Descoberta o elétron século XIX por Thomsom. Próton - - século XX por Rutherford. Neutron 1932 por Chadwick

Transcrição

1 Estrutura Atômica

2 Átomo 3 partículas Quais são? Descoberta o elétron século XIX por Thomsom Próton - - século XX por Rutherford Neutron 1932 por Chadwick Modelo atômico Núcleo prótons e neutros Elétrons cercam o núcleo (como?)

3 Átomo identificado pelo número atômico (Z) e pelo número de massa (A) Z = número de prótons no núcleo A= número de prótons + nêutrons no núcleo A Z X Ex: 16 8 O Todos os átomos de um mesmo elemento tem o mesmo número de prótons no núcleo Entretanto podem ter diferentes números de nêutrons em seu núcleo - Esses átomos são chamados de isótopos Ex: 1 1 H 1 próton; 0 nêutron e 1 elétron 2 1 H 1 próton; 1 nêutron e 1 elétron 3 1 H 1 próton; 2 nêutron e 1 elétron

4 Massas Atômicas São expressas em unidade de massa atômica (u), é definida como 1/12 da massa de um átomo de carbono. A abundância isotópica maioria dos elementos é encontrada como uma mistura de isótopos Massas e abundâncias de isótopos são determinadas por espectrometria de massa A massa atômica de um elemento é calculada pela média das massas dos Isótopos destes elementos Massa atômica é diferente de número de massa Número de massa número de partículas no núcleo Massa atômica média das massas de todos os seus isótopos

5 1902 Lewis propôs que os elétrons estão arranjados em níveis de energia começando próximo do núcleo e crescendo para fora Mas, onde estão localizados? Possuem energia? A elucidação da estrutura do átomo seria encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias a temperaturas altas ou sob influência de uma descarga elétrica. Luz é produzida quando elétrons nos átomos sofrem alterações de energia Luz, microondas, raios X sinais de rádio etc são chamados de radiações eletromagnéticas ou energia radiante

6 Energia Radiante, também chamada de energia eletromagnética (combinação da oscilação dos campos elétrico e magnético percorrendo o espaço) Apresenta movimento ondulatório sucessão de cristas e vales A frequência (u) = número de cristas que passam num dado ponto por segundo O comprimento de onda (l) = distância entre as cristas sucessivas O produto de frequência e comprimento de onda é igual a velocidade = ul no caso da luz c = ul c = velocidade da luz = 2,99 x 10 8 ms -1

7 Quando eletricidade passa através do gás hidrogênio ou quando o gás é aquecido a alta temperatura, o hidrogênio emite luz Quando a luz atravessa um prisma não temos um espectro contínuo e sim uma linha espectral Linha espectral conjunto de linhas distintas cada uma Produzida pela luz de um comprimento de onda discreta

8 Espectro da luz branca (espectro contínuo) Espectro de um átomo de um elemento: linhas espectrais

9 Espectro da luz branca Espectro de emissão do H Espectro de emissão do Fe

10 Átomo de Bohr (1913) Elétrons num átomo emitem luz quando absorvem energia (eletricidade ou calor) e posteriormente liberam aquela energia na forma de luz A radiação emitida é limitada a certos comprimentos de onda o elétron Não está livre para qualquer quantidade de energia, ou seja, a energia de um elétron em um átomo é quantizada Início século XX Planck e Einstein independentemente mostraram que Todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como pequenos Pacotes de energia denominados Fótons e que cada fóton tinham energia proporcional à frequência da radiação E fóton = hu Mas, c = ul então E fóton = hc /l

11 Átomo de Niels Bohr a energia E do elétron permanece constante (mesmo em movimento curvilíneo acelerado!) radiação eletromagnética é emitida quando há uma mudança descontínua no movimento do elétron, ao se transferir de uma órbita de energia total Ei para uma órbita de energia total Ef. A freqüência da radiação emitida é dada por Ef Ei = E fóton = hc E inversamente proporcional a l l

12 Ao receber energia o elétron é excitado a um nível de energia mais elevado e quando retorna emite energia, muitas vezes na forma de luz Estado fundamental estado de mais baixa energia Estado excitado estado de mais alta energia (instável) A teoria de Bohr explicou muito bem o átomo de hidrogênio e ao fazê-lo foi capaz de obter a equação de Rydberg ΔE = Rhc/n f 2 Rhc/n i 2 R = cte de Rydberg = 1,097x10 7 m -1 h = cte de Planck c = velocidade da luz n = número quântico principal ΔE = E f E i

13 Espectro de emissão do H: ΔE = E ni E nf ΔE = Rhc/n f 2 Rhc/n i 2 Calcule para a transição de um elétron de n=1 para n=2

14 Modelo da mecânica quântica A quantização de energias eletrônicas são descritas em termos de orbitais Os orbitais são agrupados em subníveis de energia ou subcamadas s,p,d,f Os subníveis de energia são agrupados em níveis de energia ou camadas K, L, M. N... Para denominar a camada, a subcamada e o orbital podemos usar quatro números quânticos

15 Os números quânticos são n, l e m 1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. Tem valores n=1, 2, 3, 4, Representa fisicamente o nível de energia (camada) principal em que o elétron se encontra. 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. 3. O número quântico 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.

