O átomo parte 2 Aula 03

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

O átomo: Parte II
Universidade Federal Rural do Semi-Árido
Departamento de Agrotecnologia e Ciências Sociais
Disciplina: Química Geral 
1
Comportamento Ondulatório da matéria
Louis De Broglie (1924)
		
		
		
Ele propôs que a matéria em movimento apresentava comportamento corpuscular e ondulatório, ou seja, tinha comportamento dualístico, onda-partícula.
2
Comportamento Ondulatório da matéria
De Broglie então sugeriu que o movimento das partículas estava associado a uma onda estacionária denominada onda piloto, cujas características são ilustradas na Figura 1.
		
3
Comportamento Ondulatório da matéria
Ele também estabeleceu que a quantidade de movimento (p), ou momento, da partícula e o comprimento de onda, da onda piloto estariam relacionados pela equação:
		
4
O princípio da incerteza de Heisenberg
Quando se descreve a trajetória de uma partícula móvel, deve-se determinar a sua posição velocidade. Para partículas macroscópicas, como uma bola ou um carro, facilmente encontram-se instrumentos de medida que podem determinar essas grandezas com excelentes aproximações.		
No entanto, tratando-se de partículas subatômicas, esta determinação torna-se extremamente complicada. 
Com essa dedução, Heisenberg, em 1925, postulou que é impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade do elétron. Em outras palavras, pode-se dizer que não é possível descrever a trajetória dos elétrons.
5
Comportamento Ondulatório da matéria
Essa relação ficou conhecida como princípio da incerteza de Heisenberg, e é expressa pela equação: 		
6
A equação de Schrodinger e o conceito de orbitais
Para explicar o caráter ondulatório do elétron proposto por De Broglie e o princípio da incerteza de Heisenberg em 1926, Erwin Schrödinger sugeriu uma nova mecânica quântica.
A mecânica quântica estabelece que só é possível estudar o comportamento de sistemas microscópicos em termos de“probabilidades”. Assim, a região de maior probabilidade de se encontrar um elétron, é o orbital atômico, passando esses sistemas a serem descritos por uma função de onda, representada pela letra grega Ψ (Psi).
7
Comportamento Ondulatório da matéria
Em 1926, Erwin Schrödinger formulou uma equação de onda para descrever o comportamento de sistemas microscópicos, em que considerava o comportamento dualístico de uma partícula se movimentando em três dimensões. A equação proposta é : 		
8
	
	A teoria de Schröedinger define a energia do elétron precisamente. Pelo princípio da incerteza há uma grande incerteza na posição do elétron. Assim, pode-se apenas descrever a probabilidade de o elétron estar em algum ponto no espaço quando estiver em um determinado estado de energia.
Comportamento Ondulatório da matéria
9
Comportamento Ondulatório da matéria
Calculando as soluções possíveis para essa equação e plotando em um gráfico, serão obtidas as posições com probabilidade de conter o elétron. Essa região é então chamada de orbital.
Orbital é então definido como a região geométrica em que existe uma grande probabilidade de se encontrar um elétron.
10
Os números Quânticos
Quando a equação Schrodinger é resolvida, observa-se que cada orbital esta relacionado com 4 números inteiros inter- relacionados entre si. Esses três números passaram a ser conhecidos como números quânticos e designados pelas letras n, l ,ml e ms.
Números quânticos: 
 1- Número quântico principal (n)
 2- Número quântico secundário (l) 
 3- Número quântico magnético (ml)
 4- Número quântico Spin (mS)
11
Os números Quânticos
Número quântico principal (n): indica o nível de energia do elétron no átomo. Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, n varia de 1 a 7. 
Ele representa os níveis de energia permitidos para o átomo e determina o tamanho do orbital. Quanto maior o n, maiores serão a energia e o tamanho do orbital.
12
Os números Quânticos
Número quântico secundário ou azimutal (l): indica a energia do elétron no subnível. Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais,l varia de 0 a 3 e esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, respectivamente. O número máximo de elétrons em cada subnível é dado por 2 (2 .l + 1)
13
Os números Quânticos
Número quântico secundário ou azimutal (l): Em cada orbital “cabem” apenas 2 elétrons deste modo, há 1 orbital no subnível s, 3 no subnível p, e assim por diante. A forma dos orbitais dos subníveis s e p é mostrada na figura
14
Os números Quânticos
Número quântico magnético (ml): este número quântico fornece a orientação do orbital no espaço, não influenciado no seu tamanho ou forma. Esse número quântico assume valores de –l ate l, incluindo o zero. 
l = 0 : corresponde ao subnível s, onde existe somente uma orientação (ml = 0), Subnível s: possui forma esférica e portanto apenas uma orientação.
15
Os números Quânticos
l = 1 : corresponde ao subnível p, onde existem três orientações permitidas, que surgem em decorrência dos três valores de ml (+1, 0, -1). Os três orbitais p são denominados px, py e pz e são orientados de acordo com os três eixos cartesianos (x, y e z). 
16
Os números Quânticos
l = 2 : corresponde ao subnível d onde existem cinco orientações permitidas, ou seja, cinco valores de ml (-2, -1, 0, +1, +2). 
17
Os números Quânticos
l = 3 : corresponde ao subnível f onde existem 7 orientações permitidas, ou seja, cinco valores de ml (-3,-2, -1, 0, +1, +2,+3). 
18
O número quântico de spin indica (mS): Indica o movimento de rotação dos elétrons. Os “spins” +1/2 ou – 1/2 representam o sentido de rotação, horário ou anti-horário
Os números Quânticos
19
Orbitais e números quânticos
20
Diagrama de Pauling: descreve como ocorre a distribuição eletrônica dos níveis e subníveis em ordem crescente de energia, sendo que, um subnível deve ser completamente preenchido para depois iniciar o seguinte
Para conhecer a ordem crescente de energia dos orbitais, basta seguir a direção das setas. Na figura a seguir encontram-se ordenados todos os subníveis atômicos em forma crescente de energia e com os orbitais de cada um representado por um quadrado.
Distribuição eletrônica
21
Para determinar a configuração dos elétrons nos orbitais atômicos, deve-se então distribuí-los nestes orbitais, na ordem em que estão apresentados. Para tal, deve-se seguir as seguintes regras:
Sempre preencher um subnível antes de colocar elétrons no próximo subnível;
Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron, somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começas o preenchimento de cada orbital semi-cheio com o segundo elétron (regra de Hund);
Quando existem dois elétrons em um orbital, deve-se indicar com setas (a primeira apontando para cima e a segunda para baixo) que ambos possuem spin contrários (princípio de exclusão de Pauli).
Distribuição eletrônica
22
Distribuição eletrônica
23
Distribuição eletrônica e Tabela periódica
A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.
O número do periodo é o valor de n.
Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.
Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
24
Distribuição eletrônica e Tabela periódica
25
Distribuição eletrônica e Tabela periódica
26