aula 1 mecânica ondulatória

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

*
Estrutura eletrônica dos átomos 
Propriedades são dependentes da distribuição dos elétrons
Elementos
Radiação eletromagnética
*
Espectro eletromagnético 
*
Exemplo 
Radiação eletromagnética 
E = h c/ E= h
freqüência – número de ciclos por segundo
Comprimento de onda – pico a pico ou vale a vale
h- Constante de Planck – 6,6261 x 10-27 erg.s
c- Velocidade da luz – 3,00 x 108m/s
 c/
Exemplo:
Qual a freqüência da luz amarela ( = 625 nm)
3,00 x 108m/s = 4,80 x 1014 s-1 (Hz)
 	625nm x 10-9 m 
				1 nm
*
Espectro eletromagnético 
Espectro de emissão 
*
Espectros de emissão (linhas) 
Balmer e Rydberg Equação de Rydberg 
Cálculo dos comprimentos de onda das linhas do espectro
1/ = RH (1/n12 - 1/n22) onde RH = 109,678 cm-1
n2 > n1
*
Exemplo: 
Espectro de Hidrogênio 
Considerando n1= 2 e n2 =4
1/l = 109,678 cm-1 (1/22 - 1/42)
1/l = 2,056 x 104 cm-1
l = 4,864 x 10-5 cm
Análise dimensional
l = 4,864 x 10-5 cm x 10-2 m x 1nm
		 1 cm 	 10-9 m	
l = 486,4 nm Cor verde
*
Espectros de emissão Hidrogênio 
*
Espectros de emissão Hidrogênio 
R = 1,097 x 107 m-1
*
O significado dos espectros de linhas
O átomo excitado perde energia que não é arbitrária
A Eelétron é quantizada
 
Fundamento das teorias de estrutura 
eletrônica dos átomos
Elétrons ao redor do núcleo - órbitas
E = -b/n2 b= 2,18 x 10-18 J
Calcular a energia do elétron em qualquer órbita
*
Explicação da Eq. de Rydberg
Teoria de Bohr - fracassou!! Por que????
*
Dualidade onda x partícula
Louis de Broglie - 1924 - elétrons se comportam também como ondas.
l = h/mv m - massa da partícula
 v - velocidade da partícula
*
Dualidade onda x partícula
Abordagem de Schrödinger mais adequada que a de Bohr! 
O elétron às vezes se comporta como onda, outras como partícula
Heisenberg - Determina-se a posição com exatidão então não se tem exatidão na medida da energia.
O que se tem? Probabilidade de se encontrar o elétron com certa energia num dado volume de espaço!!
Princípio de incerteza de Heisenberg
Dx . D(mv) > 1/2 h
A incerteza na posição x a incerteza no momento (mv) (relativo a energia) > h
*
Se quisermos saber com exatidão o valor do momento, a incerteza na posição será grande
Calcular a incerteza na posição de um elétron (m= 9,11 x 10-28 g) com velocidade 1,20 x 108 m/s
Supondo a incerteza na velocidade - 0,100% 
(6,626 x 10-34 kg.m2/s2)(s)
(9,11 x 10-31 kg) (1,20 x 108m/s) (0,00100)
> 6,06 x 10-9 m distância grande em relação a distâncias 
atômicas e moleculares
Grande incerteza na posição do elétron - probabilidade de se encontrar o elétron numa região do espaço. 
*
Equação de Schrödinger 
Átomo de Hidrogênio e funções de onda 
Equação matemática mais complexa - Funções de onda (y) - Elétron como uma onda
 Somente algumas funções são permitidas
 Cada y corresponde a um valor de energia
 A energia do elétron é quantizada
 y2 - probabilidade de se encontrar o elétron - densidade de elétrons
 Resolução da equação - introdução de 3 números quânticos (n, l e ml)
Números quânticos !!! 
*
*
*
Números quânticos 
n - níveis de energia principais do elétron na região mais provável de encontrá-lo - No. Máximo de elétrons 2n
l - momento angular do elétron - subníveis de energia nos quais é mais provável encontrar o elétron. (0 a n-1)
ml - orientação orbital no espaço. - l a + l
Ms - momento angular intrínseco do elétron. +1/2 e -1/2 
*
Representação gráfica - 1s 
*
Representação gráfica - 2s e 3s
*
Representação gráfica - 2p e 3p 
*
Representação gráfica - 3d 
*
Orbitais f
*
Função probabilidade 
*
Números quânticos e orbitais 
*
Atenção! 
Distribuição eletrônica - Mais provável através de cálculos teóricos
*
Princípio de exclusão de Pauli Não é possível ter 02 elétrons com os mesmos números quânticos
Regra de Hund Multiplicidade máxima - maior desemparelhamento 
Estado fundamental e excitado Elétrons com E menor (mais estável) e E maior (menos estável).
Elétrons de valência e elétrons internos Elétrons de ligação e elétrons mais internos.
*
Distribuição eletrônica 
*
Exercícios de revisão: 
Ca - Z= 20 
Fe - Z= 26
Ag- Z= 47
Ar - Z= 18
Br - Z= 35
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
Ca2+- Z= 20 
Fe3+ - Z= 26
Ag+- Z= 47
Ar+ - Z= 18
Br- - Z= 35
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5s0
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
*
Energias atrativas e repulsivas 
*
Espectros de emissão de átomos diferentes 
*
*
Estrutura dos átomos hidrogenóides
ORBITAL s
*
Evolução das teorias 
Teorias que se desenvolveram em conjunto com outras descobertas/ teorias!!
*
Penetração e blindagem - principio de construção 
 Um elétron s de qualquer das camadas pode ser encontrado em uma região muito mais próximo do núcleo, e podemos dizer, que ele pode penetrar através das camadas internas;
 Um elétron p penetra muito menos que um elétron s, a sua função de onda possui um plano nodal que atravessa o núcleo; Dessa forma, o elétron p está mais blindado em relação ao núcleo.
Penetração : s  p  d  f
*
Blindagem (S)
 É a diferença entre a carga nuclear total e a carga nuclear efetiva.
 A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico.
Zef = Z - S
Como calcular a BLINDAGEM?
 A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos.
*
Agrupar a configuração eletrônica 
(1s) (2s2p) (3s3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s5p) (5d) (5f)....
 os elétrons de qualquer agrupamento à direita de um grupamento (ns,np) não influi na blindagem dos elétrons do grupo (ns,np); 
todos os elétrons do grupamento (ns,np) vão blindar o elétron de valência por um valor de 0,35 cada.
todos os elétrons da camada n-1 vão blindar o elétron de valência por um valor de 0,85 cada.
todos os elétrons n-2 ou menor blindam o elétron de valência completamente, ou seja, com um valor igual a 1,00. 
Blindagem – Regras de Slater
*
Exemplos:
Para o elétron 2p do Nitrogênio 
N= 1s2 2s2 2p3 (1s)2 (2s2p)5 
S= 2 x 0,85 + 4 x 0,35 = 3,1 
Z* = 7 - 3,1 = 3,9
Para o elétron 4s do Zinco com Z = 30
(1s)2 (2s2p)8 (3s3p)8 (3d)10 (4s)2
S = (18 x 0,85) + (10 x 1) + (1 x0,35) 
S = 25,65 Z* = 30 – 25,65 = 4,35 
Já um elétron 3d do mesmo Zinco teria um S = (18 x 1) + (9 x 0,35) = 21,15, o que renderia para ele um Z* = 8,85. 
Para os elétrons d
Aplicamos a regra 2
TODOS os elétrons internos blindam aqueles por um valor igual a 1,00.
*