ESTRUTURA ELETRÔNICA DO ÁTOMO

TEORIA ATÔMICA E A TEORIA QUÂNTICA

• A mecânica clássica falhou ao tentar explicar o elétron.

• o dilema do átomo instável do modelo de Rutherford e o insucesso da física clássica para explicar o comportamento de elétrons em átomos (contradição aparente entre a eletrodinâmica e sua aplicação a elétrons);

• Desenvolve-se então novas leis chamadas de mecânica quântica.

OBSERVA O ÁTOMO ATRAVÉS DAS PROPRIEDADES DA RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA.

Espectroscopia

Produto de campos elétricos e magnéticos oscilantes

CARACTERÍSTICAS DE UMA ONDA

λ – comprimento de onda

A – amplitude C ≈ 3,0 x 108 m-1

(2,998 x 108 m-1)

O número de ciclos por segundo é chamado de frequência ν (nu)

Ν = 1 ciclo . s-1 = 1 Hz

COMPRIMENTO DE ONDA X FREQUÊNCIA = VELOCIDADE DA LUZ

EXEMPLO 1- QUAL O COMPRIMENTO DE ONDA DA LUZ AMARELA COM FREQUÊNCIA DE 5,09 X 10 HZ?

c = νλ → λ = c/ν → λ = 3,0 x108 m.s-1 / 5,09 x 1014 s-1 →

λ = 5,89 x 10-7 m ou 589 nm

Através de estudo sobre o “corpo negro” percebeu-se discrepâncias entre o previsto pela Física Clássica e o observado experimentalmente.

E através de outro experimento que está relacionado com o efeito fotoelétrico.

E = nhν

Energia quantizada

EM 1900 MAX PLANCK FÍSICO ALEMÃO PROPÔS A IDÉIA DE QUANTA.

Pacotes de energia

E = h ν h – Constante de Planck

h = 6,626 x 10 -34 J.s

1- Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha frequência acima de um determinado valor, característico do metal.

2- Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a intensidade da radiação

3- A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a frequência da radiação incidente.

Exemplo 2. A energia de um único fóton de luz azul, de frequência 6,4 x 1014 Hz, é:E = hν → E = (6,626 x 10-34 J.s) x (6,4 x 1014 s-1)

E = 4,2 x 10-19 J.

INTERPRETAÇÃO DE UM FEIXE DE LUZ EM TERMOS DE FÓTONS

Uma lâmpada de descarga de 25 W (1W = 1J.s-1) emite luz amarela de comprimento de onda 580 nm. Quantos fótons de luz amarela são gerados lela lâmpada em 1,0 s?

i- ii-

iii-

iv- iv-

O resultado de N é 7,3x1019 fótons de luz amarela, isto é cerca de 1020 fótons, um número muito grande como o esperado.

ESTUDOS DA RADIAÇÃO DO CORPO NEGRO COMPROVAM A HIPÓTESE DE PLANCK DA QUANTIZAÇÃO DA RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA.

O efeito fotoelétrico evidencia a natureza de partícula bem como a difração evidencia a

sua natureza ondulatória.

DUALIDADE ONDA-PARTÍCULA DA MATÉRIA Louis de Broglie utilizou as equações de Einstein

para descrever o fóton e rearranjou-os de modo a poder escrever, o seguinte resultado:

p – momento linear de uma partícula

QUAL SERÁ O COMPRIMENTO DE ONDA DE UM PRÓTON QUE SE MOVE A 1/100 DA VELOCIDADE DA LUZ?

λ = 1,32 x 10-13 m, ou seja, 0,132 pm

?

PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEIZEMBERG

Não é possível determinar com precisão o momento e nem a posição do elétron, simultaneamente.

ħ = 1,05457 x 10-34 J.s

FUNÇÕES DE ONDA E NÍVEIS DE ENERGIA

Um dos primeiros a formular uma teoria bem sucedida foi o cientista austríaco Erwin Schrödinger, em 1927.

ESPECTRO ATÔMICO E NÍVEIS DE ENERGIA

O espectro observado por Bohr para o átomo de hidrogênio, é considerado como transições em níveis discretos de energia.

E2 > E1

Essa diferença de energia entre os dois níveis, é chamada de, condições de frequência de Bohr.

Constante de Rydberg n1 = 1,2,... n2 = n1 + 1, n1 + 2, ...

Visualizar as propriedades ondulatórias com o modelo nuclear do átomo.

Para o átomo de hidrogênio, o estado de energia mais baixo é -hR. Sendo que n é definido como número quântico principal.

ORBITAIS ATÔMICOS

As soluções matemáticas da equação de Schrödinger, são muito complexas.

Por isso vamos nos limitar aqui apenas a verificar os resultados por ela obtido.

