Aula 3 Estrutura Atômica cont

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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. A 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 eletrônica para o átomo.

3 Mecânica quântica e orbitais atômicos Distribui o da densidade eletronica no estado fundamental do tomo de hidrogƒnio.

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. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.

5 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos 2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço.

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, Ψ2 = 0 Para um orbital s, o número de nós é n-1.

8 Representações orbitias

9 Representações orbitias Orbitais s

10 Representações orbitias Orbitais p 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.

11 Representações orbitias Orbitais p

12 Representações orbit a i s 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 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.

13 Representações orbitias

14 Representações orbitias

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

16 Átomos polieletrônicos Orbitais e suas energias

17 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 linhas minimamente 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.

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

19 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 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, poderá ter no máximo dois elétrons.

20 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).

21 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?

22 Tabela Periódica Dmitri Ivanovich Mendeleyev Henry Moseley

23 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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27 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.

28 Configurações eletrônicas e a tabela periódica

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