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O Átomo e o Mundo Quântico Estrutura da Matéria Profa Izilda A. Bagatin 1 2ª aula Inorganic Chemistry Chapter 1: Table 1.1 Inorganic Chemistry Chapter 1: Figure 1.3 O Modelo Atômico Quântico E. Schrödinger 1887-1961 Em 1926, Schröndinger escreveu uma equação que descrevia o comportamento partícula/onda do elétron no átomo de Hidrogênio: = E A função de onda () descreve a energia de um determinado elétron e a probabilidade de encontrá-lo em um determinado volume do espaço. Essa equação resulta em inúmeras soluções matemáticas, chamadas de função de onda. Para cada FUNÇÃO DE ONDA existe uma ENERGIA associada. A equação só pode ser resolvida exatamente para o átomo de hidrogênio. Para átomos multi-eletrônicos, a solução é aproximada. O Modelo Atômico Quântico • Somente certas vibrações podem ser observadas numa corda vibrante. Por analogia o comportamento do elétron no átomo é descrito da mesma forma – somente são permitidas certas funções de onda. Quantização surge naturalmente....(analogia com as cordas) • Cada função de onda () corresponde a energia permitida para o elétron e concorda com o resultado de Bohr para o átomo de H. • Cada função de onda () pode ser interpretada em termos de probabilidade e (2) dá a probabilidade de encontrar o elétron numa certa região do espaço. • A solução da equação ou função de onda () descreve um estado possível para o elétron no átomo denominado de ORBITAL. • Cada função de onda, ou seja, cada Orbital, é descrito por NÚMEROS QUÂNTICOS, que nos informam ENERGIA, FORMA E TAMANHO Os Números Quânticos A equação de Schrödinger necessita de quatro números quânticos: 1 - Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. n = 1, 2, 3, 4, 5 ... = fn (n, l, ml, ms) n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 Os Números Quânticos 2 - O número quântico azimutal, l. Esse número quântico depende do valor de n e representa a forma espacial da subcamada do orbital. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n-1. Normalmente utilizamos letras para designar o l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Valor de l símbolo da subcamada nº elétrons 0 s (sharp) 2 1 p (principal) 6 2 d (diffuse) 10 3 f (fundamental) 14 l = 0 (orbital s) Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais s • 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 • Para um orbital s, o número de nós é n-1. Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais p l = 1 (orbital p) Quando l = 1, existe um plano NODAL que passa pelo núcleo. Plano Nodal: passa pelo zero • 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 Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais d l = 2 (orbital d) Quando l = 2, existem dois planos NODAIS que passam pelo núcleo • Existem cinco orbitais d • 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. Inorganic Chemistry Chapter 1: Figure 1.15 Os Números Quânticos – Formatos dos Orbitais f l = 3 (orbital f) 3 - O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço. Os Números Quânticos Existem 2l+1 valores diferentes de ml para cada valor de l e, portanto, 2l+1 orbitais em uma subcamada de número quântico l. Ex: l = 1 – ml = +1, 0, -1 l = 2 – ml = +2, +1, 0, -1, -2 Orbitais e Números Quânticos Os Números Quânticos 4 - O número quântico de spin, ms. Experimentos mostraram que as linhas espectrais do H e outros elementos se desdobravam quando submetidos a um campo magnético. O elétron se comportava como se tivesse uma rotação (spin) própria em torno do seu eixo ms = -½ ms = +½ Paramagnetismo e Diamagnetismo Paramagnético Elétrons desemparelhados 2p Diamagnético Todos elétrons emparelhados 2p •Sal de cozinha, giz, tecidos – são repelidos pela aproximação de um imã: Diamagnéticos •Metais – são atraídos pela aproximação de um imã: Paramagnéticos Os Números Quânticos - Resumo A Energia dos Orbitais • Um orbital pode ser ocupado por no máximo 2 elétrons • Pelo princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. • De acordo com as regras de Hund: - Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. - Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli). - Para os orbitais degenerados (de mesma energia), os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund). A Energia dos Orbitais em um Átomo Monoeletrônico Energia depende apenas do número quântico n En = -RH ( ) 1 n2 n=1 n=2 n=3 SINAL NEGATIVO: significa que a energia do elétron em um átomo é MENOR que a energia do elétron livre A Energia dos Orbitais em um Átomo Polieletrônico Energia depende de n e l n=1 l = 0 n=2 l = 0 n=2 l = 1 n=3 l = 0 n=3 l = 1 n=3 l = 2 A Energia dos Orbitais em um Átomo Polieletrônico A que se deve essa ordem de energia dos orbitais em átomos polieletrônicos? 