Estrutura da Matéria Profª Fanny Nascimento Costa

Transcrição

1 Estrutura da Matéria Profª Fanny Nascimento Costa Aula 08 Átomos multieletrônicos; Spin; Princípio da exclusão de Pauli; Periodicidade

2 Onde está o elétron?

3 Considerações / Mecânica Quântica Erwin Schrödinger ( ) Uma função de onda (Ψ) descreve a densidade de probabilidade (Ψ 2 ) de uma partícula no espaço Como a Mecânica Quântica não é determinista a função de onda do sistema não pode especificar com exatidão a posição e o momento do sistema (princípio da incerteza). Max Born, com uma interpretação estatística para a função de onda introduziu o quadrado da função de onda, e chamou de densidade de probabilidade Ψ 2.

4 Mecânica quântica Equação de Schrödinger Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula: m 2 E V.( ) h d V E m dx h (1 dimensão) A resolução da equação leva às funções de onda: n,l,m = (x,y,z) A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico Uma aproximação estatística à posição do e -. O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.

5 Orbitais Atômicos para o H Ψ n,l,m = R r Y θ, ϕ R r parte radial; Y θ, ϕ parte angular

6 Soluções para o átomo de Hidrogênio A Equação de Schrödinger descreve a evolução de um estado quântico. A partir desta equação não é possível determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.

7 Arranjos

8 Orbitais e números quânticos

9 Átomos polieletrônicos Todos os átomos neutros, exceto o H, tem mais de um elétron. Os elétrons em átomos polieletônicos ocupam orbitais semelhantes aos do átomo de H. Porém, as energias desses orbitais não são iguais às do átomo de H. O núcleo de um átomo com muitos elétrons tem um número maior de cargas do que o núcleo do H e atrai os elétrons mais fortemente, diminuindo sua energia. Entretanto, os elétrons também se repelem uns aos outros, o que aumenta sua energia. O número de elétrons afeta as propriedades do átomo.

10 Energias Relativas das Camadas No átomo de H, onde não ocorre repulsão e - e - todos orbitais de uma determinada camada tem a mesma energia (E 2s = E 2p ). Em átomos polieletrônicos, as repulsões e - e - fazem com que a energia dos orbitais 2p seja mais alta do que a de um orbital 2s. O mesmo ocorre na camada n = 3. Como podemos explicar essas diferenças de energia? No estado fundamental de um átomo com muitos elétrons, os elétrons ocupam os orbitais atômicos disponíveis, de modo a tornar a energia total do átomo a menor possível.

11 Distribuição Radial dos Orbitais s, p e d Carga Nuclear Efetiva Um e - é atraído pelo núcleo e também é repelido pelos demais elétrons. Como resultado ele está menos fortemente ligado ao núcleo BLINDADO! A blindagem reduz efetivamente a atração entre o núcleo e os elétrons. Dizemos que o e - experimenta uma carga nuclear efetiva (Z ef e) que é sempre menor que a carga nuclear real (Ze) devido as repulsões e - e - que corrigem a atração do núcleo. Um e - s de qualquer camada pode ser encontrado em uma região muito próxima ao núcleo e podemos dizer que ele pode penetrar através das camadas internas. Um e - p penetra muito menos, pois o momento angular do orbital impede a aproximação entre o e - e o núcleo (mais efetivamente blindado Z ef menor).

12 Distribuição Radial dos Orbitais s, p e d Carga Nuclear Efetiva Por causa dos efeitos da penetração e da blindagem, a ordem das energias dos orbitais em uma dada camada em um átomo com muitos elétrons é, tipicamente: s < p < d < f

13 Átomos com muitos elétrons 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

14 Átomos com muitos elétrons Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos m s = número quântico magnético de spin = ½ O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Ou seja, cada orbital atômico não pode ser ocupado por mais de dois elétrons. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos (emparelhados).

15 Átomos com muitos elétrons Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Na presença de um campo magnético, podemos elevar a degeneração dos elétrons

16 Princípio da exclusão de Pauli Dois elétrons, no máximo, podem ocupar um dado orbital Dois elétrons, em um átomo, não podem ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos

17 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)

18 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] 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]; elétrons da camada mais externa.

19 Distribuição Eletrônica

20 Lembrando: Para um dado número quântico principal, os elétrons se aproximam menos do núcleo à medida que l aumenta e, como resultado dos efeitos combinados de penetração e de blindagem, a ordem dos níveis nos átomos multieletrônicos é: s < p < d < f.

21 Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica

22 O formato da tabela periódica A forma moderna da tabela periódica reflete a estrutura eletrônica fundamental dos elementos. Os blocos da tabela periódica refletem a identidade dos últimos orbitais que são ocupados no processo de preenchimento. O número do período é o número quântico principal da camada de valência. O número do grupo está relacionado ao número dos elétrons de valência. Bloco Número de elétrons na camada de valência s, d G p G - 10

23 Tabela Periódica Atual

24 Tabela Periódica

25 Propriedades Periódicas RAIO ATÔMICO As nuvens de elétrons não têm fronteiras bem definidas; logo, não é possível medir o raio exato de um átomo. Quando os átomos se organizam como sólidos e moléculas, seus centros encontram-se em distâncias definidas uns dos outros. O raio atômico é definido como sendo a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos.

