átomo moderno

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Átomo	Moderno
Números	Quânticos
Schrödinger	(1926)
èBaseado	nas	teorias	de	Einstein,	Planck	e	De	Broglie,	deu	
continuidade	a	investigação	do	átomo;
è Foi	o	primeiro	a		introduzir	o	conceito	de	ORBITAL;
è Ganhou	o	Prêmio	Nobel	de	Física	com	a	Equação	de	
Schrödinger;
Orbital
è Volume	no	espaço	onde	temos	a	maior	probabilidade	de	encontrar	um	elétron;
è Região	de	máxima	probabilidade	de	encontrarmos	um	elétron;
è Região	no	espaço	onde	o	elétron	poderá	ser	encontrado;
Schrödinger	(1926)
Equação	de	Schrödinger
Schrödinger	(1926)
èPossibilitou	relacionar	a	energia	do	sistema	eletrônico	com	suas	propriedades	
ondulatórias;
è Pode	ser	utilizado	para	qualquer	elétron	de	qualquer	átomo;
è A	solução	da	equação	de	Schrödinger	impõe	3	restrições	que	são	conhecidos	como	
número	quânticos
#	Número	quântico	Principal	(n)
#	Número	quântico	Secundário	(l)
#	Número	quântico	Magnético	(ml)
Schrödinger	(1926)
Equação	de	Schrödinger
Número	quântico	Principal	(n)
èEspecífica	o	NÍVEL de	energia	do	elétron;
èDetermina	o	volume	da	região	no	espaço	onde	o	elétron	se	encontra;
Número	quântico	Principal	(n)
Número	quântico	Secundário	(l)
è Determina	a	forma	da	região no	espaço	onde	o	elétron	se	encontra;
è Também	determina	energia,	maior	o	l	maior	será	a	energia	do	elétron;
è SUBNÍVEL	DE	ENERGIA;
Valores	entre	0	e	n-1;
Energia
Orbital	s Orbital	p Orbital	d Orbital	f
l	=	0 l	=	1 l	=	2 l	=	3
Número	quântico	Magnético	(ml)
è Determina	a	orientação	da	região	no	espaço	onde	o	elétron	poderá	ser	encontrado;
è Dá	o	número	de	possibilidades	de	orientações	espaciais;
Valores	inteiros	entre	- l	e	+	l;
Orbital	s
l	=	0
ml =	0
Orbital	p
l	=	1
ml	=	-1,	0	e	+1
Orbital	d
l	=	2
ml =	-2,	-1,	0,	+1,	+2
Orbital	f
l	=	3
ml =	-3,	-2,	-1,	0,	+1,	+2,	+3
Paul	Dirac	(1927)
è Testou	o	comportamento	de	átomos	em	meio	a	um	
campo	magnético;
èPercebeu	que	os	elétrons	apresentavam	comportamento	
diferente	quando	submetidos	a	esse	campo;
èOs	elétrons	deveriam	apresentar	também	um	momento	magnético;
èEles	se	comportavam	a	favor	ou	contra	o	campo	magnético;
Número	quântico	Spin	(s)
Paul	Dirac	(1927)
ms =	-1/2	e	+1/2
Wolfgang	Pauli	(1927)
è Física:	dois	corpos	não	ocupam	o	mesmo	espaço	em	
um	determinado	espaço	de	tempo;
è Todos	os	estados	nos	quais	os	quatro	números	
quânticos	de	dois	elétrons	coincidirem,	não	existe;
Wolfgang	Pauli	(1927)
è Dois	elétrons	podem	ter	n,	l	e	até	ml iguais
èPorém	os	spins	devem	ser	opostos;
Existem	no	máximo	2	elétrons	por	orbital
Princípio	de	Exclusão	de	Pauli
Distribuição	Eletrônica
è Utilizando	todos	os	números	quânticos	é	possível	fazer	a	distribuição	dos	elétrons	de	
todos	elementos	químicos;
Distribuição	Eletrônica
Linus	Pauling	(1928)
è Existe	numa	sobreposição	dos	subníveis;
Distribuição	Eletrônica
Linus	Pauling	(1928)
Quantos	elétrons	vão	em	cada	orbital..............
Orbital	s Orbital	p Orbital	d Orbital	f
2 6 10 14
Distribuição	eletrônica	moderna
Preenchimento	dos	orbitais
ou
Friedrich	Hund	(1928)
è Verificou	a	repulsão	eletrônica	imposta	pela	presença	
dos	2	elétrons	no	mesmo	orbital;
è Essa	repulsão	ocasiona	um	aumento	de	energia	o	que	
não	é	favorável;
è Estabelece:													AS	REGRAS	DE	HUND	
O	PRICÍPIO	DE	AUFBAU	
Regras	de	Hund
Princípio	de	Aufbau
è Como	respondem	elementos	químicos	quanto	submetidos	a	um	campo	
magnético;
Paramagnético																							x																					Diamagnético
Princípio	de	Aufbau
Orbitais	semipreenchidos:
Um	ou	mais	elétrons	
desemparelhados
Orbitais		preenchidos	ou	vazios:
Orbitais	completamente	
preenchidos	ou	vazios
Paramagnético
Paramagnéticos
Diamagnético
Diamagnético
CUIDAR!!!!
Exceções....
Grupo	6	e	Grupo	11
Cr	e	Cu????
Distribuição	Eletrônica
Cátions
è Os	elétrons	serão	retirados	da	última	camada	eletrônica,	também	chamada	de	
camada	de	valência	(que	é	a	camada	mais	afastada	do	núcleo),	e	não	do	subnível	
mais	energético;
Fe	2+				e					Fe	3+	 ????
Distribuição	Eletrônica
Ânions
è Os	elétrons	serão	recebidos	na	última	camada	eletrônica,		não	do	subnível	mais	
energético;