Aula 3
Estrutura Atômica – cont…
cont
Tabela Periódica
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
• Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e
partícula.
tí l
• A resolução da equação leva às funções de onda.
• A ffunção dde onda
d ffornece o contorno ddo orbital
bi l eletrônico.
l ô i
• O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se
encontrar
t o elétron,
lét
isto
i t é,
é dá a densidade
d id d eletrônica
l t ô i para o átomo.
át
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
•
•
•
Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de
onda
d e as energias
i para as funções
f õ de
d onda.
d
Chamamos as funções de onda de orbitais.
A equação
ã de
d S
Schrödinger
h ödi
necessita
i de
d três
ê números
ú
quânticos:
â i
1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr.
T valores
Tem
l
n=1,
1 2,
2 3,
3 4,
4 …
Representa fisicamente o nível (camada) principal em que o
elétron se encontra.
encontra
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
2. O número quântico azimutal, l.
Podem
d assumir
i os valores:
l
l = 0, 1, 2, 3, (n-1)
( )
Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d, f )
Representam fisicamente o sub-nível do elétron e sua forma
geométrica no espaço.
3 O número
3.
ú
quântico
â ti magnético,
éti m.
Tem os valores: m = -l , 0 , +l
Representa fisicamente a orientação espacial do orbital do
elétron, a quantidade de valores possíveis para l determina o
número de orbitais existentes em um sub-nível
sub nível l.
l
Mecânica quântica e
orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Representações orbitias
Orbitais s
•
•
•
•
•
•
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.
Em um nó, Ψ2 = 0
Para um orbital s, o número de nós é n-1.
Representações orbitias
Representações orbitias
Orbitais p
•
•
•
•
•
•
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.
A lletras correspondem
As
d aos valores
l
permitidos
i id de
d m, -1,
1 0,
0 e +1.
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
•
•
•
•
•
Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.
Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos
x-, y- e z.
D i dos
Dois
d orbitais
bi i d se encontram em um plano
l
alinhado
li h d ao longo
l
dos eixos x-, y- e z.
Q t ddos orbitais
Quatro
bit i d têm
tê quatro
t lóbulos
lób l cada.
d
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
Átomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
•
O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha
como um par de
d li
linhas
h minimamente
i i
t espaçado.
d
•
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 de um mesmo
átomo 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
ú
quânticos
â i
iguais,
i i poderá
d á ter no máximo
á i
dois
d i elétrons.
lé
Configurações eletrônicas
R
Regra
d
de Hund
H d
•
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)
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
g
115 elementos diferentes de forma qque ppossamos
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
•
•
•
•
•
•
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
C fi
Configurações
õ eletrônica
l t ô i condensadas
d
d
•
•
•
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
•
•
•
[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
M t i de
Metais
d transição
t
i ã
•
•
•
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
L t íd
Lantanídeos
e actinídeos
ti íd
•
•
•
•
•
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
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 p
propriedades
p
periódicas
p
TAMANHO DOS ÁTOMOS
• C
Considere
id uma molécula
lé l
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
d
denominada
i d raio
i covalente
l t do
d
átomo.
Carga nuclear efetiva
Carga nuclear efetiva
• A carga nuclear efetiva é a carga “sentida”
sentida 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
p
ç para
p o cálculo da Carga
g 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
i d d dos
d elementos
l
variam
i periodicamente.
i di
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela
periódica.
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
• A
Ao llongo dos
d períodos
í d da
d tabela
b l periódica,
iódi os átomos
á
tornam-se
menores.
Existem dois fatores agindo:
• Número quântico principal, n, e a carga nuclear efetiva, Zef.
Tamanho dos átomos
e dos íons
Tendências
T
dê i periódicas
iódi
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,
aumenta.
Consequentemente o raio atômico aumenta.
aumenta
• Ao longo de um período na tabela periódica,
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
lé
mais
i externos. Essa
E atração
ã faz
f com que o raio
i atômico
ô i
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
t d fundamental:
f d
t l
Na(g) → Na+(g) + e-.
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para
remover um elétron
lét
de
d um íon
í gasoso:
Na+(g) → Na2+(g) + e-.
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se
remover o elétron.
lé
Energia de ionização
Variações nas energias de
i i
ionização
ã sucessivas
i
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um
elétron mais interno é removido.
removido
Energia de ionização
Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.
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, Zeff aumenta. Consequentemente, fica mais difícil
remover um elétron.
• São duas as exceções:
ç
a remoção
ç do primeiro
p
elétron p e a remoção
ç do quarto
q
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 casos é exotérmica
(reação acima), um exemplo de processo endotérmico é:
Ar(g) + e- → Ar-(g)
Afinidades eletrônicas
Tamanho dos íons
T dê i nos tamanhos
Tendências
t
h dos
d íons
í
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto
iô i
iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de
elétrons e dos orbitais que
q e contenham os elétrons de valência.
alência
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do
que os átomos que lhes dão origem.
origem
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são
maiores do que os átomos que lhe dão origem.
origem
Tamanho dos íons
T dê i dos
Tendências
d tamanhos
t
h dos
d íons
í
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que
d
descemos
em um grupo na tabela
t b l periódica.
iódi
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo
número de elétrons.
elétrons
•Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os
íons tornam-se
tornam se menores :
2 > F- > Na
O2N + > Mg
M 2+ > Al3+
Exercício