinada 2) Quando o elétron absorve uma determinada quantidade fixa de energia (quanta), ele se desloca de um nível de energia a outro (sofre excitação), alterando sua função de onda. 3) Ao retornar para sua configuração de menor energia (chamada de estado fundamental), este elétron emite radiação (luz) correspondente à energia absorvida. Elétron recebe energia e passa para um nível superior, de maior energia (é excitado). Quando o elétron retorna, ele emite esta energia na forma de luz. Elétrons não podem ser localizados com facilidade, portanto é mais fácil agrupá-los de acordo com seu conteúdo em Cálculos matemáticos mostraram que, para descrever um elétron precisamos de 4 números, chamados de números quânticos: n, l, m l e m s. Número quântico principal = n => relacionado às camadas atômicas (falaremos hoje) Número quântico azimutal = l => relacionado ao subnível de energia Número quântico magnético = m l => relacionado ao número de orbitais Número quântico de spin = m s => relacionado ao número máximo de elétrons por orbital Dois elétrons diferentes não podem apresentar os mesmos 4 números quânticos iguais (Princípio da exclusão de Pauli) n Indica o nível de energia principal do elétron. Quanto menor o valor de n, mais próximo o elétron deverá estar do núcleo do átomo. Os livros didáticos também chamam o valor de n de camada atômica. n (nível) Camada Número máximo de elétrons 1 K 2 2 L 8 3 M 18 4 N 32 5 O 32 6 P 18 7 Q 2 2

3 l Indica os degraus em energia de cada camada (subcamada). Cada camada pode ter um número específico de subcamadas. l pode assumir os valores 0, 1, 2 ou 3. m l Indica o orbital do elétron. Cada subnível l pode ter um número máximo de orbitais, determinados pela sua geometria/função de onda. Nível (n) Camada Valores de l possíveis 1 K 0 (s) 2 L 0, 1 (s, p) 3 M 0, 1, 2 (s, p, d) 4 N 0, 1, 2, 3 (s, p, d, f) 5 O 0, 1, 2,3 (s, p, d, f) 6 P 0, 1, 2 (s, p, d) 7 Q 0, 1 (s, p) l Símbolo 0 Subnível s 1 Subnível p 2 Subnível d 3 Subnível f Representação: 3d Nível de energia Subnível Subnível Valores de ml Quantidade de orbitais l = 0 (s) 0 1 l = 1 (p) -1, 0, 1 3 l = 2 (d) -2, -1, 0, -1, -2 5 l = 3 (f) -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7 m s Indica a energia de cada elétron por orbital. Pode assumir os valores de -1/2 ou +1/2. Cada orbital, portanto, pode ter um número máximo de 2 elétrons. Subnível Quantidade de orbitais Número máximo de elétrons s 1 orbitais Máximo 2 elétrons p 3 orbitais Máximo 6 elétrons d 5 orbitais Máximo 10 elétrons f 7 orbitais Máximo 14 elétrons Nível de energia (n) 3d 8 subnível de energia (l) Total de elétrons do subnível Chamamos de elétrons de valência os elétrons com maior número quântico principal (n) e que portanto estão mais afastados do núcleo. Chamamos de elétron mais energético aquele situado no nível e subnível de maior energia, que é dado pela maior soma n+l. Estado fundamental é o estado de menor energia possível. A configuração eletrônica (ou seja, a forma que os elétrons estão distribuídos em energia) de um átomo neutro de um determinado elemento químico de número atômico Z é predita pela adição de seus Z elétrons aos orbitais disponíveis de modo a obter a energia total mínima. O diagrama a seguir representa a ordem crescente em energia dos subníveis energéticos. Os elétrons, portanto, devem ser adicionados até completar cada subnível de menor energia para passar para o subnível seguinte, de maior 3

4 Ordem crescente de energia: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Qual a configuração eletrônica no estado fundamental dos átomos abaixo? a) 11Na? Não esqueça que: Subnível s => máximo 2 elétrons Subnível p => máximo 6 elétrons Subnível d => máximo 10 elétrons Subnível f => máximo 14 elétrons b) 26Fe? Qual a configuração eletrônica no estado fundamental e o número de elétrons na camada de valência dos átomos abaixo? 11Na O sódio (Na) tem Z = 11. Como está neutro, tem 11 elétrons. Devemos preencher 11 elétrons de acordo com a ordem crescente de energia dos subníveis e do número máximo de elétrons por subnível. Configuração eletrônica Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Configuração por camadas: Camada K (n = 1) possui 2 elétrons (1s 2 ) Camada L (n = 2) possui 8 elétrons (2s 2 2p 6 ) Camada M (n=3, camada de valência) possui 1 elétron (3s 1 ) Qual a configuração eletrônica no estado fundamental e o número de elétrons na camada de valência dos átomos abaixo? 26Fe O Ferro (Fe) tem Z = 26. Como está neutro, tem 26 elétrons. Devemos preencher 26 elétrons de acordo com a ordem crescente de energia dos subníveis e do número máximo de elétrons por subnível. Configuração eletrônica Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 Configuração por camadas: Camada K (n = 1) possui 2 elétrons (1s 2 ) Camada L (n = 2) possui 8 elétrons (2s 2 2p 6 ) Camada M (n=3) possui 14 elétrons (3s 2 3p 6 3d 6 ) Camada N (n=4, camada de valência) possui 2 elétrons (4s 2 ) Faça a distribuição eletrônica dos átomos neutros abaixo indicados, indicando ainda o número de elétrons na camada de valência. Consulte o número atômico na tabela periódica de seu livro. a) Ne b) Cl c) Mg d) S e) B f) Au Ordem crescente de energia: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Os íons são espécies que ganharam ou perderam elétrons. Os elétrons são perdidos ou ganhados sempre pela CAMADA DE VALÊNCIA do átomo. Isto é, podemos efetuar o seguinte passo-a-passo para acertar a configuração de menor energia: 1) Faça a distribuição eletrônica como se o átomo fosse neutro 2) Identifique a camada de valência 3) Para cada carga positiva, remova 1 elétron mais externo pela ordem p, s e somente depois subnível d. 4) Para cada carga negativa, adicione 1 elétron ao subnível de menor 4

5 1) 26Fe 2+ O átomo de Ferro neutro tem 26 elétrons. A configuração eletrônica deste átomo, se ele fosse neutro, seria dada por : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 No entanto, trata-se de um cátion (íon positivo) bivalente, ou seja, perdeu 2 elétrons. Os elétrons serão retirados da camada de valência e não do subnível de maior Neste caso, retiraremos 2 elétrons do nível 4s. Assim, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 Configuração do íon Fe 2+ :1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 1) 16 S 2- O átomo de Enxofre (S) neutro tem 16 elétrons. A configuração eletrônica deste átomo, se ele fosse neutro, seria dada por : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 No entanto, trata-se de um ânion (íon negativo) bivalente, ou seja, ganhou 2 elétrons. Adicionamos elétrons ao subnível mais energético da camada de valência, o 3p. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6+2 Configuração do íon S 2- : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Teoria Atômica de Bohr Níveis de energia ou camadas eletrônicas Subníveis energéticos s, p, d, f Camada de valência (ou nível de valência) de um átomo Estado fundamental de um átomo Diagrama de Pauling e a ordem crescente dos subníveis de energia Configuração eletrônica de íons e átomos neutros. LIVRO! 5

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