Equação de Onda de Schrödinger

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1 Equação de Onda de Schrödinger Em 1926, Schrödinger escreveu uma equação que descrevia simulteamente a natureza ondulatória e corpuscular do electrão. A função de onda Ψ (psi) descreve: 1. Energia de e com uma dada Ψ, 2. Probabilidade de encontrar e num dado volume do espaço. A equação de Schrödinger apenas pode ser resolvida com exactidão para o átomo de hidrógénio. 7.5

2 Equação de Onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) n = número quântico principal n = 1, 2, 3, 4,. distância de e a partir do núcleo n = 1 n = 2 n = 3 7.6

3 Onde se encontra 90% da densidade electónica. Densidade electrónica Distância ao núcleo A densidade electrónica (orbital 1s) diminui rapidamente à medida que a distância ao núcleo aumenta. 7.6

4 Equação de Onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) l número quântico de momento angular para um dado valor de n, l = 0, 1, 2, 3,, n 1 n = 1, l = 0 n = 2, l = 0 ou 1 n = 3, l = 0, 1 ou 2 l = 0 orbital s l = 1 orbital p l = 2 orbital d l = 3 orbital f Dão forma ao «volume» de espaço que o e ocupa 7.6

5 l = 0 (orbitais s) l = 1 (orbitais p) 7.6

6 l = 2 (orbitais d) 7.6

7 Equação de Onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) m l número quântico magnético para um dado valor de l m l = l,., 0,. + l se l = 1 (orbital p), m l = 1, 0 ou 1 se l = 2 (orbital d), m l = 2, 1, 0, 1 ou 2 orientação da orbital no espaço 7.6

8 m l = 1 m l = 0 m l = 1 m l = 2 m l = 1 m l = 0 m l = 1 m l = 2 7.6

9 Equação de Onda de Schrödinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) m s número quântico de spin m s = +½ ou ½ m s = +½ m s = -½ 7.6

10 Equação de Onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) A existência (e a energia) de um electrão num átomo pode apenas ser descrita por uma única função de onda Ψ. Princípio de exclusão de Pauli nenhum par de electrões num átomo pode ter os quatro números quânticos iguais. Cada lugar tem uma idêntificação única (E, R12, S8). Cada lugar pode apenas ser ocupado por um indivíduo ao mesmo tempo. 7.6

11 7.6

12 Equação de Onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) Camada electrões com o mesmo valor de n Subcamada electrões com os mesmos valores de n e l Orbital electrões com os mesmos valores de n, l e m l Quantos electrões se podem alojar numa orbital? SE n, l e m l são fixos, então m s = ½ ou ½ Ψ = (n, l, m l, ½) ou Ψ = (n, l, m l, ½) Uma orbital pode alojar 2 electrões 7.6

13 Quantas orbitais 2p existem num átomo? n = 2 2p l = 1 Se l = 1, então m l = 1, 0 ou +1 3 orbitais Quantos electrões podem ser colocados na subcamada 3d? n = 3 Se l = 2, então m l = 2, 1, 0, +1 ou +2 3d 5 orbitais que podem conter um total de 10 e l = 2 7.6

14 Energia das orbitais num átomo com um único electrão A energia apenas depende do número quântico principal n n = 3 n = 2 1 E n = R H ( ) n 2 n = 1 7.7

15 Energia das orbitais num átomo com vários electrões A energia depende de n e l n = 3 l = 2 n = 3 l = 0 n = 2 l = 0 n = 3 l = 1 n = 2 l = 1 n = 1 l = 0 7.7

16 Preenchimento de orbitais com energia mais baixa (Princípio de Aufbau)?? Be (4 electrões) C (6 electrões) He (2 electrões) H (1 electrão) H (1s 1 ) Li (3 electrões) B (5 electrões) Li (1s 2 2s 1 ) Be (1s 2 2s 2 ) B (1s 2 2s 2 2p 1 ) He (1s 2 ) 7.7

