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Estrutura eletrônica A energia do elétron (no átomo) é descrita pela função de onda (Y). Função de onda (equação que descreve as propriedades do átomo) Y depende de n, l, ml, ms Nível de energia Forma do orbital Orientação espacial e número de orbitais possível Spin eletrônico Y = fn(n, l, ml, ms) Nível (camada) – elétrons com o mesmo valor de n Sub-nível (sub-camada) – elétrons com os mesmos valores de n e l Orbital – elétrons com os mesmos valores de n, l, e ml 2 8 18 32 32 18 8 Quantos elétrons um orbital pode acomodar? Se n, l, e ml são fixos, então ms = ½ ou - ½ ! Y = (n, l, ml, ½) ou Y = (n, l, ml, -½) 2 elétrons! Quantos elétrons um sub-nível pode acomodar? Quantos orbitais 2p existem no átomo? 2p n=2 l = 1 Se l = 1, então ml = -1, 0, ou +1 3 orbitais Quantos elétrons podem ser alocados no sub-nível 3d ? 3d n=3 l = 2 Se l = 2, então ml = -2, -1, 0, +1, ou +2 5 orbitais podem acomodar um total de 10 e- Distribuição eletrônica Regra de Hund: A configuração eletrônica mais estável para orbitais de uma mesma subcamada é aquela em que existe o maior número possível de elétrons com spins paralelos (não emparelhados). Princípio da exclusão de Pauli: Dois elétrons não podem ter os mesmos quatro números quânticos em qualquer átomo (se estão no mesmo orbital spins opostos!) Princípio de Aufbau (Preenchimento): Preenchimento elétron a elétron se dá iniciando-se pelos níveis e subníveis de menor energia (isto é mais próximos do núcleo). Ordem de preenchimento de orbitais 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s 1s1 Número quântico principal (n) Número quântico momento angular (l) Número de elétrons no orbital Representação de orbitais H 1s1 Átomo de Hidrogênio Energia dos orbitais no átomo multi-eletrônico Energia depende de n e l : depende do tipo de orbital (Ex: orbital 1s: probabilidade de encontrar o elétron próximo do nucleo é maior). n=1 , l = 0 n=2 , l = 0 n=2 , l = 1 n=3 , l = 0 n=3 , l = 1 n=3 , l = 2 Energia dos orbitais em um átomo monoeletrônico Energia depende somente de n En = -RH ( ) 1 n2 n=1 n=2 n=3 (Princípio de Aufbau) H 1s1 He 1s2 Li 1s22s1 Be 1s22s2 B 1s22s22p1 C 1s22s22p2 N 1s22s22p3 O 1s22s22p4 F 1s22s22p5 Ne 1s22s22p6 O arranjo mais estável de elétrons é aquele contendo o maior número de spins paralelos (Regra de Hund). Outermost subshell being filled with electrons Ca(Z=20) [Ar] 4s2 Sc(Z=21) [Ar] 4s23d1 Ti(Z=22) [Ar] 4s23d2 V(Z=23) [Ar] 4s23d3 Cr(Z=24) [Ar] 4s13d5 Mn(Z=25) [Ar] 4s23d5 Fe(Z=26) [Ar] 4s23d6 Co(Z=27) [Ar] 4s23d7 Ni(Z=28) [Ar] 4s23d8 Cu(Z=29) [Ar] 4s13d10 Zn(Z=30) [Ar] 4s23d10 Cátions metálicos Ca2+ [Ar] Zn2+ [Ar] 3d10 Fe2+ [Ar] 3d6 Fe3+ [Ar) 3d5 Quais os números quânticos possíveis para o último elétron no Cl? Cl : Z=17 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s22s22p63s23p5 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 Último e- do orbital 3p: n = 3 l = 1 ml = -1, 0, or +1 ms = ½ or -½ 1. Qual das configurações eletrônicas acima melhor descreve o Cl-? 2. Qual das configurações eletrônicas acima é possível para o estado fundamental do P? 3. Qual das configurações eletrônicas acima representa o estado excitado do Mg+? 4. A distribuição abaixo é consistente com a regra de Hund? 5. A distribuição abaixo é consistente com o princípio de exclusão de Pauli? Mecânica Quântica 1926 – Erwin Schrödinger Equação de Schrödinger HYEY Coordenadas cartesianas e polares Equação de Schrödinger HYEY A resolução desta equação para o átomo de hidrogênio fornece um conjunto de funções de onda Descrevem as formas e energias dos elétrons Orbitais Y(r, ) = R(r))) Função densidade de probabilidade (Y) Probabilidade de se encontrar o elétron em determinada região ao redor do núcleo Orbital 1s Y fn(n, l, ml, ms) n é o número quântico principal n = 1, 2, 3, 4, …. Distância do elétron ao núcleo Níveis de energia Energia do elétron En=-R/n2 Funções angulares para o átomo de hidrogênio Orbital s -> )=(1/(4))1/2 Orbital pz -> )=(3/(4))1/2cos Orbital dz2 -> )=(5/(16))1/2(3*cos2) Y = fn(n, l, ml, ms) l é o número quântico de momento angular Para determinado valor de n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1 n = 1, l = 0 n = 2, l = 0 ou 1 n = 3, l = 0, 1, ou 2 l = 0 s orbital l = 1 p orbital l = 2 d orbital l = 3 f orbital Forma ou volume do espaço que o elétron ocupa Momento angular orbital L=(l(l+1))1/2h/2 Orbital s l=0 Orbital p l=1 Orbital d l=2 Y = fn(n, l, ml, ms) ml é o número quântico magnético Para determinado valor de l ml = -l, …., 0, …. +l se l = 1 (p orbital), ml = -1, 0, ou 1 se l = 2 (d orbital), ml = -2, -1, 0, 1, ou 2 Orientação do orbital no espaço Componente do momento angular em direção específica ML=mlh/2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = -2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = 2 Y = fn(n, l, ml, ms) ms é o número quântico de spin ms = +½ ou -½ ms =+½ ms = -½ Evidenciado pelo desdobramento das linhas dos espectros de emissão dos átomos de hidrogênio sob influência de um campo magnético externo Momento angular de spin s=(ms(ms+1))1/2h/2 Paramagnetico Elétrons desemparelhados Diamagnetico Todos os elétrons emparelhados
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