QUÍMICA GERAL
ESTRUTURA ATÔMICA
PARTE 2
Prof. Sérgio Pezzin
ORBITAIS ATÔMICOS
• São funções de onda de elétrons em
átomos.
 soluções da equação de Schrödinger !
• 2 fornece a densidade de probabilidade.
Se imaginamos uma nuvem centrada no núcleo,
regiões mais densas da nuvem representam
locais onde a probabilidade de se encontrar o
elétron é maior.
ORBITAIS ATÔMICOS
Coordenadas esféricas
polares
(r,,) = R(r) Y(,)
R(r) = função de onda radial
Y(,) = função de onda
angular
ORBITAIS ATÔMICOS
Estado fundamental do hidrogênio
ao = Raio de Bohr = 52,9 pm
ORBITAIS ATÔMICOS
• A função de onda é especificada por três
números quânticos:
- Número quântico principal: especifica a
energia do orbital
- Número quântico de momento angular:
subcamadas
- Número quântico magnético: orbitais
individuais
ORBITAIS ATÔMICOS
Orbital 1 s
Nuvem
eletrônica
Estado fundamental
Probabilidade
ORBITAIS ATÔMICOS
Avaliando as probabilidades relativas de
encontrar uma partícula:
Qual é a probabilidade de encontrar o elétron
em uma pequena região a uma distância ao
do núcleo, relativamente à probabilidade de
encontrá-lo na mesma pequena região no
núcleo ?
ORBITAIS ATÔMICOS
A função de onda radial
ORBITAIS ATÔMICOS
A função de onda radial
ORBITAIS ATÔMICOS
A função de onda angular
Orbitais np, ℓ = 1
ORBITAIS ATÔMICOS
A função de onda angular
Orbitais d, n > 2, ℓ = 2
ORBITAIS ATÔMICOS
A função de onda angular
Orbitais f, n > 3, ℓ = 3
ORBITAIS ATÔMICOS
Orbitais com n = 4
SPIN ELETRÔNICO
• O modelo de Schrödinger não
consegue predizer exatamente
as linhas espectrais do hidrogênio.
• Goudsmit & Uhlenbeck (1925)
propuseram que elétron se
comporta como uma esfera em
rotação (spin).
SPIN ELETRÔNICO
• Número quântico de spin
SPIN ELETRÔNICO
• Prova experimental
ESTRUTURA ELETRÔNICA DO
HIDROGÊNIO
ESTRUTURA ELETRÔNICA DE
ÁTOMOS COM MUITOS ELÉTRONS
•A energia potencial contém termos e-e,
e-n
•É impossível resolver exatamente a
equação de Schrödinger baseada nesta
energia potencial, mas soluções
numéricas altamente precisas podem
ser obtidas pelo uso de computadores.
ENERGIAS DOS ORBITAIS
Qual a razão
para esta
diferença de
energia ?
ENERGIAS DOS ORBITAIS
•O desdobramento de energia entre
sub-camadas vem do balanço de
atrações (e-n) e repulsões (e-e) no
átomo.
•Efeito de blindagem: cada elétron
é blindado em relação à atração total
do núcleo pelos outros elétrons do
átomo.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
•A carga nuclear efetiva, Zef, “sentida”
por um elétron é sempre menor que a
carga nuclear real, Z.
•Efeito de blindagem da carga nuclear:
s<p<d<f
O PRINCÍPIO DA CONSTRUÇÃO
(AUFBAU)
•A estrutura eletrônica de um átomo é
de suma importância para suas
propriedades químicas.
•Estado fundamental para um átomo
de muitos elétrons  Emin
PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI
Wolfgang Pauli (1925)
•Não mais que dois elétrons podem
ocupar um dado orbital.
•Quando dois elétrons ocupam um
orbital, seus spins devem estar
emparelhados.
•O conjunto dos quatro números
quânticos é único para cada elétron.
PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI
Spins
(a) antiparalelos
(emparelhados)
(b) paralelos
DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS
REGRA DE HUND:
•Energia total mais baixa, levando em
conta a atração dos elétrons pelo núcleo
e a sua repulsão por outro elétron.
•Em um mesmo sub-nível os orbitais
são preenchidos de forma a obter o
maior número de elétrons
desemparelhados.
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
DIAGRAMA DE LINUS PAULING