2.4 Configuração eletrónica do átomo. Modelo quântico do átomo e configuração eletrónica

Transcrição

1 Modelo quântico do átomo e configuração eletrónica

2 Energia dos eletrões Por se moverem incessantemente em torno do núcleo atómico, os eletrões possuem energia cinética. Os eletrões também possuem energia potencial, que resulta de: Atrações entre eletrões e núcleo; Repulsão entre eletrões.

3 Modelo quântico do átomo e configuração eletrónica n = 1 n = 2 No modelo quântico o valor de n está associado ao tamanho da orbital e à energia dos eletrões. Quanto maior o nível n, maior é o valor da energia do eletrão e maior é a distância núcleo-eletrão.

4 Modelo quântico do átomo e configuração eletrónica Forças repulsivas

5 Modelo quântico do átomo e configuração eletrónica Forças atrativas

6 Modelo quântico do átomo e configuração eletrónica A energia dos eletrões nos átomos resulta do efeito das atrações entre os eletrões (com carga negativa) e o núcleo (com carga positiva) e das repulsões entre os eletrões.

7 2.3 Modelo da nuvem eletrónica Interações eletrostáticas nos átomos Nos átomos há atrações entre o núcleo e os eletrões (por as suas cargas terem sinal contrário) e repulsões entre os eletrões (por as suas cargas terem o mesmo sinal). 1H 1 protão 1 eletrão 4Be 4 protões 4 eletrões Apenas há interação de atração entre o núcleo e o eletrão (carga + carga -) Há interação de atração entre o núcleo e o eletrão ( carga + carga -) e interação de repulsão entre os eletrões 7

8 Espetroscopia fotoeletrónica Técnica usada para determinar a energia de remoção de eletrões dos átomos e, a partir desta, saber a energia que o eletrão tinha no átomo. Para o átomo X a remoção de um dos eletrões é descrita por: X (g) X + (g) + e -

9 2.3 Modelo da nuvem eletrónica Níveis e subníveis de energia Os dados da espetroscopia fotoeletrónica levaram os cientistas a concluir que, nos átomos polieletrónicos, os eletrões estão distribuídos por níveis e subníveis de energia. Os níveis de energia, como vimos, são designados por um número inteiro n, com n = 1, n = 2, n = 3,... O nível 1 de energia contém um subnível. O nível 2 de energia contém dois subníveis, e assim sucessivamente 9

10 Espetroscopia fotoeletrónica Se os eletrões possuírem energias diferentes, haverá tantos valores de energias de remoção quantos os estados de energia para os eletrões. As setas representam energias de remoção. Para cada nível de energia diferente existe um valor diferente de energia de remoção eletrónica.

11 Energia de remoção eletrónica Os eletrões com maior valor de energia de remoção são aqueles que ocupam níveis de menor energia. Eletrão de valência em média mais afastado do núcleo Eletrão do cerne em média mais próximo do núcleo menor atração núcleo-eletrão maior atração núcleo-eletrão Núcleo mais fácil remover o eletrão mais díficil remover o eletrão Menor energia de remoção eletrónica, E r Maior energia de remoção eletrónica, E r

12 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Energia de remoção eletrónica A energia de remoção é a energia mínima necessária para extrair um eletrão de um átomo com a configuração eletrónica completa no estado gasoso e fundamental, originando um ião monopositivo. Dado que, em átomos polieletrónicos existem eletrões em diferentes estados de energia, as energias de remoção correspondentes variam conforme esses estados de energia. 12

13 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Energia de remoção eletrónica Quando uma radiação (feixe de fotões) com uma energia superior às energias de remoção incide num conjunto de átomos, são extraídos eletrões com várias energias cinéticas. E remoção mínima E fotão incidente = E remoção + E cinética E remoção máxima 13

14 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Espetroscopia fotoeletrónica Orbitais Energia de remoção dos eletrões (J/eletrão) Energia dos eletrões no átomo (J/eletrão) 3s 1 0, , p 6 4, , s 2 10, , s Para os eletrões do átomo de sódio 14

15 Energia de remoção eletrónica A seguinte tabela mostra os valores das energias de remoção eletrónica para elementos até Z = 12, obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, quando os átomos estão no estado de menor energia. 15

