Aula 3
Estrutura Atômica – cont…
Tabela Periódica
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
• Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e
partícula.
• A resolução da equação leva às funções de onda.
• A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.
• O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se
encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
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Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de
onda e as energias para as funções de onda.
Chamamos as funções de onda de orbitais.
A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr.
À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron
passa mais tempo mais distante do núcleo.
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico
depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e
aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s,
p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos
orbitais s, p, d e f.
3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico
depende de l. O número quântico magnético tem valores
inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no
espaço.
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Representações orbitias
Orbitais s
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Todos os orbitais s são esféricos.
À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se
encontrar um elétron é zero.
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Em um nó, Ψ2 = 0
Para um orbital s, o número de nós é n-1.
Representações orbitias
Representações orbitias
Orbitais s
Representações orbitias
Orbitais p
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Existem três orbitais p, px, py, e pz.
Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um
sistema cartesiano.
As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1.
Os orbitais têm a forma de halteres.
À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.
Representações orbitias
Orbitais p
Representações orbitias
Orbitais d e f
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•
Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.
Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos
x-, y- e z.
Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo
dos eixos x-, y- e z.
Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
Representações orbitias
Representações orbitias
Átomos polieletrônicos
Orbitais e suas energias
•
Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.
•
Para n ≥ 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os
elétrons interagem entre si.
Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente
diferente para sistemas com muitos elétrons.
•
Átomos polieletrônicos
Orbitais e suas energias
Átomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
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O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha
como um par de linhas minimamente espaçado.
Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o
porquê.
Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo
magnético e os átomos foram então detectados.
Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em
um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.
Átomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
Átomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
•
Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos s = número
quântico de rotação = ± ½.
•
O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a
mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no
mesmo orbital devem ter spins opostos.
•
Portanto, cada orbital de um mesmo átomo, definido por três
números quânticos iguais, poderá ter no máximo dois elétrons.
Configurações eletrônicas
Regra de Hund
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As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os
elétrons de um elemento estão localizados.
Três regras:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo
orbital (Pauli).
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital
isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo
elétron (regra de Hund).
O desenvolvimento
da tabela periódica
• Em 2002, havia 115 elementos conhecidos.
• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.
• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos
fazer previsões sobre elementos não descobertos?
Tabela Periódica
Dmitri Ivanovich Mendeleyev
Henry Moseley
O desenvolvimento
da tabela periódica
• Ordenar os elementos de modo que reflitam as tendências nas
propriedades químicas e físicas.
• A primeira tentativa (Mendeleyev e Meyer) ordenou os elementos
em ordem crescente de massa atômica.
• Faltaram alguns elementos nesse esquema.
Exemplo: em 1871, Mendeleyev observou que a posição mais
adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou
um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de
propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As
propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev.
Configurações eletrônicas
e a tabela periódica
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A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as
configurações eletrônicas.
O número do periodo é o valor de n.
Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.
Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Configurações eletrônicas
e a tabela periódica
Configurações eletrônicas
Configurações eletrônica condensadas
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O neônio tem o subnível 2p completo.
O sódio marca o início de um novo período.
Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o
sódio como
Na: [Ne] 3s1
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[Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Configurações eletrônicas
Metais de transição
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Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos.
Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p
começam a ser preenchidos.
Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são
os elétrons de valência.
Configurações eletrônicas
Lantanídeos e actinídeos
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Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.
Observe: La: [Kr]6s25d14f1
Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são
chamados lantanídeos ou elementos terras raras.
Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são
chamados actinídeos.
A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.
As propriedades periódicas
TAMANHO DOS ÁTOMOS
• Considere uma molécula
diatômica simples.
• A distância entre os dois núcleos é
denominada distância de ligação.
• Se os dois átomos que formam a
molécula são os mesmos, metade
da distância de ligação é
denominada raio covalente do
átomo.
Carga nuclear efetiva
Carga nuclear efetiva
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um
átomo polieletrônico.
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao
efeito dos elétrons internos.
• Uma boa aproximação para o cálculo da Carga Nuclear Efetiva
pode ser: Z eff = Z − S com S sendo o número de elétrons internos,
ou da camada de blindagem.
Tamanho dos átomos
e dos íons
Tendências periódicas
nos raios atômicos
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as
propriedades dos elementos variam periodicamente.
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela
periódica.
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se
menores.
Existem dois fatores agindo:
• Número quântico principal, n, e
• a carga nuclear efetiva, Zef.
Tamanho dos átomos
e dos íons
Tendências periódicas
nos raios atômicos
• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos
em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo
aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.
• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons
mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear
aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os
elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico
diminua.
Energia de ionização
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia
necessária para remover um elétron de um átomo gasoso, isolado e
em seu estado fundamental:
Na(g) → Na+(g) + e-.
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para
remover um elétron de um íon gasoso:
Na+(g) → Na2+(g) + e-.
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se
remover o elétron.
Energia de ionização
Variações nas energias de
ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um
elétron mais interno é removido.
Energia de ionização
Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao
descermos em um grupo.
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do
orbital mais volumoso.
• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período.
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil
remover um elétron.
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto
elétron p.
Energia de ionização
Configurações eletrônicas de íons
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com
o maior número quântico principal, n:
Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2)
Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5)
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo
valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6)
Afinidades eletrônicas
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo
gasoso,isolado e em seu estado fundamental ganha um elétron para
formar um íon gasoso:
Cl(g) + e- → Cl-(g)
• A afinidade eletrônica, na grande maioria dos cados é exotérmica
(reação acima), um exemplo de processo endotérmico é:
Ar(g) + e- → Ar-(g)
Afinidades eletrônicas
Tamanho dos íons
Tendências nos tamanhos dos íons
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto
iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de
elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do
que os átomos que lhes dão origem.
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são
maiores do que os átomos que lhe dão origem.
Tamanho dos íons
Tendências dos tamanhos dos íons
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida
que descemos em um grupo na tabela periódica.
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo
número de elétrons.
•Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os
íons tornam-se menores :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+