ESTRUTURA ATÔMICA

Átomo nuclear: Modelo de Rutherford

ZXANúmero de Massa

Número Atômico

RADIOATIVIDADE

ESTRUTURA ATÔMICA

• Distribuição dos elétrons em torno do núcleo

• Energia dos elétrons

Até 1913 trabalho volumoso experimental para medir as freqüências em que a luz poderia ser absorvida ou emitida por

átomos

Esforços centralizados em torno do átomo de Hidrogênio

Natureza ondulatória da luz

Natureza ondulatória da luz

Natureza ondulatória da luz

Natureza ondulatória da luz

ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS

E = hν

ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS

ENERGIA DO FÓTON:

ESPECTRO CONTÍNUO

ESPECTROS DE LINHASESPECTROS DE LINHAS

RAIAS ESPECTRAIS DO HIDROGÊNIO

Conjunto de linhas ( séries convergentes):

Série de Lyman (UV)

Série de Balmer (VIS)

Dados ficaram sem explicação

Átomo de Bohr (1913)

Elétrons moveriam-se em torno do núcleo (prótons) em órbitas estacionárias com raios definidos e que o momento angular (mvr) do elétron seria quantizado.

En = - 2π2me4Z2

h2n2

ZH = 1

- O espectros de átomos com mais de um elétron não podem ser calculados com exatidão.

O modelo de Bohr

FÓTONS:

IV

VISÍVEL

ULTRAVIOLETA

ESPECTROS DE LINHASESPECTROS DE LINHAS

• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.

• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou (1924):

• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é uma propriedade ondulatória.

• De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos.

mvh=λ

MODELO ATUAL

MODELO ATUAL

- Experimento de difração de luz

- Comportamento ondulatório

- Interferência construtiva = claro (ondas em fase)

- Interferência destrutiva = escuro (ondas totalmente fora de fase.

INTERFERÊNCIA : ONDAS NA SUPERFÍCIE DA ÁGUA

MODELO ATUAL

Experimento de difração de Elétrons

O Princípio de Incerteza

• O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente.

• Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente.

• Se ∆x é a incerteza da posição e ∆mv é a incerteza do momento, então:

π≥∆∆

4·

hmvx

• Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula.

Modelo Atual

Função de onda

Equação diferencial – múltiplas respostas

Onde V é a energia potencial do elétron no campo do núcleo, e E é a energia total

Esta equação é resolvida para o átomo de hidrogênio num sistema de três dimensões (números quânticos)

•A resolução da equação leva às funções de onda.

•A resolução da função de onda fornece o contorno do orbital atômico.

•O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.

Orbital é a região de probabilidade máxima de se encontrar o e-.

A função de onda contém uma informação dinâmica acerca do elétron

A probabilidade de encontra o e em um dado lugar é proporcional ao quadrado da função de onda em um ponto, Ψ2

Densidade de probabilidade

Probabilidade de encontrar um e num dado volume

Para facilitar a resolução da Função de onda podemos utilizar as coordenadas polares ao invés das cartesianas

Distribuição dos elétrons no átomo com a função de onda

4 dimensões

A energia potencial do elétron no campo do núcleo é esfericamente simétrica, ou seja, proporcional a Z/r

e independe da orientação do núcleo

Podemos dividir a função de onda em duas partes:

Ψn,l,ml (r,θ,φ) = R (r).Θ(θ).Φ(φ)

Função radial Função angular

Modelo Atual

Orbitais e números quânticos

• 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.

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

Orbitais e números quânticos

Outra grandeza importante:

Função de distribuição radial

Dá a probabilidade de se ter um elétron a uma dada distância do núcleo sem consideração da direção (r2R2)

1s

a0= 0,529Å – raio de Bohr

r max= a0/Z

a0= ε0ħ2πmee2

Orbitais G

A ordem dos orbitais depende fortemente do número de elétrons do átomo

Os efeitos de penetração são mais pronunciados para os elétrons 4s no K e no Ca

Energia do 4s< 3d

Do Sc ao Zn os orbitais 3d apresentam energias próximas mas menores que as do 4s

Do Ga (Z=31) em diante os 3d possuem energias menores que o 4s

Princípio de Aufbau

• Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau.

• À medida que n aumenta, o espaçamento

entre os níveis de energia torna-se menor.

• Há problemas de penetração e

blindagem

• 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.

• Dentro de um nível energético a energia dos orbitais

aumenta na ordem ns<np<nd<nf

• Ocorrem modificações na ordem de

ocupação para orbitais d e f

• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.

• O número do periodo é o valor de n.

• Os grupos 1 e 2 (1A e 2A) têm o orbital s preenchido.

• Os grupos de 13 a 18 (3A a 8A) têm o orbital p preenchido.

• Os grupos de 3 a 12 (3B a 2B) têm o orbital d preenchido.

• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

Configurações eletrônicas Configurações eletrônicas e a tabela periódicae a tabela periódica

Configurações eletrônicas Configurações eletrônicas e a tabela periódicae a tabela periódica

Configurações eletrônica condensadas

• 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 eletrônicasConfigurações eletrônicas

Orbitais e números quânticos

• 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.

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

Orbitais e números quânticos

Spin eletrônico e o princípio

da exclusão de Pauli

• 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.

Configurações Configurações eletrônicaseletrônicas

Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli

• Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número quântico de SPIN = ± 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.

Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli

Regra de Hund

• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento estão localizados.

• Três regras:- Os orbitais são organizados 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).

Metais de transição

• Depois do Ca, os orbitais d começam a ser preenchidos.

• Ex.: Sc: [Ar] 3d1 4s2 a Zn: [Ar] 3d10 4s2

• Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser preenchidos.

• Ex.: Ga: [Ar] 3d10 4s2 4p1

• Nos Metais de transição os elétrons d são elétrons de valência.

Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas

Lantanídeos e actinídeos

• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.• Observe: Ce: [Kr] 4f15d16s2

• Os elementos de Ce a Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras raras.

• Os elementos de Th a Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos.

• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.

Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas

Propriedades Atômicas

Algumas propriedades características dos átomos como tamanho, energia associada a remoção e adição de elétrons mostram variações periódicas com o número atômico

O conhecimento destas variações permite organizar as observações e predizer o comportamento

químico e estrutural

PROPRIEDADES PERIÓDICASPROPRIEDADES PERIÓDICAS

Configurações eletrônicas Configurações eletrônicas e a tabela periódicae a tabela periódica

Raio Atômico

Raio metálico: metade da distância experimental determinada entre os núcleos dos átomos vizinhos mais próximos em um sólido

Tamanho de átomos e íons: considerações geométricas são muito importantes para estruturas de sólidos e moléculas

individuais e formação de íons

Raio covalente: metade da separação de átomos vizinhos de um mesmo elemento em uma molécula

Raio iônico: a distância entre os núcleos de cátions e ânions que estão vizinhos

Raios atômicos aumentam à medida que se desce em um grupo (aumenta n) e decrescem ao longo de um período

devido ao efeito de carga nuclear

• Os elétrons são atraídos pelo núcleo, mas são repelidos pelos outros elétrons, que também os protegem (blindam) da carga nuclear.

• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos.

Zef = Z - S (Blindagem)

• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zef) diminui.

• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.

Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva

Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva

A ordem dos orbitais depende fortemente do número de elétrons do átomo

Os efeitos de penetração são mais pronunciados para os elétrons 4s no K e no Ca

Energia do 4s< 3d

Do Sc ao Zn os orbitais 3d apresentam energias próximas mas menores que as do 4s

Do Ga (Z=31) em diante os 3d possuem energias menores que o 4s

Energia de Ionização (EI)

Definição: Energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado em fase gasosa

A(g) → A+(g) + e-

(g)

É expressa em elétron-volts (ev), onde 1ev = 96,485 kJ/mol e é sempre positiva (endotérmica)

É possível remover mais que um elétron, tendo assim a 1a, 2a, 3a e 4a energia de ionização (potencial de ionização)

Tendências gerais:

Quanto maior n, menor a EI (efeitos de tamanho e blindagem)

No período a EI aumenta a medida que n aumenta (carga nuclear)

O máximo ocorre nos gases nobres e o mínimo nos metais alcalinos: Gases nobres a camada é fechada, os elétrons estão fortemente presos ao núcleo (átomos pouco reativos), carga nuclear efetiva alta. Os metais alcalinos possuem um elétron que está muito blindado, fora da configuração de gás nobre, sendo fácil removê-lo. Quando caminhamos no período, a carga nuclear aumenta de uma unidade, mas o elétron extra só blinda parcialmente os outros da ação deste aumento, então a EI, geralmente, aumenta no período.

Aumento da EI no período não é uniforme, pois temos dois problemas:

•EI diminui da configuração ns2 para ns2p1: orbital p menos penetrante que s.

•EI diminui da configuração ns2p3 para ns2p4 : configuração esférica X repulsão.

A EI diminui quando se passa de um gás nobre para o metal alcalino seguinte: A carga nuclear efetiva diminui. A distância média em relação ao núcleo de um elétron varia com “n”, sendo que esta distância é diretamente proporcional a “n” .

Orbitais s e p:

•Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido (diminuição de “n” e grande aumento da carga nuclear efetiva).

Afinidade Eletrônica (AE)

Definição: é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso

A(g) + e-(g)→ A-

(g)

Pode ser exotérmica ou endotérmica

Um elemento possui uma alta afinidade eletrônica se o elétron adicional pode entrar numa camada onde ele experimenta uma

carga nuclear efetiva forte (F, O, N e Cl)

Segue a tendência da energia de ionização