16 Spin Eletrônico 1920 demonstração experimental que o elétron comporta-se como se tivesse uma rotação Esta rotação é representada por um quarto número quântico número Quântico magnético de spin eletrônico m s Uma orientação é associada com um valor do número quântico spin do elétron m s = +½ e outra com um valor de m s = -½

17 Princípio da Exclusão de Pauli em princípio, nada impediria que todos os elétrons de um átomo ficassem no mais baixo nível de energia (1s). O que aconteceria? se assim fosse, as ligações químicas não existiriam dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter o mesmo conjunto de números quânticos (n, l, ml, ms) em outras palavras, nenhum orbital atômico pode conter mais que 2 elétrons

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20 Representação dos Orbitais Orbitais s os orbitais s são esféricos. À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.

21 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 m, -1, 0, e +1. Os orbitais têm a forma de halteres. À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.

22 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.

23 Orbitais f

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26 Tabela Periódica e a configuração eletrônica A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas. O número do periodo é o valor de n. Os grupos 1 e 2 têm o orbital s preenchido. Os grupos têm o orbital p preenchido. Os grupos 3-12 têm o orbital d preenchido. Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido. Há vários modos de representar as configurações, os principais são: Notação s p d f Notação de caixas Exemplos das duas notações

27 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] 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 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 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 TENDÊNCIAS PERIÓDICAS X CONFIGURAÇÃO ATÔMICA

31 Tendências Periódicas Gerais Raios atômico e iônico Energia de ionização Afinidade eletrônica

32 Raio atômico Considere uma molécula 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 raio covalente do átomo. Nos grupos o raio atômico aumenta com o número atômico Eletrons entram em orbitais maiores, mais longe do núcleo, e sofrem menos atração Nos períodos o raio atômico diminui com o número atômico

33 n aumenta tamanho do orbital mais externo aumenta Z* aumenta e- externos mais fortemente atraídos

34 Raios Iônicos Raios Atômicos Li,152 pm Li +, 78 pm Formando um cátion 3e + 3p 2e + 3 p + CATIONS são MENORES que os átomos neutros atração dos e- pelo núcleo aumenta raio DIMINUI. F, 71 pm F-, 133 pm Formando um ânion 9e and 9p 10 e and 9 p - ANIONS são MAIORES que os átomos neutros atração dos e- pelo núcleo diminui raio AUMENTA.

35 Tendências Periódicas dos Raios Iônicos são similares às dos raios atômicos

36 Energia de Ionização (E.I) - uma medida da tendência a formar cátions - quantidade de energia necessária para retirar (energia gasta) 1 mol de elétrons de 1 mol de átomos no estado gasoso Seu valor tem sinal +. exemplo: Cu(g) Cu+(g) + e (g), I 1 = +785 kj mol 1 (primeira energia de ionização) Cu+(g) Cu 2 +(g) + e (g), I 2 = kj mol 1 (segunda energia de ionização Carga positiva Aumenta EI aumenta energia de ionização baixa =) elementos formam cátions (metais; bons condutores elétricos) Correlacionar com raio

37 Variação da E.I no período DE MODO GERAL: Energia de ionização aumenta ao longo do período

38 EI aumenta no período porquê o raio diminue. Metais perdem eletrons mais facilmente que não metais. Metais são agentes redutores fortes. Variação da Energia de Ionização no Grupo EI diminui com o número atômico no grupo Raio atômico aumenta, facilitando a remoção de eletrons. Elementos se tornam agentes redutores mais fortes.

39 Afinidade Eletrônica (A.E) Energia perdida ou ganha quando um átomo recebe um eletron formando um ânion A(g) + e- A - (g) A.E. = ΔE da reação O (g) + e- O - (g) O [He]2s 2 2p 4 O - [He]2s 2 2p 5 AE = kj/mol Δ E é Exotérmica = energia da atração (e- + núcleo) maior que a da repulsão entre 2e - no mesmo orbital p Comparar com raio - é uma medida da tendência a formar ânions estáveis - é o negativo da variação de energia de quando um elétron é aceito por um átomo no estado gasoso, para originar um ânion - afinidade eletrônica grande e positiva =) ânion é estável (não-metais)

40 Variação da Afinidade Eletrônica no Grupo e Período

41 Afinidade eletrônica aumenta com número atômico no período (devido o raio diminuir) Afinidade eletrônica diminui com número atômico nos grupos (aumento do raio atômico = menor interação com o núcleo) Seu valor tem sempre sinal negativo (libera energia) Átomo F Cl Br I AE -328 kj -349 kj -325 kj -295 kj