1a Aula - QFL 2141 - Conf Eletrônica e periódicas (09-05-2013)3

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Prof. Hermi F. Brito
(1º semestre - 2013)
QFL-2141 Fundamentos de Química – Estrutura 
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Propriedades Periódicas e Configuração Eletrônica
As semelhanças nas propriedades dos ELEMENTOS são conseqüências das semelhanças das Configurações Eletrônicas da camada de valência
QFL-2141 – Fundamentos de Química – Estrutura (1º semestre - 2013)
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QFL-2141 – Fundamentos de Química – Estrutura (1º semestre - 2013)
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Configuração Eletrônica e Propriedades Periódicas
QFL-2141 – Fundamentos de Química – Estrutura (1º semestre - 2013)
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DIAGRAMA DE ENERGIA
 (Princípio da Estruturação - Princípio Aufbau) 
Eficiente para os átomos de
Z = 1 a 20 (H e Ca)
 Pauling , Madelung
 Princípio da exclusão - Pauli
Em um átomo 2e- no orbital não podem ter o mesmo conjunto de 4 números quânticos (n, l, ml e ms)
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Átomos hidrogenóides 	 Átomos polietrônicos
( H, He+, Li2+, Be3+ ...)
Para um mesmo valor de n os orbitais s, p, d, f: 
 a) tem energias iguais 		 b) tem energias diferentes
 (orbitais degenerados)	 (orbitais não degenerado)
Triplamente
degenerado 
 Modelo de Bohr: E=Rhc/n
 Depende de n e l
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Distribuição Radial 
Ordem de penetração: ns > np > nd > nf
- Ordem de energia: ns < np < nd < nf
- A penetração de um elétron 3s na camada interna é > elétron 3p.
- Os elétrons 3s é menos blindados do que os elétrons 3p. 
Número de nodos: (n – l – 1)
3s: 3 - 0 - 1 = 2
3p: 3 - 1 - 1 = 1
3d: 3 - 2 - 1 = 0
3s
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- As curvas das energias dos orb. s e p são paralelas
Níveis de energias de átomos multieletrônicos 
 K e Ca = 4s 3d 
 Sc = 3d 4s
- Orb. 3d penetra >> no 4s 
 Z* cresce e sua Energia <<
 1a inversão (n-1)d ns, n =4
- A energia do 3d está abaixo do 4s a partir do Sc (Z=21)
Configuração Eletrônica 
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1H: 1s1
2He: 1s2 
3Li: 1s2 2s1
4Be: 1s2 2s2
5B : 1s2 2s22p1
6C : 1s2 2s22p2
7N : 1s2 2s22p3
8O : 1s2 2s22p4
9F : 1s2 2s22p5
10Ne: 1s2 2s22p6
11Na: [Ne] 3s1
12Mg: [Ne] 3s2
21Sc : [Ar] 4s2 3d1 
21Sc : [Ar] 3d1 4s2 
13Al: [Ne] 3s2 3p1
14Si: [Ne] 3s2 3p2
15P : [Ne] 3s2 3p3
16S : [Ne] 3s2 3p4
17Cl: [Ne] 3s2 3p5
18Ar: [Ne] 3s2 3p6
19K : [Ar] 4s1
20Ca : [Ar] 4s2
Configuração Eletrônica
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21Sc : [Ar] 3d1 4s2 
22Ti : [Ar] 3d2 4s2
23V : [Ar] 3d3 4s2
24Cr: [Ar] 3d5 4s1
25Mn: [Ar] 3d5 4s2
26Fe : [Ar] 3d6 4s2
27Co : [Ar] 3d7 4s2
28Ni : [Ar] 3d8 4s2
29Cu : [Ar] 3d10 4s1
30Zn : [Ar] 3d10 4s2
31Ga : [Ar] 3d10 4s2 4p1
 
Camada semi-preenchidas 3d
Inversão de
Configuração
camada 3d totalmente preenchidas
Menor energia – mais estável
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Inversões de Configurações
	Z		 (n-1)d ns
21 ao 30	3d antes do 4s
39 ao 48	4d antes do 5s
57 ao 80	5d antes do 6s
89 ao 103	6d antes do 7s
Metais de transição d
Lantanídeos
64Gd : [Xe] 4f7 5d1 6s2
(n-2)f 6s
57Ce : [Xe] 4f2 6s2
(n-2)f (n-1)d 6s
ou
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Regra de Hund
Para orbitais degenerados, a menor energia será obtida com a máxima multiplicidade de spin 
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A energia de um elétron em átomo é função de: 
