3ª Aula Átomos polielectrónicos e Propriedades Periódicas

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1 QUÍMICA (Eng. Civil+Minas) 2011/12 3ª Aula Átomos polielectrónicos e Propriedades Periódicas Docente: Ana Maria Rego

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3 F 2,1 r 1,2 F 1,2 F 2 r 1 F 1 r 2 Para se determinar F 1,2, temos de conhecer a distribuição do electrão 2. Para se determinar F 2,1, temos de conhecer a distribuição do electrão 1. Aproximação do CAMPO CENTRAL: consideram-se os electrões independentes uns dos outros e submetidos a um campo de simetria esférica resultante do efeito atractivo do núcleo e do efeito repulsivo dos restantes electrões.

4 Aproximação do Campo Central É como se cada electrão de um átomo polielectrónico estivesse num átomo hidrogenóide. Só que, em vez de ver um núcleo com carga ez, vê um núcleo com carga ez ef =e(z-s) em que o S tem em conta os efeitos repulsivos dos restantes electrões sobre ele (electrão). Então cada electrão há-de ser representado por uma orbital do tipo das encontradas para o átomo de hidrogénio, caracterizada por 3 números quânticos n, l, m l e o electrão nessa orbital terá ainda de ser caracterizado pelo número quântico magnético de spin, m s (=1/2 ou -1/2). Só que, como a acção de cada orbital ocupada sobre as restantes varia com o tipo da orbital, elas deixam de ser degeneradas dentro de um nível. Mas dentro de um subnível, continuam a ser degeneradas, excepto na presença de um campo magnético.

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6 Princípios de preenchimento electrónico em átomos Princípio de energia mínima: Num átomo no estado FUNDAMENTAL, cada electrão ocupará a orbital de menor energia disponível Princípio de exclusão de Pauli: Num átomo não podem existir dois electrões com todos os números quânticos iguais (n, l, m l, m s ). Os electrões numa dada orbital têm três (n, l, m l iguais. Logo o 4º (m s ) tem de ser diferente. ) números quânticos Como m s só pode ter dois valores (=1/2, -1/2), em cada orbital só cabem dois electrões. Temos de saber colocar por ordem crescente de energia as orbitais. Para efeitos de preenchimento, a Regra de Wiswesser, ajuda.

7 Regra de Wiswesser As orbitais de menor energia são aquelas que têm menor valor da soma dos números quânticos n e l. n E para valores iguais de (n+l) têm menor energia as orbitais de menor n s 7p 7d 7f 7g 7h 7i l 6 6s 6p 6d 6f 6g 6h s 4s 3s 2s 1s 5p 4p 3p 2p 5d 5f 5g 4d 4f n+l =7 n+l =6 3dn+l =5 n+l =4 n+l =3 n+l =2 n+l =1 5s 1s 2s 4d 5p 6s 2p 3s 3p 4s 4f 5d 6p 7s... 3d 4p 5s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s...

8 1s 2s 2p m l =-1 m l =0 m l =1 1 H 1s1 2He 1s2 3 Li 1s2 2s 1 paramagnético diamagnético paramagnético 4 Be 1s2 2s 2 diamagnético 5 B 1s2 2s 2 2p 1 param. 6 C 1s2 2s 2 2p 1 2p 1 param. 7 N 1s2 2s 2 2p 1 2p 1 2p 1 8 O 1s2 2s 2 2p 2 2p 1 2p 1 9 F 1s2 2s 2 2p 2 2p 2 2p 1 param. param. param. 10 Ne 1s2 2s 2 2p 2 2p 2 2p 2 diam.

9 1ª Regra de Hund - Os electrões ao distribuírem-se por orbitais equivalentes, tendem a ocupar as orbitais que ainda não contêm electrões. Quando diversas orbitais equivalentes de um átomo são ocupadas por um único electrão, os respectivos momentos angulares de spin (quantificados por m s ) orientam-se de modo a terem a mesma direcção e sentido.

10 Tabela Periódica dos elementos ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 1 ns 2 np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6 Bloco s Representativos ns 0-2 (n-1)d 1-10 Bloco d Elementos de transição Bloco p Elementos Representati vos Bloco f (Transição interna) ns 1-2 (n-2)f 1-10

11 Tabela Periódica dos elementos ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 1 ns 2 np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6 1º Período ns 0-2 (n-1)d º Período ns 1-2 (n-2)f 1-10

12 PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

13 Propriedades periódicas: ditadas pelos electrões de valência Electrões de valência: - ns np (para os elementos representativos) - ns (n-1)d np (para os elementos de transição) Raio atómico (r): Raio das orbitais de valência (ns) r n Z 2 ef Energia de 1ª ionização (E i1 ): Simétrico da energia da orbital ocupada de maior energia E 1 i = E (valencia) ˆ orb Z n 2 ef 2

14 1,0 0,85 0,35 exteriores 0 Regras de Slater Z ef =Z-S (número de protões-coeficiente de blindagem) Regras de Slater (para calcular S): 1) As orbitais atómicas são organizadas em grupos de Slater: 1s - 1º grupo de Slater 2s 2p - 2º grupo de Slater 3s 3p - 3º grupo de Slater 3d - 4º grupo de Slater 4s 4p - 5º grupo de Slater 4d - 6º grupo de Slater 4f - 7º grupo de Slater 5s 5p - 8º grupo de Slater... 2) O coeficiente de blindagem, S, é a soma das seguintes contribuições: i) Zero por cada electrão em grupos de Slater exteriores ao grupo do electrão a que se refere o cálculo. ii) 0,35 por cada electrão no mesmo grupo de Slater, excepto no 1º grupo (1s) onde a contribuição é de 0,30. iii) Se o electrão a que se refere o cálculo for um electrão s ou p, 0,85 por cada electrão cujo número quântico principal seja uma unidade inferior à do electrão a que se refere o cálculo e 1,0 por cada um dos restantes electrões interiores.