16 Energia de remoção eletrónica Observando a tabela podemos tirar uma primeira conclusão: átomos de elementos diferentes possuem valores diferentes de energia de eletrões. Espetros fotoeletrónicos do sódio e do néon. 16

17 Exercício

18 Níveis e subníveis A partir da tabela anterior podemos estabelecer uma estrutura eletrónica por níveis e subníveis de energia. Por exemplo no caso do néon: Ne Níveis n = 1 n = 2 Subníveis 1s (84,0 MJ mol -1 ) 2s (4,68 MJ mol -1 ) 2p (2,08 MJ mol -1 ) 18

19 Níveis e subníveis Para o sódio: Na Níveis n = 1 n = 2 n = 3 Subníveis 1s (104 MJ mol -1 ) 2s (6,37 MJ mol -1 ) 2p (3,28 MJ mol -1 ) 3s (0,50 MJ mol -1 ) 19

20 Análise de um espetro fotoeletrónico os diferentes níveis de energia correspondem a diferentes zonas separadas pela dupla barra na escala das energias de remoção 2 zonas; o número de subníveis corresponde ao número de picos presentes em cada zona do espetro 3 picos. Número relativo de eletrões 2p A dupla barra separa diferentes zonas que correspondem a diferentes níveis de energia (ordens de grandeza diferentes). 1s 2s Energia de remoção / MJ mol 1

21 Análise de um espetro fotoeletrónico Quantos eletrões podem ser encontrados em cada nível e subnível? o tamanho relativo dos picos é proporcional ao número de eletrões existentes em cada subnível. O Néon apresenta 10 eletrões no átomo, por isso é possível distribuir os eletrões do seguinte modo: Número relativo de eletrões 2p 1s 2s Energia de remoção / MJ mol 1

22 Distribuição de eletrões Podemos concluir que os eletrões se distribuirão do seguinte modo: Ne 2 eletrões em 1s 2 eletrões em 2s 6 eletrões em 2p Na 2 eletrões em 1s 2 eletrões em 2s 6 eletrões em 2p 1 eletrão em 3s

23 Níveis e subníveis O seguinte esquema mostra a distribuição de eletrões por níveis de energia (1, 2 e 3) e por subníveis de energia (s e p).

24 Tipo, forma e energia das orbitais Orbitais s, p e d As orbitais são designadas pelas letras s, p, d, f, Para cada orbital, quanto maior é n, maior é o tamanho. A cada orbital está associado um valor de energia do eletrão. 2s Orbital nível n = 2 Subnível s 3p Orbital nível n = 3 Subnível p Cada orbital tem uma determinada forma, que está associada ao respetivo subnível (s, p, d) em que se encontra o eletrão.

25 Exercício

26 Tipo, forma e energia das orbitais As orbitais s apresentam simetria esférica.

27 Tipo, forma e energia das orbitais As orbitais p apresentam dois lóbulos simétricos, tendo o núcleo como centro que estão orientados segundo os eixos p x, p y e p z. p z z x p y p z z x y x y x y

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29 Tipo, forma e energia das orbitais As orbitais d têm formas geométricas mais complexas, havendo cinco possibilidades de orientação 29

30 Tipo, forma e energia das orbitais

31 Tipo, forma e energia das orbitais O termo orbital utiliza-se para fazer referência à: zona do espaço onde é elevada a probabilidade de encontrar o eletrão; representação gráfica dessa probabilidade; função matemática que está na origem dessa representação gráfica.

32 Exercício

33 Tipo, forma e energia das orbitais No átomo de hidrogénio, 1H, e nos iões monoeletrónicos que contêm apenas um eletrão a energia das orbitais depende apenas do valor de n. Para átomos ou iões monoeletrónicos Energia das orbitais

34 Tipo, forma e energia das orbitais Nos átomos polieletrónicos, que contêm vários eletrões, a energia das orbitais depende do valor de n e do tipo de orbital. orbitais degeneradas (orbitais do mesmo subnível que possuem igual energia) Energia das orbitais

35 Tipo, forma e energia das orbitais Cada nível de energia, n, possui n 2 orbitais. n = 1 há 1 2, ou seja, 1 orbital uma orbital 1s; n = 2 há 2 2, ou seja, 4 orbitais uma orbital 2s três orbitais 2p; n = 3 há 3 2, ou seja, 9 orbitais uma orbital 3s três orbitais 3p cinco orbitais 3d;

36 Tipo, forma e energia das orbitais Repara que o número de orbitais possível é sempre um número ímpar consecutivo até um máximo de 7 orbitais. Orbitais de um mesmo subnível, como acontece nos subníveis p, d e f, têm a mesma energia e, por isso, designam-se por orbitais degeneradas.