1 - Efeito de penetração dos orbitais: s > p > d > f ....... Quanto maior a probabilidade de encontrar o elétron perto do núcleo, mais ele é atraído pelo núcleo, maior o poder de penetração do orbital 2 - Efeito de blindagem: elétrons mais internos blindam os elétrons mais externos da atração pelo núcleo Quanto maior o poder de penetração do orbital, os seus elétrons exercem maior blindagem sobre os elétrons mais externos 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s Ordem de Preenchimento dos Orbitais Diagrama de Pauli (Aufbau) Notação da Configuração Eletrônica Notação spdf - espectroscópica Ex: H, Z = 1 Valor de n no. de elétrons Valor de l 1 1 s Notação em caixa Ex: He, Z = 2 1s Direção das setas indicam a orientação do spin dos elétrons Configuração eletrônica: • descreve o arranjo dos elétrons em um átomo • o arranjo do estado fundamental é aquele que apresenta a menor energia possível • o arranjo de menor energia é o mais estável Configuração Eletrônica na Tabela Periódica Lítio - Li Grupo 1A Z = 3 1s22s1 ---> 3 elétrons 1s 2s 3s 3p 2p Berílio - Be Grupo 2A Z = 4 1s22s2 ---> 4 elétrons 1s 2s 3s 3p 2p Boro -B Grupo 3A Z = 5 1s2 2s2 2p1 ---> 5 elétrons 1s 2s 3s 3p2p Carbono -C Grupo 4A Z = 6 1s2 2s2 2p2 ---> 6 elétrons Por quê não emparelhar o elétron? Regra de HUND 1s 2s 3s 3p 2p Nitrogênio - N Grupo 5A Z = 7 1s2 2s2 2p3 ---> 7 elétrons 1s 2s 3s 3p 2p Oxigênio -O Grupo 6A Z = 8 1s2 2s2 2p4 ---> 8 elétrons 1s 2s 3s 3p 2p Fluor - F Grupo 7A Z = 9 1s2 2s2 2p5 ---> 9 elétrons 1s 2s 3s 3p 2p Neônio - Ne Grupo 8A Z = 10 1s2 2s2 2p6 ---> 10 elétrons 1s 2s 3s 3p 2p Chegamos no final do segundo período!!!!! Sódio - Na Grupo 1A Z = 11 1s2 2s2 2p6 3s1 or “elétrons internos do Ne” + 3s1 [Ne] 3s1 (notação de gás nobre) Iniciou-se um novo período Todos os elementos do grupo 1A tem a configuração [elétrons internos] ns1. Elétrons de valência Alumínio - Al Grupo 3A Z = 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 [Ne] 3s2 3p1 1s 2s 3s 3p 2p Elétrons de valência Fósforo - P Grupo 5A Z = 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 [Ne] 3s2 3p3 1s 2s 3s 3p 2p Formação de Cátions e Ânions – Elementos Representativos Na [Ne]3s1 Na+ [Ne] Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar] Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne] Átomo perde elétrons de modo que o cátion venha a ter uma configuração eletrônica de gás nobre. H 1s1 H- 1s2 ou [He] F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 ou [Ne] O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 ou [Ne] N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 ou [Ne] Átomo ganha elétrons de modo que o ânion venha a ter configuração de gás nobre Metais de transição Todos os elementos do 4º período tem configuração [Ar]nsx(n - 1)dy e, portanto, são elementos do bloco d. Orbitais 3d usados do Sc-Zn Distribuição Eletrônica para Metais de Transição Z=21 - [Ar] 4s2 3d1 -------Sc Z=22 - [Ar] 4s2 3d2 -------Ti Z=23 - [Ar] 4s2 3d3 --------V Z=24 - [Ar] 4s1 3d5 --------Cr Z=25 - [Ar] 4s2 3d5 -------Mn Z=26 - [Ar] 4s2 3d6 --------Fe Z=27 - [Ar] 4s2 3d7 --------Co Z=28 - [Ar] 4s2 3d8 --------Ni Z=29 - [Ar] 4s1 3d10 -------Cu Z=30 - [Ar] 4s2 3d10 -------Zn Por quê o orbital 4s é preenchido antes do 3d? O orbital s é mais penetrante e, conseqüentemente, os elétrons sentem menos a presença dos outros. Por estar mais próximo ao núcleo, a energia é mais baixa (mais negativa), fazendo com que um elétron 4s tenha energia menor do que um 3d. Por quê o orbital 4s do Cr e Cu é semi-preenchido ? Distribuição Eletrônica para Metais de Transição A resposta à esta questão está na estabilidade extra que uma camada cheia (ou semi-cheia) proporciona. Camada semi-cheia d5 Camada cheia d10 Ocupação simétrica Estabilidade extra Por essa razão, o elétron ocupa os orbitais d vazios, gerando uma camada semi-cheia (ou cheia) e, assim, ganha estabilidade extra devido a diminuição de energia. O emparelhamento de elétrons em um mesmo orbital envolve repulsão a qual aumenta a energia do orbital. Na formação de cátions, inicialmente são removidos elétrons da camada ns e depois elétrons da camada(n - 1). Ex: Fe [Ar] 4s2 3d6 perde inicialmente 2 elétrons ---> Fe2+ [Ar] 4s0 3d6 Distribuição Eletrônica para Metais de Transição 4s 3d 3d 4s Fe Fe2+ 3d 4s Fe3+ Orbitais 4f usados para Ce - Lu e 5f para Th - Lr Distribuição Eletrônica para Lantanídeos Todos estes elementos tem configuração [elétrons internos]nsx(n - 1)dy(n - 2)fz e são chamados de elementos do bloco f Configuração Eletrônicas dos Elementos Exercício (a) Faça a distribuição eletrônica para o estado fundamental dos átomos dos elementos do bloco d mostrados abaixo. Considere para esses elementos o cerne de gás nobre: Ar (Z= 18): [Ar] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Cr, Mn, Ni, Cu, Zn Z = 24, 25, 28, 29, 30 (b) Com base na configuração eletrônica feita, quais são os estados de oxidação esperados para cada um desses metais? Justifique. Exercício Z=24 - [Ar] 4s1 3d5 --------Cr Z=25 - [Ar] 4s2 3d5 --------Mn Z=28 - [Ar] 4s2 3d8 --------Ni Z=29 - [Ar] 4s1 3d10 -------Cu Z=30 - [Ar] 4s2 3d10 -------Zn 3d 4s
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