Zef – carga nuclear efetiva
n – número quântico principal 
Carga nuclear efetiva (Zef ou Z*)
12+
Elétrons de valência (3s2)
10e-
Nucleo (12+)
Cerne de [Ne]
Mg = [Ne]3s2
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Carga Nuclear Efetiva (Z*)
Z*- carga aparente que afeta um elétron particular 
Zef = Z* = Z - S
Z- carga nuclear verdadeira (no atômico) – cada elétron externo está parcialmente protegido pelos elétrons internos 
S- constante de blindagem – representa a extensão em que a carga nuclear total é protegida dos elétrons mais externos pelos outros elétrons existentes na estrutura
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Regra de Slater
a) As camadas eletrônicas são divididas nos seguintes grupos com o 
 objetivo de calcular a constante de blindagem (S)
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 - Os níveis ns e np estão sempre próximos: nd e nf são separados 
 níveis anteriores a (n-1)	 (n-1) n
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b) Elétrons s e p em um nível n:
b1) elétrons no nível n blindam o “e- periférico” com fator 0,35 
 (exceto 1s que blinda com fator 0,30) ex: H, He ;
b2) elétrons no nível (n-1) blindam com fator 0,85;
b3) elétrons anteriores ao nível (n-1) blindam com fator 1
c) Elétrons nd e nf:
c1) elétrons no nível (nd ou nf) blindam com fator 0,35 
c2) elétrons anteriores ao nível (nd ou nf) blindam com fator 1
- A contribuição de S é zero para qualquer
 orbital exterior ao considerado 
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Ex.1: Calcule a Z* do elétron 4s do átomo de 21Sc
Sc (Z=21) = (1s)2 (2s2p)8 (3s3p)8 3d1 4s2
e- periférico
1s (2s2p) (3s3p) 3d 4s 
níveis anteriores a (n-1)	 (n-1) n
Z* = Z – S 
Z*4s = 21-18 = 3
S4s = 0,35 + 7,65 + 10,00 = 18,00
1) nível n (= 4) = 1e- x 0,35 = 0,35
2) nível n-1(=3) = 9e- x 0,85 = 7,65
3) níveis anteriores a n-1 = 10e- x 1= 10,00
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Ex.2: Considere o elétron de valência no átomo de 7N e determine a Z* do elétron 3s
N (Z=7) = (1s)2 (2s2p)5
Z* = Z – S 
Z*2s = 7,0 - 3,1 = 3,9
S2s = 1,40 + 1,70 = 3,10
1) nível n (= 2) = 4e- x 0,35 = 1,40
2) nível n-1(=1) = 2e- x 0,85 = 1,70
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Carga Nuclear Efetiva (Z*)
Clementi e Raimondi
( maior precisão)
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No grupo (de cima para baixo) - n aumenta - a distância dos elétrons externos do núcleo tornam–se maiores – O raio atômico aumenta
 Z*  constante (que age sobre os elétrons externos)
No Período (da esquerda para a direita) - O raio atômico decresce com o aumento de Z*. Portanto, existe um aumento na atração entre o núcleo e os elétrons externo causando uma diminuição no raio atômico
Tendências Periódicas dos Raios Atômicos
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Dimensões dos Átomos
Picômetro: 1pm = 10-12 m
Raio Atômico
A metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos
As nuvens eletrônicas não têm fronteiras muito bem definidas, portanto não podemos falar verdadeiramente de um átomo
distância r90 é o raio da esfera dentro da qual se encontra o elétron em 90% do tempo
Quando átomos empacotam-se em sólidos e moléculas, seus centros são encontrado a distância definidas um do outro
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A metade da distancia internuclear de uma molécula diatômica gasosa de elementos não metálicos 
Aplica somente se o elemento forma compostos moleculares
Qual é a distância entre C e Cl na molécula CCl4?