17 O arranjo mais provável de electrões em subcamadas é aquele que contém o maior número de spins paralelos (Regra de Hund). N (7 electrões) Ne (10 electrões) F (9 electrões) C (6 electrões) O (8 electrões) C (1s 2 2s 2 2p 2 ) F (1s 2 2s 2 2p 5 ) O (1s 2 2s 2 2p 4 ) Ne (1s 2 2s 2 2p 6 ) N (1s 2 2s 2 2p 3 ) 7.7

18 Ordem das orbitais (preenchimento) num átomo polielectrónico 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s 7.7

19 A configuração electrónica é o modo como os electrões estão distribuídos pelas várias orbitais atómicas num átomo. 1s 1 número de electrões na orbital ou na subcamada principal número quântico n número do momento angular quântico l Diagrama orbital H 1s 1 7.8

20 Qual é a configuração electrónica do Mg? Mg 12 electrões 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s 2 2s 2 2p 6 3s = 12 electrões Abreviado [Ne]3s 2 Quais são os números quânticos possíveis para o último electrão (mais afastado do centro) no Cl? Cl 17 electrões 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s = 17 electrões O último electrão é adicionado à orbital 3p n = 3 l = 1 m l = 1, 0 ou +1 m s = ½ ou ½ 7.8

21 7.8

22 Capítulo 8 Relações Periódicas Entre Elementos Desenvolvimento da Tabela Periódica Classificação Periódica dos Elementos Variação Periódica das Propriedades Físicas Energia de Ionização Afinidade Electrónica Variação das Propriedades Químicas dos Elementos Representativos Copyright McGraw-Interamericana de España. Autorização necessária para reprodução ou utilização

23 Cronologia da Descoberta dos Elementos 8.1

24 ns 1 d 1 d 5 d 10 ns 2 ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 Configurações electrónicas do estado fundamental dos elementos 4f 5f 8.2

25 Classificação dos Elementos 8.2

26 Configurações Electrónicas dos Catiões e Aniões de Elementos Representativos Na: [Ne]3s 1 Ca: [Ar]4s 2 Al: [Ne]3s 2 3p 1 Na + : [Ne] Ca 2+ : [Ar] Al 3+ : [Ne] Perda de electrões os catiões têm a configuração electrónica de gás nobre. H: 1s 1 H : 1s 2 ou [He] Ganho de electrões os aniões têm a configuração de gás nobre. F: 1s 2 2s 2 2p 5 O: 1s 2 2s 2 2p 4 N: 1s 2 2s 2 2p 3 F : 1s 2 2s 2 2p 6 ou [Ne] O 2 : 1s 2 2s 2 2p 6 ou [Ne] N 3 : 1s 2 2s 2 2p 6 ou [Ne] 8.2

27 Catiões e Aniões de Elementos Representativos

28 Carga Nuclear Efectiva (Z eff ) aumento de Z eff aumento de Z eff 8.3

29 Raio Atómico 8.3

30 8.3

31 Raios Atómicos 8.3

32 Comparação entre Raios Atómicos e Raios Iónicos 8.3

33 O catião é sempre mais pequeno do que o átomo a partir do qual se formou. O anião é sempre maior do que o átomo a partir do qual se formou. 8.3

34 Raios Iónicos 8.3

35 Energia de ionização energia mínima necessária (em kj/mol) para remover um electrão de um átomo no estado gasoso e no seu estado fundamental. I 1 + X (g) X + (g) + e I 1 primeira energia de ionização I 2 + X + (g) X 2+ (g) + e I 2 segunda energia de ionização I 3 + X 2+ (g) X 3+ (g) + e I 3 terceira energia de ionização I 1 < I 2 < I 3 8.4

36 8.4

37 Variação da Primeira Energia de Ionização com o Número Atómico Camada n = 1 preenchida Camada n = 2 preenchida Camada n = 3 preenchida Camada n = 4 preenchida Camada n = 5 preenchida 8.4