(x,y,z) (r,,) coordenadas polares

A partir de então pode-se definir um conjunto de números para determinar o nível de energia dos elétrons. Esse conjunto de números são denominados: Números Quânticos.

(x,y,z) (r,,) coordenadas polares

NÚMEROS QUÂNTICOS

1º) Número quântico principal “n”

2º) Número quântico azimutal ou secundário “l”

São números que nos permitem localizar um elétron em um átomo.

Indica o níveln: 1

À medida que “n” aumenta, o orbital torna-se maior, e o elétron se distancia mais do núcleo.

Indica o subnível e conseqüentemente o formato do orbital

l: 0 n – 1, para cada valor de n.

L = 0 1 2 3 4 5 ... S P D F G H ...

3º) Número quântico “ml” ou magnéticoIndica o orbital em que está o e- .

4º) Número quântico “ms” ou magnético de spin.

Indica a orientação do elétron no orbital.

m: - L + L

ms: - ½ ou + ½

REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS

Orbitais “s”• É o orbital de mais baixa energia • Os orbitais “s” têm o mesmo formato (esférico), mas diferem no tamanho e na densidade eletrônica.

Orbitais “p” Formato helicoidal ou halteres, com 2 lóbulos. A densidade eletrônica está distribuída em duas

regiões separadas por um nó ou núcleo. Possuem o mesmo tamanho e forma. Diferem quanto à orientação espacial.

Orbitais “d” Encontrados a partir do 3º nível (no caso “d”) Formato de trevo de 4 folhas, exceto um bilobulado. Os diferentes orbitais “d”, em determinado nível, têm

diferentes formatos e orientação no espaço como mostrado na figura.

Orbitais “f” Quando “n” é maior ou igual a 4, existem 7 orbitais

“f” equivalentes (para L = 3).

ÁTOMOS POLIELETRÔNICOS

Análise da estrutura eletrônica de átomos com dois ou mais elétrons.

Os orbitais atômicos são semelhantes aos do átomo do hidrogênio.

A presença de mais elétrons muda bastante as energias dos orbitais.

Repulsão elétron-elétron Diferentes subníveis estão em diferentes níveis de

energia, diferentemente do hidrogênio.

DIAGRAMA DE LINUS PAULING

PRINCÍPIOS DE PAULI

Princípio da exclusão“Dois elétrons em um átomo não podem ter os quatro números quânticos iguais”. Um orbital comporta no máximo 2 elétrons, e

mesmo assim, com spins contrários. A atração magnética compensa a repulsão

eletrostática dos elétrons, mantendo-os em equilíbrio.

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

Regra de Hund:“Ao preencher um subnível, o número de elétrons desemparelhados deve ser máximo, e sempre na mesma ordem de spin”. Isso ocorre porque os elétrons sempre procuram o estado mais estável, ou seja, menos energético.

Na 1s2 2s2 2p6

3s1 Indica o nívelIndica o

subnívelIndica o nº de elétrons no

subnível

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA

Os elementos de uma mesma família ou coluna possuem propriedades químicas semelhantes.

Os elementos cuja configuração termina em “s” ou “p” pertencem às famílias A.

O nº de e- na última camada desses elementos corresponde ao número da família.

Esses elementos são chamados de característicos, normais, típicos ou representativos .

A disposição é a seguinte:

1 A – Metais alcalinos (s1)2 A – Metais alcalino-terrosos (s2)3 A – Família do Boro (s2 p1)4 A – Família do Carbono (s2 p2)5 A – Família do Nitrogênio (s2 p3)6 A – Família dos Calcogênios (s2 p4)7 A – Família dos Halogênios (s2 p5)8 A – Família dos Gases Nobres (s2 p6)

Os elementos cuja configuração termina em “d” pertencem às famílias “B” (metais de transição externa).

d1 - 3B

d² - 4B

d³ - 5Bd5 - 6B e 7B

d6 , d7 , d8 - 8Bd10 - 1B e 2B

Os elementos de configuração eletrônica terminando em “f” pertencem à família 3B.

Esses elementos são mostrados à parte na tabela periódica.

São chamados de metais de transição internaDisposição:

4f : Lantanídeos ou Terras raras5f : Actinídeos

Quando adicionamos ou retiramos elétrons de um átomo, fazemo-lo na última camada.

Os subníveis d4 e d9 são menos estáveis do que d5 e d10, portanto, uma configuração eletrônica de átomo neutro que obedece à ordem crescente de energia não terminará em d4 e d9 .

Exemplo:

29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9

= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

d 9 =

Percebemos que tanto nos dois casos os subníveis (d4 e d9) são assimétricos e assim , buscam a estabilidade, que é alcançada com a adição de mais um e- no orbital, tornando-os simétricos.

Tabela Periódica