QUÍMICA
(Eng. Civil+Minas) 2011/12
3ª Aula
Átomos polielectrónicos
e Propriedades Periódicas
Docente: Ana Maria Rego
Química 2011/12 (Ana Maria
07-10-2011
Química 2011/12 (Ana Maria
07-10-2011
F2,1
r1,2
F1,2
F2
r1
F1
r2
Para se determinar F1,2, temos de conhecer a distribuição do electrão 2.
Para se determinar F2,1, temos de conhecer a distribuição do electrão 1.
Aproximação do CAMPO CENTRAL: consideram-se os
electrões independentes uns dos outros e submetidos
a um campo de simetria esférica resultante do efeito
atractivo do núcleo e do efeito repulsivo dos restantes
electrões.
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Aproximação do Campo Central
É como se cada electrão de um átomo polielectrónico estivesse num
átomo hidrogenóide. Só que, em vez de “ver” um núcleo com carga eZ,
“vê” um núcleo com carga eZef=e(Z-S) em que o S tem em conta os efeitos
repulsivos dos restantes electrões sobre ele (electrão).
⇓
Então cada electrão há-de ser representado por uma orbital do tipo das
encontradas para o átomo de hidrogénio, caracterizada por 3 números
quânticos n, l, ml e o electrão nessa orbital terá ainda de ser caracterizado
pelo número quântico magnético de spin, ms (=1/2 ou -1/2).
⇓
Só que, como a acção de cada orbital ocupada sobre as restantes varia
com o tipo da orbital, elas deixam de ser degeneradas dentro de um nível.
Mas dentro de um subnível, continuam a ser degeneradas, excepto na
presença de um campo magnético.
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Princípios de preenchimento electrónico em átomos
Princípio de energia mínima: Num átomo no estado FUNDAMENTAL,
cada electrão ocupará a orbital de menor energia disponível
Princípio de exclusão de Pauli: Num átomo não podem existir dois
electrões com todos os números quânticos iguais (n, l, ml , ms).
⇓
Os electrões numa dada orbital têm três (n, l, ml ) números quânticos
iguais. Logo o 4º (ms) tem de ser diferente.
Como ms só pode ter dois valores (=1/2, -1/2), em cada orbital só
“cabem” dois electrões.
⇓
Temos de saber colocar por ordem crescente de energia as orbitais.
Para efeitos de preenchimento, a Regra de Wiswesser, ajuda.
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Regra de Wiswesser
As orbitais de menor energia são aquelas que têm menor valor da soma
dos números quânticos n e l .
E para valores iguais de (n+l) têm menor energia as orbitais de menor n
l
0
1
2
3
4
5
6
7
7s
7p
7d
7f
7g
7h
7i
6
6s
6p
6d
6f
6g
6h
5
5s
5p
5d
5f
5g
n
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s
4
3
2
1
4s
4p
4d
4f n+l =7
n+l =6
3s 3p
3dn+l =5
n+l =4
2s 2p
n+l =3
n+l =2
1s
n+l =1
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4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s ....
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p 7s ....
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1s
2p
2s
ml=-1
1H
– 1s1
2He
3Li
– 1s2
ml=0
ml=1
paramagnético
diamagnético
– 1s2 2s1 paramagnético
4Be
– 1s2 2s2 diamagnético
5B
– 1s2 2s2 2p1
6C
– 1s2 2s2 2p1 2p1
7N
– 1s2 2s2 2p1 2p1 2p1 param.
8O
– 1s2 2s2 2p2 2p1 2p1 param.
9F
– 1s2 2s2 2p2 2p2 2p1 param.
10Ne
param.
param.
– 1s2 2s2 2p2 2p2 2p2 diam.
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1ª Regra de Hund - Os electrões ao distribuírem-se por orbitais
equivalentes, tendem a ocupar as orbitais que ainda não contêm
electrões.
Quando diversas orbitais equivalentes de um átomo são ocupadas
por um único electrão, os respectivos momentos angulares de spin
(quantificados por ms) orientam-se de modo a terem a mesma
direcção e sentido.
