LCE0143 Química Geral. Estrutura Atômica. Wanessa Melchert Mattos.

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1 LCE0143 Química Geral Estrutura Atômica Wanessa Melchert Mattos

2 Princípio da Incerteza Elétron dualidade onda-partícula W. Heisenberg: impossível fixar a posição de um elétron em um átomo e sua energia com qualquer grau de certeza se o elétron for descrito como uma onda; Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula: A resolução da equação leva às funções de onda: ; Cada tem um valor permitido de energia; O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.

3 Princípio da Incerteza Elétron dualidade onda-partícula Schrödinger: precisão na energia e incerteza na posição do elétron. Então, descreve a probabilidade de o elétron estar em alguma região no espaço. Orbital Para definir os estados de energia e os orbitais disponíveis para o elétron = números quânticos Código postal atômico

4 Princípio da Incerteza Números quânticos: n, l e m l - Número quântico principal, n = 1, 2, 3: O valor de n define o tamanho de um orbital: à medida que n aumenta, o orbital tornase maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. Nos átomos que possuem mais de um elétron podem ter o mesmo valor de n, ocupam a mesma camada eletrônica.

5 Princípio da Incerteza Números quânticos: n, l e m l - Número quântico de momento angular, l = 0, 1, 2, 3, n-1 : Os elétrons em uma determinada camada podem ser agrupados em subcamadas. Cada subcamada é caracterizada por um valor diferente do número quântico l. Cada valor de l corresponde a um tipo diferente de orbital com um formato diferente. Valor de l Símbolo da subcamada correspondente 0 s 1 p 2 d 3 f

6 Princípio da Incerteza Números quânticos: n, l e m l - Número quântico magnético, m l = 0, ±1, ± 2, ±3, ±l : Orientação especial dos orbitais em uma subcamada. Orbitais em uma determinada subcamada diferem apenas quanto à sua orientação no espaço, não quanto à sua energia. O valor de l limita os valores inteiros atribuídos a ml: ml varia entre +l e l.

7 Princípio da Incerteza

8 Orbitais s Princípio da Incerteza Figura da nuvem eletrônica Curva da densidade de probabilidade em função da distância do núcleo

9 Orbitais s Princípio da Incerteza n aumenta, os orbitais s e as energias 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, 2 = 0 Para um orbital s, o número de nós é n-1.

10 Orbitais p Princípio da Incerteza Existem três orbitais p, p x, p y, e p z ; 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 l, -1, 0, e +1; Os orbitais têm a forma de halters; À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores; Todos os orbitais p têm um nó no núcleo, superfície nodal.

11 Orbitais d Princípio da Incerteza Existem cinco orbitais d; 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.

12 Orbitais f Princípio da Incerteza Três superficies nodais; Densidade eletrônica em oito regiões do espaço; Não são facilmente visualizados.

13 Princípio da Incerteza Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau. Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para um sistema de um só elétron.

14 Princípio da Incerteza Diagrama de Aufbau para mais elétrons. 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.

15 Princípio da Incerteza Números quânticos: n, l, m l e m s - Número quântico magnético de spin eletrônico, m s = ±1/2 : 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.

16 Princípio da Incerteza Princípio da exclusão de Pauli Dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos Nenhum orbital atômico pode conter mais que dois elétrons

17 Configuração eletrônica 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 Configuração eletrônica

19 Configuração eletrônica condensadas Na: 11 elétrons Notação spdf? Notação de orbitais?

20 Configuração 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 Elétrons das camadas internas Elétrons de valência

21 Configuração eletrônica

22 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 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.

23 Configuração eletrônica

24 Configuração eletrônica