Estrutura atômica

Estrutura Atômica

QUÍMICA GERALQUÍMICA GERAL

Escola Superior de Tecnologia

Introdução

John Dalton (1808) propôs a Teoria Atômica. De acordo com Dalton, a matéria

é constituída de partículas minúsculas chamadas átomos. O átomo é a menor

partícula de um elemento que participa em uma reação química. Átomos são

indivisíveis e não podem ser criados ou destruídos. Além disso, átomos de um

mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos.

J. J. Thomson (1897) descobriu os elétrons em experimentos do Raio Catodo.

Para Thomson, os átomos são divisíveis. Átomo contêm minúsculas partículas

com carga negativa chamadas elétrons.

E. Goldstein (1900) descobriu os prótons em experimentos do Raio Anodo. De

acordo com Goldstein, os átomos contém minúsculas partículas com carga

positiva chamadas prótons. Como os átomos contém partículas negativas, eles

devem conter partículas positivas para que sejam eletricamente neutros.

Teoria Atômica

E. Rutherford (1911) descobriu o núcleo e propôs a base para a estrutura

atômica moderna através de seu experimento do desvio da partícula alfa. Para

Rutherford, os átomos são compostos de duas partes: o núcleo e a parte extra-

nuclear. Seus experimentos provaram que o átomo é amplamente vazui e que

possui um corpo altamente carregado positivamente em seu centro chamado

núcleo. O núcleo central é carregado positivamente e os elétrons, com carga

negativa, revolvem ao redor do núcleo.

James Chadwick (1932) descobriu os nêutrons. Para Chadwick, os átomos

contêm partículas neutras chamadas nêutrons em seus núcleos juntamente com as

partículas subatômicas (i.e., elétrons e prótons).

N. Bohr (1940) propôs o conceito moderno do modelo atômico. Para Bohr, o

átomo é feito de um núcleo central contendo prótons (com carga positiva) e

nêutrons (sem carga). Os elétrons (com carga negativa) revolvem ao redor do

núcleo em diferentes trajetórias imaginárias chamadas órbitas.

A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o átomo de hidrogênio,

mas apresentou-se inadequada para esclarecer os espectros atômicos de outros

átomos com dois ou mais elétrons.

Até 1900 tinha-se a idéia de que a luz possuía caráter de onda. A partir dos

trabalhos realizados por Planck e Einstein, este último propôs que a luz seria

formada por partículas-onda, ou seja, segundo a mecânica quântica, as ondas

eletromagnéticas podem mostrar algumas das propriedades características de

partículas e vice-versa. A natureza dualística onda-partícula passou a ser aceita

universalmente.

Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elétrons, até então considerados

partículas típicas, possuiriam propriedades semelhantes às ondas.

A todo elétron em movimento está associada uma onda característica (Princípio

da Dualidade)

Modelo Atômico Atual

Ora, se um elétron se comporta como onda, como é possível especificar a

posição de uma onda em um dado instante? Podemos determinar seu

comprimento de onda, sua energia, e mesmo a sua amplitude, porém não há

possibilidade de dizer exatamente onde está o elétron.

Além disso, considerando-se o elétron uma partícula, esta é tão pequena

que, se tentássemos determinar sua posição e velocidade num determinado

instante, os próprios instrumentos de medição iriam alterar essas

determinações. Assim, Heisenberg enunciou o chamado Princípio da

Incerteza:

Não é possível determinar a velocidade e a posição de um elétron,

simultaneamente, num mesmo instante.


• Em 1926, Erwin Schrödinger, devido à impossibilidade de calcular a

posição exata de um elétron na eletrosfera, desenvolveu uma equação

de ondas (equação muito complexa, envolvendo cálculo avançado, e

não tentaremos desenvolvê-la aqui), que permitia determinar a

probabilidade de encontrarmos o elétron numa dada região do espaço.

• Assim, temos que a região do espaço onde é máxima a probabilidade

de encontrarmos o elétron é chamada de orbital.


• 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.

• O orbital é a região do espaço onde é grande a probabilidade de

se encontrar um elétron de determinada energia.

• Os números quânticos são usados para definir os estados de

energia e os orbitais disponíveis para o elétron.

