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ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS
ÁTOMOSÁTOMOS
Frederico VieiraIúri Dotta
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Praticamente toda a informação da estrutura eletrônica dos átomos e moléculas provém do estudo da interação da luz com os átomos e moléculas
Leis da mecânica clássica usadas para descrever o comportamento de objetos macroscópicos não se aplicam às partículas pequenas como átomos e elétrons
Para descrever este comportamento necessitamos da Mecânica Quântica
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Natureza ondulatória da luz Energia quantizada e fótons Espectros de linhas e o modelo de Bohr Comportamento ondulatório da matéria Mecânica quântica e os orbitais atômicos Representações de orbitais Átomos polieletrônicos Configurações eletrônicas Configurações eletrônicas e a tabela
periódica
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Muito do entendimento das estruturas atômicas vem da análise da luz emitida ou absorvida pelas substâncias
Luz radiação eletromagnética ou energia radiante (transporta energia no espaço)
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Devem-se a oscilações periódicas de intensidades de forças eletrônicas e magnéticas associadas com a radiação
a) dois ciclos completos de comprimento de onda
b) metade do comprimento de onda em (a) e dobro da freqüência
c) Mesma freqüência de (b), amplitude menor
λ = c
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Emissão de luz por objetos quentes Efeito fotoelétrico Espectros de emissão
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• Quando sólidos são aquecidos, emitem radiação• A distribuição do comprimento de onda depende da temperaturaQuantum se refere à menor quantidade de
energia que pode ser emitida ou absorvida como radiação eletromagnética
E = n h Fórmula da energia quantizada:
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Efeito fotoelétrico é a emissão de elétrons por uma superfície metálica quando submetida à luz
Energia radiante fluxo de minúsculos pacotes de energia, os fótons
Energia do fóton = E = h.
Constante de Planck: 6,63 x 10-34 J.s
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• Quando um fóton atinge um metal, sua energia pode ser transferida a um elétron do metal
• Com isso, se concluiu que a luz tem características de ondas e de partículas
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Radiação monocromática É uma característica de cada elemento A maioria das radiações comuns
produzem comprimentos de onda diferentes
Espectro contínuo e descontínuo Equação de Rydberg:
Comprimento de onda
Constante de Rydberg para n2 > n1
(1,096776 x 106 m-1 )
Cálculo dos comprimentos de onda das linhas espectrais do hidrogênio.
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Exemplos de espectros:Contínuo: Arco-íris (faixa contínua de cores)
Descontínuo: Átomo de Hidrogênio. Há saltos.
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• No átomo existem níveis de energia que podem ser ocupados por elétrons
• Esses níveis constituem estágios estacionários de energia
• Um elétron em um dessesníveis nunca perde ou ganhaenergia
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• Quando absorve energia, o elétron afasta-se do núcleo (aumentando sua velocidade) e vice-versa.
• Fórmula para cálculo da energia correspondente a cada órbita permitida (do hidrogênio)
• O elétron só perde ou ganha energia quando passa de um nível para outro
Essa energia é absorvida ou emitida como fóton e é calculada como : E = h .
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n = nº quântico ,“n” varia de 1 a infinito. E < 0.
Bohr calculou as energias de cada órbita e que se encaixavam na seguinte equação:
• Essas energias são sempre negativas, e quanto mais baixo for esse valor mais estável será o átomo• Isso ocorre para “n” = 1
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• O raio da órbita aumenta quando “n” aumenta
• Um elétron pode passar de um estado inicial Ei para um estado final Ef desde que a variação de energia entre esses estados corresponda à energia radiante (emitida ou absorvia por fótons).
• Esse estado de energia mais baixo é chamado de estado fundamental.• Quando nem todos os e- se encontram nos níveis de energia mais baixos, diz-se que o átomo está em estado excitado.
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Substituindo a expressão de energia na expressão anterior de variação de energia temos:
ni e nf são os nos quânticos principais dos estágios inicial e final respectivamente
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Dependendo das circunstâncias experimentais a radiação parece ter um caráter ondulatório ou corpuscular (fóton).
Velocidade baixa
Física clássica
Partícula
Velocidade alta
Física quântica
Onda
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• De Broglie sugeriu que o elétron possuiria um comprimento de onda particular no seu movimento ao
redor do núcleo.
• Assim , o comprimento de onda do e- ou de uma partícula depende da sua massa “m” e de sua velocidade “v”.
O produto da massa pela velocidade é conhecido como momento.
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“Não se pode determinar com exatidão a posição e a velocidade de um e- num mesmo instante”.
Werner Heisenberg relacionou matematicamente a incerteza da posição (ΔX) e o momento exatos (Δmv) para uma quantidade envolvendo a constante de Planck.
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A densidade de probabilidade (ψ2) de se encontrar um e- ao se afastar do núcleo é menor.
Regiões de alta densidade eletrônica (orbitais) são regiões onde existe alta probabilidade de se encontrar o e-.
Nó ou plano nodal é a região do espaço onde a probabilidade de encontrar o e- é quase nula.
O quadrado da função de onda “ψ” (psi) representa a probabilidade de o e-
ser encontrado nessa posição.
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A Mecânica Quântica é a parte da física que estuda o estado de sistemas onde não valem os conceitos usuais da mecânica clássica
Usualmente estuda o movimento de partículas muito pequenas, ou seja, em nível subatômico.
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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 orbitalL: 0 n – 1, para cada valor de n.
L = 0 1 2 3 4 5 ... S P D F G H ...
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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
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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.
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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.
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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.
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Orbitais “f” Quando “n” é maior ou igual a 4,
existem 7 orbitais “f” equivalentes (para L = 3).
As suas formas são hexalobuladas e não serão representadas.
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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.
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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.
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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.
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Na 1s2 2s2 2p6
3s1 Indica o nívelIndica o subnível
Indica o nº de elétrons no
subnível
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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.
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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 (p1)4 A – Família do Carbono (p2)5 A – Família do Nitrogênio (p3)6 A – Família dos Calcogênios (p4)7 A – Família dos Halogênios (p5)8 A – Família dos Gases Nobres (p6)
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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
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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
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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 .
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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.
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Brown, LeMay e Bursten. “Química: a ciência central” – 9ª edição.
Apostila “Química é com Luiz” wikipedia.org