ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS

ÁTOMOSÁTOMOS

Frederico VieiraIúri Dotta

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

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

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)

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

Emissão de luz por objetos quentes Efeito fotoelétrico Espectros de emissão

• 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:

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

• 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

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.

Exemplos de espectros:Contínuo: Arco-íris (faixa contínua de cores)

Descontínuo: Átomo de Hidrogênio. Há saltos.

• 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

• 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 .

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

• 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.

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

Dependendo das circunstâncias experimentais a radiação parece ter um caráter ondulatório ou corpuscular (fóton).

Velocidade baixa

Física clássica

Partícula

Velocidade alta

Física quântica

Onda

• 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.

“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.

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.

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.

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 ...

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

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).

As suas formas são hexalobuladas e não serão representadas.

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.

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.

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 subnível

Indica o nº de elétrons no

subnível

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 (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)

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.

Brown, LeMay e Bursten. “Química: a ciência central” – 9ª edição.

Apostila “Química é com Luiz” wikipedia.org