QUÍMICA GERAL

Prof. Sérgio Pezzin

ESTRUTURA ATÔMICAPARTE 2

ORBITAIS ATÔMICOS

• São funções de onda de elétrons em átomos.

soluções da equação de Schrödinger !

• 2 fornece a densidade de probabilidade.

Se imaginamos uma nuvem centrada no núcleo, regiões mais densas da nuvem representam locais onde a probabilidade de se encontrar o elétron é maior.

ORBITAIS ATÔMICOS

Coordenadas esféricas polares

(r,,) = R(r) Y(,)

R(r) = função de onda radial

Y(,) = função de onda angular

ORBITAIS ATÔMICOS

Estado fundamental do hidrogênio

ao = Raio de Bohr = 52,9 pm

ORBITAIS ATÔMICOS

• A função de onda é especificada por três números quânticos:

- Número quântico principal: especifica a energia do orbital

- Número quântico de momento angular: subcamadas

- Número quântico magnético: orbitais individuais

ORBITAIS ATÔMICOS

Orbital 1 s

Nuvem

eletrônica

Probabilidade

Estado fundamental

ORBITAIS ATÔMICOS

Avaliando as probabilidades relativas de encontrar uma partícula:

Qual é a probabilidade de encontrar o elétron em uma pequena região a uma distância ao do núcleo, relativamente à probabilidade de encontrá-lo na mesma pequena região no núcleo ?

ORBITAIS ATÔMICOS

A função de onda radial

ORBITAIS ATÔMICOS

A função de onda radial

ORBITAIS ATÔMICOS

A função de onda angular

Orbitais np, ℓ = 1

ORBITAIS ATÔMICOS

A função de onda angular

Orbitais d, n > 2, ℓ = 2

ORBITAIS ATÔMICOS

A função de onda angular

Orbitais f, n > 3, ℓ = 3

ORBITAIS ATÔMICOS

Orbitais com n = 4

SPIN ELETRÔNICO

• O modelo de Schrödinger não consegue predizer exatamente as linhas espectrais do hidrogênio.

• Goudsmit & Uhlenbeck (1925) propuseram que elétron se comporta como uma esfera em rotação (spin).

SPIN ELETRÔNICO

• Número quântico de spin

SPIN ELETRÔNICO

• Prova experimental

ESTRUTURA ELETRÔNICA DO HIDROGÊNIO

ESTRUTURA ELETRÔNICA DE ÁTOMOS COM MUITOS ELÉTRONS

•A energia potencial contém termos e-e, e-n

•É impossível resolver exatamente a equação de Schrödinger baseada nesta energia potencial, mas soluções numéricas altamente precisas podem ser obtidas pelo uso de computadores.

ENERGIAS DOS ORBITAIS

Qual a razão para esta diferença de energia ?

ENERGIAS DOS ORBITAIS

•O desdobramento de energia entre sub-camadas vem do balanço de atrações (e-n) e repulsões (e-e) no átomo.

•Efeito de blindagem: cada elétron é blindado em relação à atração total do núcleo pelos outros elétrons do átomo.

CARGA NUCLEAR EFETIVA

•A carga nuclear efetiva, Zef, “sentida” por um elétron é sempre menor que a carga nuclear real, Z.

•Efeito de blindagem da carga nuclear:

s < p < d < f

O PRINCÍPIO DA CONSTRUÇÃO

(AUFBAU)

•A estrutura eletrônica de um átomo é de suma importância para suas propriedades químicas.

•Estado fundamental para um átomo de muitos elétrons Emin

PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULIWolfgang Pauli (1925)

•Não mais que dois elétrons podem ocupar um dado orbital.

•Quando dois elétrons ocupam um orbital, seus spins devem estar emparelhados.

•O conjunto dos quatro números quânticos é único para cada elétron.

PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI

Spins

(a) antiparalelos (emparelhados)

(b) paralelos

DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS

REGRA DE HUND:

•Energia total mais baixa, levando em conta a atração dos elétrons pelo núcleo e a sua repulsão por outro elétron.

•Em um mesmo sub-nível os orbitais são preenchidos de forma a obter o maior número de elétrons desemparelhados.

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

DIAGRAMA DE LINUS PAULING