Estrutura Atômica

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ESTRUTURA ATÔMICA
Profa. Solange de Oliveira Pinheiro
Fortaleza - CE
Agosto - 2013
UECE
Universidade Estadual do Ceará
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Conteúdo Programático
Princípio de Heisenberg;
Equação de onda de Shrondiger;
3. Princípio de auf-bau;
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Componentes da Disciplina
CALENDÁRIO ACADÊMICO (12/08 a 20/12);
MÉTODO AVALIATIVO – 4 AVALIAÇÕES;
3 Avaliações escritas;
1 Seminário (4ª Avaliação);
Lista de Exercícios.
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Conteúdo da Disciplina
Estrutura Atômica;
Química de Coordenação;
Noções de Simetria Molecular;
Teoria de Ligação de Valência;
Teoria do Campo Cristalino;
Teoria dos Orbitais Moleculares;
Estabilidade e Cinética de Reação em Compostos de Coordenação;
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Bom Andamento na Disciplina
Frequência
Faltas mínimo de 25%;
Participação nas aulas;
Resolução das listas de exercícios;
Tirar todas as dúvidas do conteúdo.
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Referências (LIVROS):
COELHO, A. L.; Química Inorgânica, Núcleo Gráfico da UECE, 2010.
BARROS, H.L.C.; Química Inorgânica: uma introdução. Belo Horizonte: GAM Editora e distribuidora, 2001.
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa, 5ª ed. Inglesa, São Paulo: Edgard Blucher, 2006.
SHRIVER, D.F.; ATKINS, P.W. Química Inorgânica, 4ª ed. Porto Alegre, Bookman, 2008.
COTTON, F.A.; WILKINSON, G.; Advanced Inorganic Chemistry. 6th ed. New York: John Wiley, 1999.
MACKAY, K.M.; MACKAY, R.A.; HENDERSON, W.; Introduction to Modern Inorganic Chemistry, 6th edition, Nelson Thornes Ltd, 2002.
BASOLO, F.; JOHNSON, R.; Química de los Compuestos de Coordinacion, Reverté, 1980.
Material Complementar: Artigos, material on-line, sites, etc. 
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John Dalton:
Cada elemento é composto de átomos.
Todos os átomos de um elemento são idênticos.
Nas reações químicas, os átomos não são alterados.
Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam.
Lei de Dalton das proporções múltiplas: Quando dois elementos formam diferentes compostos, a proporção da massa dos elementos em um composto está relacionada à proporção da massa do outro através de um número inteiro pequeno.
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Descoberta da Estrutura Atômica
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A Visão Moderna da Estrutura Atômica
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ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
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
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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Características Ondulatórias
Devem-se as 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
E= h
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Espectro Eletromagnético
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Espectro de linhas
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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Modelo de Bohr
 No átomo existem níveis de energia que podem ser ocupados por elétrons;
 Esses níveis constituem estágios estacionários de energia;
 Um elétron em um desses níveis nunca perde ou ganha energia;
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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 
Física quântica
Onda
Velocidade alta
Comportamento Ondulatório da Matéria
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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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PRINCÍPIO DA INCERTEZA 
“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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 Princípio da Incerteza de Heisenberg 
Alguns físicos acreditam que apenas as grandezas suscetíveis de medida têm significado real em Física. Só se conseguisse focalizar um super microscópio em um elétron, no interior de um átomo, e se pudesse "vê-lo" percorrendo a sua órbita, seria lícito declarar que ela teria significado. Entretanto, vai-se mostrar agora que é fundamentalmente impossível efetuar uma observação desse tipo, mesmo com qualquer instrumento ideal que se possa conceber. Em consequência, afirma-se que essas órbitas não têm significado físico. 
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Vê-se a Lua, enquanto percorre a sua órbita em torno da Terra, devido
à luz solar que ela reflete na nossa direção. Ora, a luz transfere momento linear ao objeto pelo qual é refletida. Em princípio, essa luz refletida perturbaria o movimento da Lua em sua órbita, embora um raciocínio simples, mostra que esse efeito é desprezível. Em se tratando de elétrons, a situação é bastante diferente. Também, nesse caso, se pode ver o elétron somente quando nele se refletir luz ou outra partícula qualquer. Neste caso, o recuo que o elétron experimenta quando a luz (fóton) o atinge, altera completamente seu movimento de um modo que não pode ser evitado, ou mesmo corrigido. 
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A incapacidade intrínseca em se descrever de modo clássico os movimentos do elétron é expressa pelo princípio da incerteza de Heisenberg. Para formular esse princípio, considere-se um feixe de elétrons mono energéticos, de velocidade v, deslocando-se da esquerda para a direita. Procura-se determinar a posição de um certo elétron de ordenada y e de velocidade vy . Caso se consiga medir essas grandezas com precisão ilimitada, poder-se-á afirmar ter-se estabelecido exatamente a posição e o movimento do elétron. Entretanto, ver-se-á ser impossível efetuar simultaneamente as duas medidas citadas com precisão ilimitada. 
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Como o elétron pode comportar-se como uma onda, sofrerá difração ao atravessar a fenda e, colocando-se uma chapa fotográfica, obter-se-á uma figura de difração típica. A existência dessa figura de difração significa que existe uma incerteza nos valores de vy dos elétrons que ultrapassaram a fenda. Seja vya o valor de vy correspondente a um elétron que atinge o primeiro mínimo do anteparo, indicado pelo ponto a e definido por um ângulo característico a. Considera-se vya como uma medida aproximada da incerteza vy relativa ao valor da velocidade vy dos elétrons emergentes da fenda. 
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A Equação de Onda de Schrödinger
A equação de onda de Schrödinger na sua forma dependente do 
tempo para uma partícula com energia E se movendo num potencial
V em uma dimensão é:
e i é a raiz quadrada de -1.
A Equação de Schrödinger é A equação fundamental da Mecânica Quântica.
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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 nível
n: 1 
À medida que “n” aumenta, o orbital torna-se maior, e o elétron se distancia mais do núcleo.
ℓ: 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 magnético
		Indica 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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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.
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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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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.
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Atenção! 
Distribuição eletrônica - Mais provável através de cálculos teóricos
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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.
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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.
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Na  1s2 2s2 2p6 3s1 
Indica o nível
Indica o subnível
Indica o nº de elétrons no subnível
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