Orbitais e números quânticos

ψψ EEm

hzypx =

+∨− ,,

22

2

Os quatro números quânticos são:• Numero quântico principal, n – define a energia (E) do átomo, ou seja,

a camada em que o elétron se encontra. O número do período é o valor

de n, que é também a medida do tamanho de um orbital: quanto maior o

valor maior é o orbital do elétron.

• Número quântico do momento angular orbital, l – especifica a

subcamada, onde o elétron se encontra e assim a forma do orbital. Pode

apresentar valores inteiros de 0 até n-1. As subcamadas

Números QuânticosNúmeros Quânticos

subcamada Valor de l

s 0

p 1

d 2

f 3

• Numero quântico magnético orbital, ml – o valor de ml depende de l

e pode assumir valores de –l a +l. O numero de valores de ml para uma

determinada subcamada é igual 2l +1 e especifica o número de orbitais

na subcamada.


subcamada Valor de l ml (número de orbitais)

s 0 1

p 1 3

d 2 5

f 3 7

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.

Representação dos orbitais

A forma radial dos orbitais hidrogenóides

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.

• 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, isso significa que

embora um elétron em um orbital s possa ser encontrado no

núcleo, um elétron em qualquer outro tipo de orbital não será

encontrado lá.

Orbitais p

(a) Distribuição de densidade eletrônica de um orbital 2p.(b) Representações dos três orbitais p. Cada orbital tem um plano

nodal passando pelo núcleo. Observe que o índice inferior nos símbolos dos orbitais indica o eixo ao longo do qual o orbital se encontra.

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.

• 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.

Orbitais d

Quatro dos orbitais têm dois planos nodais perpendiculares que se cruzam em uma linha que passa pelo núcleo. No orbital dz2, a superfície nodal forma dois cones que se encontram no núcleo

Orbitais f

Uma representação das superfícies-limite dos orbitais f.A superfície-limite de um orbital indica a região dentro da qual o elétron é mais facilmente encontrado; orbitais com o número quântico l possuem l planos nodais

• Cientistas observaram que o elétron comporta-se como se

fosse uma esfera minúscula rodando em torno de seu próprio

eixo – chamado spin eletrônico

• Com isso surgiu um novo número quântico, o número

quântico de spin magnético, ms - pode assumir somente dois

valores +½ e -½.

• Podemos caracterizar estes dois estados de spin como a

rotação de um elétron em seu próprio eixo em dois sentidos

opostos.

• Os dois estados são freqüentemente representados por duas

setas ou pelas letras gregas α e β

+½ ou α

-½ ou β

4. número quântico de spin magnético, ms


• A cada elétron em um átomo pode-se atribuir os valores dos

4 números quânticos (n, l, ml, e ms). Ao especificar estes

valores determina-se a camada, a subcamada, o orbital e o

spin do elétron.

• De acordo com o princípio de exclusão de Pauli, não pode

existir em um átomo dois elétrons que tenham o mesmo

conjunto de número quânticos, isto é, um orbital pode ter

apenas 2 elétrons.


O princípio do preenchimento

• Chamado também de princípio Aufbau é um procedimento

que permite a elaboração de configurações aceitáveis para o

estado fundamental – configuração eletrônica.• 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 (mesma energia), os elétrons

preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer

orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).

O princípio do preenchimento

Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas

Diagrama de Linus Pauling

•O átomo do estado fundamental, isolado ou

neutro, apresenta os seus elétrons em

ordem crescente de energia, ou seja, os

elétrons ocupam primeiramente os subníveis

de menor energia. s < p < d< f

•A ordem crescente de energia dos

subníveis pode ser obtida através do

diagrama de Linus Pauling.


Ordem de energia das subcamadas e

atribuição dos elétrons

Os elétrons são atribuídos as

subcamadas em ordem crescente do

valor de “n+l”.

•As subcamadas com o mesmo valor de

“n+l” os elétrons são atribuídos primeiro a

subcamada com menor valor de n.