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Tabela Periódica dos elementos
ns2 ns2 ns2 ns2 ns2 ns2
np1 np2 np3 np4 np5 np6
Bloco s
Representativos
ns1 ns2
Bloco p
ns0-2 (n-1)d1-10
Bloco d
Elementos
Representati
vos
Elementos de
transição
Bloco f (Transição interna)
ns1-2 (n-2)f1-10
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Tabela Periódica dos elementos
ns2 ns2 ns2 ns2 ns2 ns2
np1 np2 np3 np4 np5 np6
ns1 ns2
1º Período
ns0-2 (n-1)d1-10
3º Período
ns1-2 (n-2)f1-10
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PROPRIEDADES
PROPRIEDADES
PERIÓDICAS
PERIÓDICAS
DOS
DOS
ELEMENTOS
ELEMENTOS
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Propriedades periódicas: ditadas pelos electrões de valência
Electrões de valência:
- ns np (para os elementos representativos)
- ns (n-1)d np (para os elementos de transição)
Raio atómico (r): Raio das orbitais de valência (ns)
2
n
r∝
Z ef
Energia de 1ª ionização (Ei1): Simétrico da energia da orbital ocupada
de maior energia
ˆ
Ei1 = − Eorb (valencia)
∝
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Z ef2
n2
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Regras de Slater
Zef=Z-S (número de protões-coeficiente de blindagem)
Regras de Slater (para calcular S):
1) As orbitais atómicas são organizadas em grupos de Slater:
1s
- 1º grupo de Slater
2s 2p - 2º grupo de Slater
0,85 3s 3p - 3º grupo de Slater
3d
- 4º grupo de Slater
0,35 4s 4p - 5º grupo de Slater
4d
- 6º grupo de Slater
4f
- 7º grupo de Slater
0
5s 5p - 8º grupo de Slater
..........................................
exteriores
1,0
2) O coeficiente de blindagem, S, é a soma
das seguintes contribuições:
i) Zero por cada electrão em grupos de
Slater exteriores ao grupo do electrão a que
se refere o cálculo.
ii) 0,35 por cada electrão no mesmo grupo de Slater, excepto no 1º grupo (1s)
onde a contribuição é de 0,30.
iii) Se o electrão a que se refere o cálculo for um electrão s ou p, 0,85 por cada
electrão cujo número quântico principal seja uma unidade inferior à do
electrão a que se refere o cálculo e 1,0 por cada um dos restantes electrões
interiores.
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Regras de Slater
Zef=Z-S (número de protões-coeficiente de blindagem)
Regras de Slater (para calcular S):
1) As orbitais atómicas são organizadas em grupos de Slater:
1s
- 1º grupo de Slater
2s 2p - 2º grupo de Slater
3s 3p - 3º grupo de Slater
1,0 3d
- 4º grupo de Slater
4s 4p - 5º grupo de Slater
4d
- 6º grupo de Slater
- 7º grupo de Slater
0,35 4f
0 5s 5p - 8º grupo de Slater
..........................................
2) O coeficiente de blindagem, S, é a soma
das seguintes contribuições:
i) Zero por cada electrão em grupos de
Slater exteriores ao grupo do electrão a que
se refere o cálculo.
ii) 0,35 por cada electrão no mesmo grupo de Slater, excepto no 1º grupo (1s)
onde a contribuição é de 0,30.
iii) Se o electrão a que se refere o cálculo for um electrão s ou p, 0,85 por cada
electrão cujo número quântico principal seja uma unidade inferior à do
electrão a que se refere o cálculo e 1,0 por cada um dos restantes electrões
interiores.
iv) Se o electrão a que se refere o cálculo for um electrão d ou f, 1,0 por cada
electrão em grupos de Slater interiores.