(Valor exp = 177pm)
- Molécula diatômica Cl2 (Cl-Cl 200 pm)
- Diamante C (C-C 154 pm) 
Raio Covalente
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 Raio Metálico (de um elemento) 
A metade da distância entre centros de átomos vizinhos em um rede metálica 
Raio atômico – A metade da distância entre os centros de átomos
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Raio Iônico 
A contribuição de um íon para a distância entre íons vizinhos em um composto sólido iônico. 
A distância entre os centros dos íons Mg2+ e O2- no MgO é 212pm 
O raio do íon Mg2+ 
= 212 pm – 140 pm = 72 pm
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Li,152 pm
(3p, 3e-) 
+
Tamanho de átomos os íons 
Li+, 78pm
(3p, 2e-) 
 CÁTIONS são menores do que seus átomos precursores
 A atração elétron/próton cresce e o tamanho do átomo decresce 
Formação de CÁTIONS
-1e-
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Tamanho de átomos os íons 
F, 71 pm
(9p, 9e-) 
Formação de ÂNIONS
F-, 133 pm
(9p, 10e-) 
-
 ÂNIONS são maiores do que os seus átomos precursores
 A atração elétron/próton decresce e o tamanho do ânion aumenta
+1e-
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Raio
Atômico e Iônico
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Espécies Isoeletrônicas 
São aquelas que apresentam o mesmo número de elétrons e diferentes números de prótons
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Energia de Ionização (EI)
Energia necessária para remover um elétron de átomo na fase gasosa
 E (kJ/mol)
1a) Mg(g)  Mg+(g) + e- 738 
 1s22s22p63s1
2a) Mg+(g)  Mg2+(g) + e- 1451
 	 1s22s22p6
3a) Mg2+(g)  Mg3+(g) + e- 7733
 	 1s22s22p5
EI - representa um equilíbrio entre a atração (e-) - núcleo (Z) e a repulsão (e-)(e-)
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Energia de Ionização (EI)
 Quanto > > EI: mais difícil de remover um elétron
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Afinidade Eletrônica
Variação de energia de um átomo no seu estado fundamental gasoso (isolado) quando recebe um elétron
Tendência (AE)
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Afinidade eletrônica (AE) é o oposto da EI
H AE (exotérmica): 
Cl(g) + e-  Cl-(g) H AE < 0 
O elétron extra no Ar precisa está no 4s que tem energia maior que 3p
O elétron adicionado no Cl entra no 3p que forma a camada tot. preenchida (3p6)
H AE (endotérmica): 
Ar(g) + e-  Ar-(g) HAE > 0
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Metais, Metalóides e Não-metais 
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Metais
Propriedades Físicas:
- Brilho
- Maleável (formar folhas finas)
- Dúctil (ser alongada em fios)
- Conduz eletricidade
- Sólidos, alto PF
- Bons condutores de calor
- Tem baixo potencial de ionização
- A maioria dos M (neutro) é oxidado 
- Todos os M do grupo 1A formam M+
- Todos os M do grupo 2A formam M2+
Luz atravessa a folha fina de ouro
Características
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Não-Metais
- Não-brilhantes
- Não-maleáveis
- Maus condutores de eletricidade
- Não-Dúcteis 
- Sólido, líquido ou gás, baixo PF
- Maus condutores de calor
Enxofre
(Sólido quebradiço)
Propriedades Físicas:
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Metalóides (semimetais)
Tem a aparência e algumas propriedades de um metal mas comporta-se quimicamente como um não-metal
Ex: 
Silício - apresenta brilho metálico, alto PF mas é quebradiço
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Metais, Metalóides e Não-metais 
Principais estados de oxidação
Metais: formam cátions
Não-metais formam ânions
