Aula 01 Estrutura eletrônica

Transcrição

1 Universidade Tecnológica Federal do Paraná Departamento Acadêmico de Química e Biologia Aula 01 Estrutura eletrônica Dr. Tiago P. Camargo

2 Átomos - Estrutura Núcleo (prótons e nêutrons) Eletrosfera (elétrons)

3 Átomos - Estrutura Elétrons Cada elétrom possui uma energia diferente e pode ser descrito por quatro números quânticos. Função de onda função matemática que expressa a provável posição de um elétron em um átomo (orbital atômico).

4 Números Quânticos Principal (n) Número de maior influência em relação a energia de um elétron. Quanto maior o valor de n (1, 2, 3...) maior a energia. O valor de n se refere a camada que o elétron ocupa K =1, L = 2, M = 3, N = 4,...

5 Números Quânticos Momento angular (l) Distingue o orbital (forma) que o elétron deve ocupar e sua energia. Forma é proporcional a probabilidade. s =0, p = 1, d = 2, f = 3,... Formas...

6 Números Quânticos Magnético (ml) especifíca a orientação permitida para uma determinada nuvem eletrônica. Número de probabilidade é ligada ao tipo de orbital. s (0), p (-1,0,+1), d (-2,-1,0,+1,+2), f (-3,-2,-1,0,+1,+2,+3) Formas...

7 Números Quânticos Spin (ms) especifíca o valor da possível orientação do spin (elétron atua como uma carga em movimento) Campo magnético existente e independe do movimento. ms (-1/2 ou +1/2)

8 Números Quânticos

9 Distribuição eletrônica Uma configuração de elétrons de um átomo é uma distribuição específica destes entre as subcamadas disponíveis. Usamos um diagrama para mostrar como os orbitais de uma subcamada são ocupados por elétrons. Lítio z = 3, (1s 2, 2s 1 ) ( Camada 1, subnível s, 2 elétrons neste subnível )

10 Distribuição eletrônica Princípio da exclusão de Pauli 2 elétrons diferentes não poderão apresentar os mesmos quatro números quânticos Fisicamente improvável ocupação de mesmo espaço Hélio z = 2, ( 1s 2 ) ( Camada 1, subnível s, 2 elétrons neste subnível )

11 Distribuição eletrônica Cada subnível pode conter apenas dois elétrons (spins diferentes) O número máximo de elétrons por subnível é dado: Exemplo: Na, F

12 Distribuição eletrônica Cada elemento possui infinitas possibilidades de configurações eletrônicas, porém apenas uma configuração será a de menor energias (estado fundamental). Princípio de Aufbau um átomo é construído pela adição progressiva de elétrons em uma ordem energética predefinida. ( Menor energia Maior energia ) Exemplo: Oxigênio

13 Configurações eletrônicas por ordem de energia

14 Distribuição eletrônica Notações para facilitar a distribuição eletrônica de átomos maiores Sabendo que a configuração do [He] = 1s 2 Sabendo que a configuração do [Ne] = 1s 2 2s 2 2p 6 Para o K (z=19) a configuração seria 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ou [Ar] 4s 1.

15 Distribuição eletrônica e a tabela periódica Ao realizar as distribuições de diferentes átomos observamos certos padrões. Certos elementos possuem terminações da distribuição eletrônica semelhantes.

16 Distribuição eletrônica e a tabela periódica

17 Distribuição eletrônica e a tabela periódica Exceções ao princípio de Aufbau Cromo e Cobre

18 Distribuição eletrônica e a tabela periódica Usando a tabela para prever a distribuição eletrônica e os elétrons de valência.

19 Distribuição eletrônica e a tabela periódica Regra de Hund A configuração eletrônica com maior número de spins paralelos será a de menor energia.

20 Distribuição eletrônica e a tabela periódica Regra de Hund A configuração eletrônica com maior número de spins paralelos será a de menor energia.

21 Estrutura eletrônica e o magnetismo Propriedades magnéticas em uma substância podem nos dar informação sobre sua estrutura eletrônica. Reação da substância frente a um campo magnético Paramagnetismo sistemas que são levemente atraídos por um campo magnético. Diamagnetismo sistemas que não sofrem ou são levemente repelidas por um campo magnético.

22 Estrutura eletrônica e o magnetismo Propriedades magnéticas em uma substância podem nos dar informação sobre sua estrutura eletrônica.

23 Leis periódicas A lei periódica afirma que quando os elementos são dispostos por número atômico, suas propriedades físicas e químicas variam periodicamente.

24 Leis periódicas - Raio atômico Um átomo não tem um tamanho definido, porque a distribuição estatística de elétrons não termina abruptamente, mas apenas diminui para valores muito pequenos, à medida que a distância o núcleo aumenta.

25 Leis periódicas - Raio atômico Tendências: Período : Esquerda Direita Grupo : Cima Baixo

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27 Leis periódicas Carga nuclear efetiva

28 Leis periódicas Energia de ionização É a energia mínima necessária para remover o elétron de maior energia (valência) de um átomo neutro no estado gasoso. Valores desta energia são geralmente dados para uma mol de átomos (6,02 x átomos). A energia de ionização do átomo de lítio é de 520 kj / mol.

29 Leis periódicas Energia de ionização Em qualquer período, os valores tendem a aumentar com o número atômico. Assim, os valores mais baixos de um período são encontrados para os elementos do Grupo IA. Gases nobres possuem maior E.I. em um período

30 Leis periódicas Energia de ionização Existem algumas quebras nesta tendências (gráfico), causadas por particularidades da distribuição eletrônica. Entre Be e B Elétron da camada mais interna. Entre N e O Orbital p semi-preenchido

31 Leis periódicas Energia de ionização Os elétrons de um átomo podem ser removidos sucessivamente. As energias requeridas em cada passo são conhecidas como a primeira energia de ionização, a segunda energia de ionização e assim por diante

32 Leis periódicas Energia de ionização Os elétrons de um átomo podem ser removidos sucessivamente. As energias requeridas em cada passo são conhecidas como a primeira energia de ionização, a segunda energia de ionização e assim por diante

33 Leis periódicas Energia de ionização Os elétrons de um átomo podem ser removidos sucessivamente. As energias requeridas em cada passo são conhecidas como a primeira energia de ionização, a segunda energia de ionização e assim por diante

34 Leis periódicas Afinidade Eletrônica A afinidade eletrônica é a mudança de energia para o processo de adição de um elétron a um átomo neutro no estado gasoso para formar um íon negativo.

35 Leis periódicas Afinidade Eletrônica A afinidade eletrônica é a mudança de energia para o processo de adição de um elétron a um átomo neutro no estado gasoso para formar um íon negativo. Se o íon negativo é estável (não se desintegra espontaneamente no átomo neutro e elétron livre), a mudança de energia para sua formação é um número negativo.

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