26 Propriedades Periódicas RAIO ATÔMICO A variação da carga nuclear efetiva na Tabela Periódica tem papel importante na explicação das tendências da periodicidade. A carga nuclear efetiva cresce da esquerda para direita em cada período e cai rapidamente na passagem de um período para outro.

27 Propriedades Periódicas RAIO ATÔMICO

28 Propriedades Periódicas RAIO ATÔMICO A variação em um período pode ser explicada pelo efeito do aumento da carga nuclear efetiva. A variação no grupo pela ocupação das camadas, com o aumento do número quântico principal.

29 Propriedades Periódicas RAIO IÔNICO

30 Propriedades Periódicas RAIO IÔNICO Todos os cátions são menores do que os átomos originais, porque os átomos perdem um ou mais elétrons para formar o cátion e expõe seu caroço, que é, geralmente, muito menor do que o átomo neutro. Os raios dos cátions crescem em cada grupo, porque os elétrons ocupam camadas com números quânticos principais sucessivamente menores. Os ânions são maiores que os átomos originais. Isso pode ser atribuído ao aumento do número de elétrons da camada de valência do ânion e aos efeitos de repulsão e - - e -.

31 Propriedades Periódicas RAIO IÔNICO

32 Propriedades Periódicas ENERGIA DE IONIZAÇÃO É a energia necessária para remover elétrons de um átomo na fase gás. A primeira energia de ionização, I 1, é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro na fase gás. Cu g Cu + (g) + e (g) A segunda energia de ionização, I 2, é a energia necessária para remover um elétron de um cátion com carga unitária na fase gás. Cu + (g) Cu 2+ (g) + e (g)

33 Propriedades Periódicas ENERGIA DE IONIZAÇÃO As EI decrescem com o aumento de n em um grupo porque, nos períodos sucessivos, o elétron mais externo ocupa uma camada afastada do núcleo e, portanto, a ligação com o núcleo é mais fraca. Mas a carga efetiva cresce da esquerda para a direita em um período. Assim, em cada período as EI geralmente crescem pois o elétron mais externo está mais preso. Elementos com baixa EI devem formar cátions facilmente e devem conduzir eletricidade no estado sólido. Elementos com EI altas não devem formar cátions facilmente ou conduzir eletricidade no estado sólido.

34 Propriedades Periódicas ENERGIA DE IONIZAÇÃO

35 Propriedades Periódicas ENERGIA DE IONIZAÇÃO

36 Propriedades Periódicas ENERGIA DE IONIZAÇÃO

37 Propriedades Periódicas AFINIDADE ELETRÔNICA É a diferença de energia entre o átomo neutro e seu respectivo ânion, ou seja, E ea = E(E) - E(E - ). E (g) + e - (g) E - (g)

38 Efeito do Par Inerte A tendência a formar íons com carga duas unidades mais baixa do que a esperada para o número do grupo.

39 Relações Diagonais

40 Tabela Periódica

41 IMPACTO DAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS SOBRE OS MATERIAIS CARACTERÍSTICAS DOS METAIS E NÃO-METAIS Metais Propriedades Físicas Não-Metais Bons condutores de eletricidade Maleáveis Dúcteis Lustrosos Tipicamente: Sólido Alto ponto de fusão Bons condutores de calor Propriedades Químcas Maus condutores de eletricidade Não Maleáveis Não Dúcteis Não Lustrosos Tipicamente: Sólido, líquido ou gás Baixos pontos de fusão Maus condutores de calor Reagem com ácidos Formam óxidos básicos Formam cátions Formam halogenetos iônicos Não reagem com ácidos Formam óxidos ácidos Formam ânions Formam halogenetos covalentes

42 Bibliografia - Brown, T., Química a Ciência Central, Pearson Education, 9ª Edição, Atkins P., Jones L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 3a. Ed., 2006, Bookman. - Eisberg, R., Resnick, R., Física Quântica, Editora Campus, 1ª Edição, Halliday, D., Resnick, R., Walker, J., Fundamentos de Física IV, LTC Livros Técnicos e Científicos, 8ª. ed., Tipler, P.A., Física Moderna, Guanabara Dois, Nussenzveig, M. H., Curso de Física Básica 4, Edgard Blücher, 4ª ed., 1998.

43 Exercícios Recomendados 1. Explique por que, num átomo multieletrônico, um elétron no subnível 2s está preso mais fortemente ao núcleo do que um elétron no subnível 3s. 2. Explique por que, num átomo multieletrônico, um elétron no subnível 3s está preso mais fortemente ao núcleo do que um elétron no subnível 3p. Explique por que essa mesma tendência não é observada num átomo neutro de hidrogênio. 3. Explique os conceitos de carga nuclear efetiva e efeito blindagem. 4. Em que região da tabela periódica encontramos os maiores átomos? E os menores? Explique estas tendências com base na estrutura atômica dos diversos elementos. 5. O que é afinidade eletrônica? Qual é a relação entre afinidade eletrônica e carga nuclear efetiva? Com base em sua resposta, explique a relação entre os valores da afinidade eletrônica para oxigênio e flúor. 6. Organize os elementos dos seguintes conjuntos na ordem decrescente do raio atômico: (a) enxofre, cloro, silício; (b) antimônio, bismuto, fósforo. 7. Explique por que o sódio ocorre como Na+ e não como Na2+ em compostos iônicos.