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Citações de Tomás de Aquino 
(Summa Theologica I, 50, 4, 1268), 
“Se, portanto os anjos são compostos de matéria e forma, como foi dito acima, segue que seria impossível terem-se dois anjos da mesma espécie ... O movimento de um anjo pode ser contínuo ou descontínuo como ele deseja.... E, portanto, um anjo pode estar num momento em lugar e no outro instante em outro lugar não existindo em qualquer instante intermediário” 
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Li: 
Transição 2p2s
Na: 
Transição 3p3s
K: 
Transição 4p4s
Rb: 
Transição 5p5s
Cores da emissões dos íons metais alcalinos
Vermelho carmim
Violeta (lilás)
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Elétrons são arranjados em:
CAMADAS (n)
SUBCAMADAS (l)
ORBITAIS (ml)
Átomos polieletrônicos
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Diamagnetismo - Substâncias repelidas por um campo magnético (elétrons emparelhados)
Paramagnetismo e elétrons desemparelhados
Paramagnetismo - Substâncias atraídas por um campo magnético (elétrons desemparelhados). 
Ferromagnetismo – forma de paramagnetismo em que seu efeito magnético é muito intenso (elétrons desemparelhados alinhados) 
Metais Fe, Co, Ni e Nd uma vez alinhados os domínios num campo magnético o M torna-se permanentemente magnetizado.
Ligas – Alnico (Al-Ni-Co)
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Número quântico de spin
Diamagnético: a substância não é atraída pelo campo magnético – elétrons emparelhados.
Paramagnético: a substância é atraída pelo campo magnético – a substância tem elétrons desemparelhados.
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Evidência experimental do spin eletrônico Stern-Gerlach 
Em 1921 - Stern-Gerlach obtiveram sucesso ao separar um feixe de átomos neutros (Ag) em dois grupos, passando através de um campo magnético não-homogêneo 
O campo magnético separa o feixe em dois sugerindo que há somente dois valores equivalentes para o campo magnético do próprio elétron
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Em 1925 – G. Uhlenbeck e S. Goudsmith
As linhas espectrais originalmente tidas como únicas em átomos polieletrônicos eram poucos espaçadas significando que haviam duas vezes mais níveis de energia do que se supunha. 
Postularam que os elétrons tinham uma propriedade intrínseca chamada de SPIN ELETRÔNICO
Esses dois campos magnéticos opostos levam a separação das linhas espectrais em pares muito próximos
Número quântico magnético de spin (ms)
ms = +1/2
ms = +1/2
O elétron se comporta como se estivesse girando em volta de um eixo através de seu centro gerando um campo magnético cuja direção depende do sentido da rotação
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1925 – O Princípio da Exclusão de Pauli
Em um átomo dois elétrons quaisquer não podem ter o mesmo conjunto dos 4 números quânticos n, l, ml e ms.
Princípio que governa a distribuição dos elétrons em átomos polieletrônicos
Os dois campos magnéticos opostos levam a separação das linhas espectrais em pares muito próximos
Nenhum orbital atômico pode conter mais do que dois elétron (spin opostos)
ms = +1/2
ms = -1/2
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Knowdledge of atomic and ionic radii can be used to varycertain physical porperties.
Ex Na+ and Ca2+ ions. Glass is brittle and breaks easily. Replace surface Na+ by K+ and glass becomes shatter resistant.
Cr3+ in Al2O3 (about 1%) gives beautiful red colour (Ruby).
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