37 Spin do eletrão Devido às propriedades magnéticas dos eletrões, algumas experiências sugerem que os eletrões se podem comportar como minúsculos ímanes. Os ímanes devem precisamente as suas propriedades magnéticas aos eletrões de certos átomos neles existentes. Íman

38 O spin do eletrão O eletrão, além da massa e da carga, possui uma propriedade magnética denominada spin que permite dois estados de energia diferentes. Feixe de átomos de hidrogénio Desvio dos átomos de H por ação de um campo magnético Experiências realizadas com um feixe de átomos de hidrogénio submetido a um campo magnético não homogéneo revelaram que o feixe se dividia em dois, desviando-se em sentidos opostos.

39 O spin do eletrão O spin é uma propriedade intrínseca do eletrão. Também é uma propriedade quantizada, porque existem apenas dois estados de spin. Estado de spin do eletrão

40 O spin do eletrão O comportamento do desvio dos átomos de hidrogénio resulta da existência de dois movimentos de rotação possíveis para o eletrão (representados por e ) os dois estados de spin.

41 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Princípios e regras a seguir na distribuição dos eletrões nos átomos A maneira como os eletrões se distribuem nas orbitais dos átomos polieletrónicos a configuração eletrónica confere ao átomo o estado de menor energia possível estado fundamental. 41

42 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Princípios e regras a seguir na distribuição dos eletrões nos átomos Segundo o Princípio da Construção (ou de Aufbau), para obter o estado de menor energia de um átomo, as orbitais devem ser preenchidas a partir das menos energéticas para as mais energéticas. Este princípio é também conhecido como Princípio de Energia Mínima. 42

43 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Diagrama de Pauling O químico Linus Pauling elaborou um diagrama que constitui um modo simples de encontrar a ordem crescente da energia das orbitais em átomos polieletrónicos. 43

44 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Princípios e regras a seguir na distribuição dos eletrões nos átomos O preenchimento das orbitais com eletrões deve obedecer ao Princípio de Exclusão de Pauli, segundo o qual numa orbital só podem existir, no máximo, dois eletrões e com estados de spin diferentes. Wolfgang Pauli ( ) O número máximo de eletrões por nível é 2 n 2. n = 1 há eletrões; n = 2 há eletrões; n = 3 há eletrões; n = 4 há eletrões. 44

45 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Princípios e regras a seguir na distribuição dos eletrões nos átomos No preenchimento das orbitais com a mesma energia (orbitais p, orbitais d, ), atende-se à maximização do número de eletrões desemparelhados Regra de Hund. 45

46 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos 6C 8O 1s 2 2s 2 2p 1 x 2p 1 y 2p 0 z 2p 2 1s 2 2s 2 2p 2 x 2p 1 y 2p 1 z 2p 4 46

47 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos 47

48 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Os eletrões da última camada denominam-se eletrões de valência. Ao conjunto do núcleo com os eletrões mais internos do átomo chama-se cerne. 48

49 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Pode fazer-se a configuração eletrónica de um átomo representando os eletrões do cerne pela configuração eletrónica do gás nobre do período anterior na Tabela Periódica, seguida dos eletrões de valência. 11Na: [Ne] 3s 1 21Sc: [Ar] 4s 2 3d 1 49

50 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Distribuição dos eletrões pelas orbitais: obedece aos seguintes princípios: Princípio da Construção (de Aufbau), também conhecido por Princípio de Energia Mínima: para obter um estado de energia mínima de um átomo, devem preencher-se as orbitais a partir das menos energéticas, por ordem crescente de energia. Princípio de exclusão de Pauli: numa orbital só podem existir, no máximo, dois eletrões com estado de spin diferentes. Regra de Hund: no preenchimento das orbitais de igual energia, distribui-se primeiro um eletrão por cada orbital, de modo a ficarem com o mesmo spin, e só depois se completam, ficando com spin s opostos. 50

51 2.4 Configurações eletrónicas dos átomos Exercício 51