Fundamentos de Química 1ª parte

Fundamentos de Química 1ª parte

Tabela Periódica dos Elementos Metais Metalóides Não-Metais

Modelo do Átomo de Bohr (1913) 1. Os e apenas podem ter valores específicos (quantizados) de energia. Fotão 2. A radiação é emitida devido ao decaimento do e de um nível de maior energia para outro nível de energia mais baixo. 1 E n = R H ( ) n 2 n (número quântico principal) = 1, 2, 3, R H (constante de Rydberg) = 2,18 10 18 J

E = hν E = hν

n i = 3 n i = 2 n i = 3 n f = 2 E fotão = ΔE = E f E i 1 E f = R H ( ) n 2 f 1 E i = R H ( ) n 2 i ( ) 1 1 ΔE = R H n 2 n 2 i f n f f = 1

Calcule o comprimento de onda (em nm) de um fotão emitido por um átomo de hidrogénio quando o seu electrão passa do estado n = 5 para o estado n = 3. E fotão = 1 ΔE = R H ( ) n 2 1 E fotão = 2,18 10 18 J (1/25 1/9) E fotão = ΔE = 1,55 10 19 J i n 2 f E fotão = h c /λ λ = h c / E fotão λ = 6,63 10 34 (J s) 3,00 10 8 (m/s)/1,55 x 10 19 J λ = 1280 nm

Equação de Onda de Schrodinger Em 1926, Schrodinger escreveu uma equação que descrevia simultaneamente 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 Schrodinger apenas pode ser resolvida com exactidão para o átomo de hidrogénio.

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

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

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

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

l = 2 (orbitais d)

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

m l = 1 m l = 0 m l = 1 m l = 2 m l = 1 m l = 0 m l = 1 m l = 2

Equação de Onda de Schrodinger 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

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 identificação única. Cada lugar pode apenas ser ocupado por um indivíduo ao mesmo tempo.

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

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 3d Se l = 2, então m l = 2, 1, 0, +1 ou +2 5 orbitais que podem conter um total de 10 e l = 2

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

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

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

Classificação dos Elementos segundo os Orbitais dos seus Electrões de Valência

Variação do raio atómico Aumento do raio atómico Aumento do raio atómico

Raios Atómicos

Variação do raio iónico

Comparação entre Raios Atómicos e Raios Iónicos

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.

1ª Energia de Ionização Número atómico 1ª Energia de Ionização / kj mol -1

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 2 + X + (g) X 2+ (g) + e I 3 + X 2+ (g) X 3+ (g) + e I 1 primeira energia de ionização I 2 segunda energia de ionização I 3 terceira energia de ionização I 1 < I 2 < I 3

Energias de ionização (kjmol -1 )

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) ΔH = 328 kj/mol EA = +328 kj/mol O (g) + e O (g) ΔH = 141 kj/mol EA = +141 kj/mol

Afinidade Electrónica vs. Número Atómico