Ordem de energia das subcamadas e

atribuição dos elétrons

Exemplos:

• 2s (n+l = 2+0=2) e 2p (n+l = 2+1= 3). Os

elétrons são atribuídos primeiro a subcamada

2s e depois a 2p, ou seja, a energia da

subcamada 2s<2p.

•3s (n+l = 3+0=3), 3p (n+l = 3+1= 4) e 3d

(n+l = 3+2= 5). Os elétrons são atribuídos as

subcamadas na seguinte ordem de energias:

3s<3p<3d

•Os elétrons preenchem a subcamada 4s (n+l

= 4+0= 4) antes de preencher a subcamada 3d

(n+l = 3+2=5)

Orbitais e suas energias

• O neônio tem o subnível 2p completo. (Z = 10)

• O sódio marca o início de um novo período. (Z = 11)

• 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 eletrônica condensadas

Exemplos

• N (Z=7)

• Na (Z=11)

• Si (Z= 14)

• Ar (Z = 18)

• Ne (Z=10)

♦ A forma moderna da tabela periódica reflete a estrutura

eletrônica fundamental dos elementos.

♦ O número do período é o valor de n.

♦ As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (numeradas

de 1A a 8A ou de 1 a 18 (IUPAC)). Estão relacionados ao

número de elétrons na camada de valência do átomo.

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

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

♦ Os elementos dos grupos 1-2, 13-18 são chamados de elementos

representativos e compreendem todos os elementos dos blocos s

e p, ou seja, os elétrons de valência se encontram nos orbitais s e

p.

Configurações eletrônicas e a tabela periódica

♦ Os grupos 3B - 2B (3-12) têm o orbital d preenchido. Os

elementos destes grupos são chamados de elementos de

transição, esses englobam os blocos 3d, 4d, 5d e 6d.

♦ lantanídeos (4f) e os actinídeos (5 f) têm o orbital f preenchido.

Eles se localizam no 6o e 7o períodos da tabela periódica e são

chamados de elementos de transição interna.


● A tabela periódica é utilizada para organizar os 118 elementos de modo

significativo.

● Como consequência dessa organização, existem propriedades periódicas

associadas à tabela periódica.

• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais.

• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um grupo

• Grupo 1 (1A): Metais alcalinos (ns1)

• Grupo 2 (2A): Metais alcalinos terrosos (ns2)

• Grupo 3 (3A): Grupo do Boro (ns2 np1)

• Grupo 4 (4A): Grupo do carbono (ns2 np2)

• Grupo 5 (5A): Grupo do Nitrogênio (ns2 np3)

• Grupo 6A: Calcogênios (ns2 np4)

• Grupo 7A: Halogênios (ns2 np5)

• Grupo 8A: Gases nobres (ns2 np6)

Classificação dos ElementosClassificação dos Elementos

Os elementos na tabela periódica podem ser classificados ainda como:

• Metais – são bons condutores de eletricidade e calor, dúcteis (podem

ser transformados em fios), maleáveis (podem ser transformados em

folhas finas), duros e tenazes.

• Semi-metais – apresentam propriedades intermediárias entre os metais

e não-metais. São eles: Boro (B), Silício (Si), Germânio (Ge), Antimônio

(Sb), telúrio (Te), Polônio (Po) e Arsênio (As).

• Não-metais – são maus condutores de eletricidade e calor.

Qual é a configuração do estado fundamental esperada para cada

um dos seguintes elementos. Usando essas informações, Localizem

esses elementos na tabela periódica.

a) titânio (Z=22) b) estrôncio (Z=38) c) tálio (Z=81);

d) Arsênio (Z=33) e) Níquel (Z=28); f) rubídio (Z=37)

Praticando

Praticando

As seguintes configurações de camada de valência são possíveis para um átomo neutro. Qual é o elemento e qual é a configuração que representa o estado fundamental?

Explique de modo simplificado por que cada um dos seguintes conjuntos de

números quânticos não é possível para um elétron em um átomo. Em cada caso,

altere o(s) valores incorreto(s) para obter um conjunto válido.

a) n = 4, l = 2, ml = 0, ms = 0

b) n = 3, l = 1, ml = -3, ms = -1/2

c) n = 3, l = 3, ml =-1, ms = +1/2

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