38 Variação da Primeira Energia de Ionização Aumento da Primeira Energia de Ionização Aumento da Primeira Energia de Ionização 8.4

39 Afinidade electrónica o negativo da variação de energia que ocorre quando um electrão é aceite por um átomo no estado gasoso para originar um anião. X (g) + e X (g) F (g) + e X (g) H = 328 kj/mol EA = +328 kj/mol O (g) + e O (g) H = 141 kj/mol EA = +141 kj/mol 8.5

40 8.5

41 Afinidade Electrónica vs. Número Atómico 8.5

42 Capítulo 9 Ligação Química I: Conceitos Básicos Símbolos de Lewis Ligação Iónica Energia de Rede de Compostos Iónicos Ligação Covalente Electronegatividade Escrita de Estruturas de Lewis Carga Formal e Estruturas de Lewis Conceito de Ressonância Excepções à Regra do Octeto Energia de Ligação Copyright McGraw-Interamericana de España. Autorização necessária para reprodução ou utilização

43 Electrões de valência electrões da camada exterior de um átomo. Os electrões de valência são os electrões que participam nas ligações químicas. Grupo Configuração e # e de valência 1A ns 1 1 2A ns 2 2 3A ns 2 np 1 3 4A ns 2 np 2 4 5A ns 2 np 3 5 6A ns 2 np 4 6 7A ns 2 np

44 Símbolos de Lewis 9.1

45 Ligação Iónica Li + F Li + F 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 1s 2 2s 2 2p 6 Li Li + + e e + F F Li + + F Li + F 9.2

46 Ligação covalente ligação na qual dois electrões são partilhados por dois átomos. Porque é que dois átomos partilham electrões? F + F F F 7e 7e 8e 8e Estrutura de Lewis do F 2 ligação covalente simples pares isolados F F pares isolados pares isolados F F pares isolados ligação covalente simples 9.4

47 Estrutura de Lewis da água ligação covalente simples H + O + H H O H ou H O H 2e 8e 2e Ligação dupla dois átomos partilham dois pares de electrões O C O 8e 8e 8e ligação dupla ou O C O ligação dupla Ligação tripla dois átomos partilham três pares de electrões N N ou N N 8e 8e ligação tripla ligação tripla 9.4

48 Comprimento de Ligações Covalentes Tipo da Ligação Comp. da Ligação (pm) C C C=C C C C-N C=N C N Comprimento das Ligações Ligação tripla < Ligação Dupla < Ligação Simples 9.4

49 Ligação covalente polar ou ligação polar ligação covalente com maior densidade electrónica na vizinhança de um dos átomos. região rica região pobre em electrões em electrões e pobre e rica H F H F δ + δ 9.5

50 Electronegatividade tendência de um átomo para atrair a si os electrões numa ligação. Afinidade electrónica mensurável, Cl é mais elevada X (g) + e X (g) Electronegatividade relativa, F é mais elevada 9.5

51 Electronegatividades dos Elementos Comuns 9.5

52 Variação da electronegatividade com o número atómico 9.5

53 Classificação das Ligações pela Diferença na Electronegatividade Diferença Tipo de Ligação 0 Covalente 2 Iónico 0 < e < 2 Covalente polar Aumento da diferença na electronegatividade Covalente Covalente polar Iónica partilha e transferência parcial de e transferência e 9.5

54 Classifique as seguintes ligações como iónicas, covalentes polares ou covalente: a ligação em CsCl; a ligação em H 2 S e a ligação NN em H 2 NNH 2. Cs 0,7 Cl 3,0 3,0 0,7 = 2,3 Iónica H 2,1 S 2,5 2,5 2,1 = 0,4 Covalente polar N 3,0 N 3,0 3,0 3,0 = 0 Covalente 9.5