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Exemplos de cálculos de Zef
2 2s2 2p2 2p1 2p1
1s
O:
8
×0,35 + 2×
×0,85) = 4,55
Zef ( 2p do 8O)= 8 - (5×
×0,30 ) = 7,70
Zef ( 1s do 8O)= 8 - (1×
2He:
1s2
×0,30 ) = 1,7
Zef ( 1s do 2He)= 2 - (1×
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
1s
Fe:
26
Zef ( 3d do 26Fe)= 26 - (2×
×0,0 + 5×
×0,35 + 18×
×1,0) = 6,25
Ao longo de um período (para electrões de valência):
Para um dado elemento: Zef=Z-S
Para elemento seguinte: Zef=(Z+1)-(S+0,35)=Z-S+0,65
De elemento para elemento, Zef aumenta de
0,65 ao longo de um período
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Raio Atómico
n2/Zef
Raio atómico/pm
400
300
200
100
0
0
50
100
Z
0
10
20
30
Z
O raio atómico diminui ao longo de um período e
aumenta ao longo de uma família
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Raio Atómico
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Energia de ionização depende:
1) de
ˆ
Z ef2 (el. de valencia)
(calculado
2
ˆ
n (el. de valencia)
pelas regras de Slater
2) Para um mesmo n, da
penetrabilidade da orbital (s>p>d>....)
3) Para um mesmo n e um mesmo l, do
grau de ocupação da orbital (“1”>”2”)
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Afinidade electrónica
A + e-
A- + Ea1
A- + Ea1 → A + e-
Energia de ionização 0
A + Ei1 → A+ + e-
Energia de 1ª ionização
A+ + Ei2 → A2+ + e-
Energia de 2ª ionização
A2+ + Ei3 → A3+ + e-
Energia de 3ª ionização
Para comparar Afinidades electrónicas escrevem-se as
estruturas electrónicas dos iões negativos, calcula-se
Zef2/n2 para os electrões de valência e comparam-se,
bem como o grau de ocupação da orbital e a
penetrabilidade da orbital de onde sai o electrão para
obter o átomo neutro.
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Afinidade electrónica
A + e-
A- + Ea1
A- + Ea1 → A + e-
Energia de ionização 0
A + Ei1 → A+ + e-
Energia de 1ª ionização
A+ + Ei2 → A2+ + e-
Energia de 2ª ionização
A2+ + Ei3 → A3+ + e-
Energia de 3ª ionização
Para comparar Energias de de 2ª (3ª) ionização,
escrevem-se as estruturas electrónicas dos iões
monopositivos (dipositivos), calcula-se Zef2/n2 para os
electrões de valência e comparam-se, bem como o grau
de ocupação da orbital e a penetrabilidade da orbital de
onde sai o electrão para obter os iões dipositivos
(tripositivos).
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07-10-2011
4.5
4.5
2500
2500
2000
2000
3.5
3.5
33
1500
1500
2.5
2.5
1000
1000
22
500
500
1.5
1.5
Electronegatividade
Electronegatividade
-1-1
Afinidade Electrónica,
Electrónica, kJmol
44xxAfinidade
kJmol
Energia de
de 1ª Ionização,
Ionização, kJmol
Energia
kJmol
-1-1
44
11
00
0.5
0.5
-500
-500
00
H
H He
He Li
Li Be
Be B
B CC
N
N OO
FF Ne
Ne Na
Na Mg
Mg Al
Al Si
Si PP
S
S Cl
Cl Ar
Ar
Elemento
Elemento
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Energia de 1ª Ionização
Energia de 1ª Electroafinidade
ade
d
i
v
ati
g
e
n
tro
c
e
l
E
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Sumário
Átomos polielectrónicos: princípios e regras de preenchimento
- Princípio de energia mínima
- Princípio de Exclusão de Pauli
- Regra de Wiswesser
- Regra de Hund
Tabela Periódica dos elementos
Propriedades periódicas dos elementos
- Raio atómico
- Energia de 1ª ionização
- Afinidade electrónica
- Energias de ionização de ordem superior
- Electronegatividade
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