15 Regras de Slater Z ef =Z-S (número de protões-coeficiente de blindagem) 1,0 0,35 0 Regras de Slater (para calcular S): 1) As orbitais atómicas são organizadas em grupos de Slater: 1s - 1º grupo de Slater 2s 2p - 2º grupo de Slater 3s 3p - 3º grupo de Slater 3d - 4º grupo de Slater 4s 4p - 5º grupo de Slater 4d - 6º grupo de Slater 4f - 7º grupo de Slater 5s 5p - 8º grupo de Slater... 2) O coeficiente de blindagem, S, é a soma das seguintes contribuições: i) Zero por cada electrão em grupos de Slater exteriores ao grupo do electrão a que se refere o cálculo. ii) 0,35 por cada electrão no mesmo grupo de Slater, excepto no 1º grupo (1s) onde a contribuição é de 0,30. iii) Se o electrão a que se refere o cálculo for um electrão s ou p, 0,85 por cada electrão cujo número quântico principal seja uma unidade inferior à do electrão a que se refere o cálculo e 1,0 por cada um dos restantes electrões interiores. iv) Se o electrão a que se refere o cálculo for um electrão d ou f, 1,0 por cada electrão em grupos de Slater interiores.

16 8 O: 1s2 2s 2 2p 2 2p 1 2p 1 Exemplos de cálculos de Z ef Z ef ( 2p do 8 O)= 8 - (5 0, ,85) = 4,55 Z ef ( 1s do 8 O)= 8 - (1 0,30 ) = 7,70 2He: 1s2 Z ef ( 1s do 2 He)= 2 - (1 0,30 ) = 1,7 26Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 Z ef ( 3d do 26 Fe)= 26 - (2 0, , ,0) = 6,25 Ao longo de um período (para electrões de valência): Para um dado elemento: Z ef =Z-S Para elemento seguinte: Z ef =(Z+1)-(S+0,35)=Z-S+0,65 De elemento para elemento, Z ef aumenta de 0,65 ao longo de um período

17 Raio Atómico 400 n 2 /Zef Raio atómico/pm Z Z O raio atómico diminui ao longo de um período e aumenta ao longo de uma família

18 Raio Atómico

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20 Energia de ionização depende: 2 Z ef 2 (el. de valencia) ˆ 1) de (calculado n (el. de valencia) ˆ pelas regras de Slater 2) Para um mesmo n, da penetrabilidade da orbital (s>p>d>...) 3) Para um mesmo n e um mesmo l, do grau de ocupação da orbital ( 1 > 2 )

21 A + e - A - + E a 1 Afinidade electrónica A - + E a1 A + e - A + E i1 A + + e - A + + E i2 A 2+ + e - Energia de ionização 0 Energia de 1ª ionização Energia de 2ª ionização A 2+ + E i3 A 3+ + e - Energia de 3ª ionização Para comparar Afinidades electrónicas escrevem-se as estruturas electrónicas dos iões negativos, calcula-se Z ef2 /n 2 para os electrões de valência e comparam-se, bem como o grau de ocupação da orbital e a penetrabilidade da orbital de onde sai o electrão para obter o átomo neutro.

22 A + e - A - + E a 1 Afinidade electrónica A - + E a1 A + e - A + E i1 A + + e - A + + E i2 A 2+ + e - Energia de ionização 0 Energia de 1ª ionização Energia de 2ª ionização A 2+ + E i3 A 3+ + e - Energia de 3ª ionização Para comparar Energias de de 2ª (3ª) ionização, escrevem-se as estruturas electrónicas dos iões monopositivos (dipositivos), calcula-se Z ef2 /n 2 para os electrões de valência e comparam-se, bem como o grau de ocupação da orbital e a penetrabilidade da orbital de onde sai o electrão para obter os iões dipositivos (tripositivos).

23 Energia de 1ª Ionização, kjmol x Afinidade Electrónica, kjmol Electronegatividade H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar Elemento 0

24 Energia de 1ª Ionização Energia de 1ª Electroafinidade Electronegatividade

25 Sumário Átomos polielectrónicos: princípios e regras de preenchimento - Princípio de energia mínima - Princípio de Exclusão de Pauli - Regra de Wiswesser - Regra de Hund Tabela Periódica dos elementos Propriedades periódicas dos elementos - Raio atómico - Energia de 1ª ionização - Afinidade electrónica - Energias de ionização de ordem superior - Electronegatividade