aula-7-quimica-geral

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Erwin Schrödinger - Físico
Prêmio Nobel de Física (1933)
Schrödinger propôs uma equação que incorpora o comportamento ondulatório e o
comportamento de partícula do elétron.
Mecânica quântica e os orbitais atômicos
Mecânica quântica e os orbitais atômicos
Mecânica quântica e os orbitais atômicos
A posição do elétron é 
especificada por uma 
“função de onda”
(x,y,z)
E.Schorödinger
As diferentes funções de onda 
possíveis serão identificadas
por 4 números quânticos: 
n, l, ml e ms
Mecânica quântica e os orbitais atômicos
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula.
A resolução da equação leva às funções de onda. 
A função de onda fornece o contorno da nuvem eletrônica (orbital).
O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
A Equação de Onda
<número>
A Equação de Onda
 Não tem significado físico
2 É uma expressão matemática de como a probabilidade de encontrar
a partícula varia de lugar para lugar.
Conforme o princípio da incerteza na mecânica quântica, as trajetórias
exatas do elétron não aparecem
Distribuição da Densidade Eletrônica no Estado Fundamental do Átomo de Hidrogênio
Orbitais e Números Quânticos
<número>
Na física clássica uma partícula segue uma trajetória
que pode ser seguida e prevista em qualquer instante
Na física quântica a partícula “é distribuida” como uma onda.
Para a função de onda que tem amplitude grande “a probabilidade
de se encontrar a partícula é grande” e vice-versa
(a)
(b)
Orbitais e Números Quânticos
1- O número quântico principal (n)
Este número quântico pode ter qualquer valor inteiro, positivo, exceto zero.
A medida que n aumenta o orbital torna-se maior, e o elétron passa mais tempo distante do núcleo.
 Portanto n indica a distância média do elétron ao núcleo.
Um aumento de n indica também que o elétron tem energia mais alta e por isso esta mais fracamente preso ao núcleo.
Orbitais e números quânticos
2. O número quântico azimutal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. 
 O valor de l é representado pela letras s, p, d, f
 correspondendo aos valores = 0, 1, 2, e 3.
 
 l fornece informação sobre o formato do orbital
<número>
Orbitais e números quânticos
3. O número quântico magnético, ml. 
É um número inteiro que fornece informação sobre a orientação de um orbital no espaço.
Esse número quântico depende de l. 
O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. 
<número>
Orbitais e Números Quânticos 
4-Número Quântico de Spin (ms)
Esse número determina o sentido do giro de rotação do elétron em torno do seu próprio eixo.
Valores : ms = +1/2 e ms = -1/2
Spin eletrônico
Orbitais e números quânticos
<número>
Orbitais e números quânticos
n = 1, 2, 3, 4, …				s: __
l = 0, 1, 2, ..., n-1 (s, p, d, f, ...)		p: __ __ __
ml = -l, ..., 0, ..., +l				d: __ __ __ __ __
ms = +½, -½ 					f: __ __ __ __ __ __ __
<número>
Orbitais e números quânticos
 Ex.: 1s2 ___ 
n = 1; l = 0(subcamada s); ml = 0; ms = +½
 
n = 1; l = 0(subcamada s); ml = 0; ms = -½
Orbitais e números quânticos
 2p1 ___ ___ ___
n = 2; l = 1(subcamada p); ml = -1; ms = +½ 
 2p2 ___ ___ ___
n = 2; l = 1(subcamada p); ml = -1; ms = +½ 
n = 2; l = 1(subcamada p); ml = 0; ms = +½
2p3 ___ ___ ___
n = 2; l = 1(subcamada p); ml = -1; ms = +½ 
n = 2; l = 1(subcamada p); ml = 0; ms = +½
n = 2; l = 1(subcamada p); ml = +1; ms = +½
Orbitais e números quânticos
Níveis de energia dos 
orbitais para o átomo de
hidrogênio.
Os orbitais podem ser
classificados em termos
de energia para produzir
um diagrama de Aufbau.
<número>
Orbitais e números quânticos
Observe que esse diagrama de Aufbau é para um sistema de um único elétron.
À medida que n aumenta, 
o espaçamento entre os
níveis de energia torna-se menor.
No átomo de hidrogênio a
energia de um orbital depende 
apenas do seu número
quântico principal.
<número>
Todos os orbitais s são esféricos.
À medida que n aumenta, os orbitais s ficam
 maiores.
À medida que n aumenta, aumenta o número 
de nós.
Um nó é uma região no espaço onde a 
probabilidade de se encontrar um elétron é zero.
Em um nó, 2 = 0
Orbitais s possuem apenas nós esféricos.
 
Representação dos Orbitais : Orbitais s
<número>
“Orbitais” 1s, 2s e 3s representados por superfícies
mostrando ~90% de probabilidade de se encontrar o elétron
1s
2s
3s
nós
nós
Distribuição da Densidade Eletrônica nos Orbitais 1s, 2s e 3s
n = Número de nós esféricos
Distribuição da Densidade Eletrônica nos Orbitais 1s, 2s e 3s
<número>
 A densidade eletrônica representada por 2 varia em função da distância
 r ao núcleo. 
Nos orbitais 2s e 3s a probabilidade de encontrar um elétron a
certas distâncias do núcleo cai para zero.
As regiões onde psi ao quadrado é zero são chamadas de nós
1s 1 nó em r = 
2s 2 nós ; um nó em 2 =0 e um nó em r = 
3s 3 nós ; 2 nós em 2 =0 e um nó em r = 
Distribuição da Densidade Eletrônica nos Orbitais 1s, 2s e 3s
Existem três orbitais p: px, py, e pz. 
Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x, y e z de um sistema cartesiano. 
As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1.
Os orbitais têm a forma de halteres. 
À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
Todos os orbitais p têm um nó no núcleo  nó angular. 
Orbitais p
<número>
Orbitais 2p
O índice inferior nos símbolos dos orbitais indica o eixo ao longo do qual o orbital se encontra. 
<número>
Superfícies para os orbitais p
plano nodal 
(nó angular)
Existem cinco orbitais d: dxy , dzx , dyz , dx2-y2 e dz2
Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z.
Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z.
Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
Orbitais d
<número>
Superfícies para os orbitais d
0s cinco orbitais d
<número>
Orbitais f
Existem 7 orbitais f equivalentes. Os orbitais f estão presentes quando o número quântico principal é maior ou igual a 4.
 Para todos os orbitais f l =3
Orbitais f
Orbitais e suas energias
Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.
Para n  2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons interagem entre si.
Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas com muitos elétrons.
Átomos polieletrônicos
<número>
Orbitais e suas energias
Átomos polieletrônicos
No hidrogênio a energia de um orbital depende apenas do seu número quântico principal n .
Em um átomo polieletrônico, (figura ao lado) para certo valor de n a energia de um orbital aumenta com o valor de l 
<número>
image1.png
image2.png
image3.png
image4.wmf
Y
=
Y
+
Y
Ñ
-
E
V
m
2
2
h
image5.png
image6.wmf
Y
=
Y
+
Y
Ñ
-
E
V
m
2
2
h
image7.jpeg
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