aula1PROPRIEDADESATMICAS 20180312161906

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PROPRIEDADES ATÔMICAS
Química Inorgânica
Engenharia Química
Ementa:
Propriedades periódicas dos elementos: classificações, comportamentos e propriedades. Estudo dos elementos representativos e de transição. Relação entre a estrutura dos compostos inorgânicos e sua geometria. Teorias ácido-base e reatividade. 
Informações mínimas fornecidas pela Tabela Periódica sobre o elemento 
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Aula 1 – Introdução
Reação química
Distribuição eletrônica nos átomos
Quebra e/ou formação de ligações químicas
altera
ocorre
Propriedades
Ligações  configuração eletrônica dos átomos
determinam
Aula 1 – Propriedades Atômicas
 O átomo e seus componentes
 Espectros atômicos e a teoria de Bohr
- A dualidade da natureza dos elétrons
- O princípio da incerteza de Heisenberg
- A equação de onda de Schrödinger
- Níveis, subníveis e orbitais
- Configuração eletrônica e os grupos da tabela periódica
Evolução dos Modelos Atômicos
Aula 1 – O átomo e seus componentes
Figura 1: Representação (fora de escala) para os componentes do átomo.
 
- Núcleo muito pequeno e positivo.
- Núcleo formado por prótons (carga positiva) e nêutrons (carga neutra).
- Eletrosfera: espaço vazio e elétrons (carga negativa) circulando.
Modelo de Bohr - 1913
 Os elétrons giram ao redor do
 núcleo em órbitas de energia e raio
 bem definidos – a energia das 
órbitas é quantizada.
 
 
 
 absorve e emite energia 
 
 
Aula 1 – Espectros atômicos e a teoria de Bohr
Figura 2: Representação da diferença de um espectro contínuo e um de emissão atômica.
- Emissão de apenas algumas raias de frequências bem definidas.
- Características de cada elemento.
 Exemplo: raias mais intensas do sódio (lâmpadas)
= 5,093x1014 Hz e 5,088x1014 Hz (amarelo)
Luz solar:
arcoíris
Aula 1 – Espectros atômicos e a teoria de Bohr
Figura 3: Representação da montagem para obtenção do espectro do elemento hidrogênio.
Aula 1 – Espectros atômicos e a teoria de Bohr
Figura 4: Representação da parte visível do espectro do hidrogênio, conhecida como série de Balmer.
- Espaçamento entre as raias diminui.
- A série converge para l = 3645,6 Angstroms.
 Como explicar a descontinuidade dos espectros atômicos?
= Quantização da energia  Modelo de Bohr
ESTRUTURA ATÔMICA
Distribuição Eletrônica e
Diagrama de Quadrículas
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ORBITAIS ATÔMICOS
• São funções de onda de elétrons em átomos. 
	 soluções da equação de Schrödinger ! 
	
• 2 fornece a densidade de probabilidade.
Se imaginarmos uma nuvem centrada no núcleo, regiões mais densas da nuvem representam locais onde a probabilidade de se encontrar o elétron é maior.
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ORBITAIS ATÔMICOS
Coordenadas esféricas polares
	
(r,,) = R(r) Y(,)
R(r) = função de onda radial
Y(,) = função de onda angular
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ORBITAIS ATÔMICOS
Estado fundamental do hidrogênio
ao = Raio de Bohr = 52,9 pm
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ORBITAIS ATÔMICOS
• A função de onda é especificada por três números quânticos:
 
 - Número quântico principal: especifica a energia do orbital
 - Número quântico de momento angular: subcamadas
 - Número quântico magnético: orbitais individuais
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ORBITAIS ATÔMICOS
Orbital 1 s
Nuvem 
eletrônica
Probabilidade
Estado fundamental
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d
s
p
f
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ORBITAIS ATÔMICOS
Avaliando as probabilidades relativas de encontrar uma partícula:
Qual é a probabilidade de encontrar o elétron em uma pequena região a uma distância do núcleo, relativamente à probabilidade de encontrá-lo na mesma pequena região no núcleo ? 
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ORBITAIS ATÔMICOS
A função de onda radial 
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ORBITAIS ATÔMICOS
A função de onda radial 
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ORBITAIS ATÔMICOS
A função de onda angular 
Orbitais np, ℓ = 1
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ORBITAIS ATÔMICOS
A função de onda angular 
Orbitais d, n > 2, ℓ = 2
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ORBITAIS ATÔMICOS
A função de onda angular 
Orbitais f, n > 3, ℓ = 3
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SPIN ELETRÔNICO
 O modelo de Schrödinger não consegue predizer exatamente as linhas espectrais do hidrogênio.
 Goudsmit & Uhlenbeck (1925) propuseram que elétron se comporta como uma esfera em rotação (spin).
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SPIN ELETRÔNICO
 Número quântico de spin
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ESTRUTURA ELETRÔNICA DO HIDROGÊNIO
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ENERGIAS DOS ORBITAIS
Qual a razão para esta diferença de energia ? 
ESTRUTURA ELETRÔNICA DE ÁTOMOS COM MUITOS ELÉTRONS
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ENERGIAS DOS ORBITAIS
O desdobramento de energia entre sub-camadas vem do balanço de atrações (e-n) e repulsões (e-e) no átomo.
Efeito de blindagem: cada elétron é blindado em relação à atração total do núcleo pelos outros elétrons do átomo. 
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CARGA NUCLEAR EFETIVA
A carga nuclear efetiva, Zef, “sentida” por um elétron é sempre menor que a carga nuclear real, Z.
Efeito de blindagem da carga nuclear:
s < p < d < f
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O PRINCÍPIO DA CONSTRUÇÃO
(“edificação”)
A estrutura eletrônica de um átomo é de suma importância para suas propriedades químicas.
Estado fundamental para um átomo de muitos elétrons  Emínima
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PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI
Wolfgang Pauli (1925)
Não mais que dois elétrons podem ocupar um dado orbital.
Quando dois elétrons ocupam um orbital, seus spins devem estar emparelhados.
O conjunto dos quatro números quânticos é único para cada elétron.
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PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI
Spins 
(a) antiparalelos (emparelhados)
 (b) paralelos
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DIAGRAMA DE LINUS PAULING
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DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS
REGRA DE HUND: 
Energia total mais baixa, levando em conta a atração dos elétrons pelo núcleo e a sua repulsão por outro elétron.
Em um mesmo sub-nível os orbitais são preenchidos de forma a obter o maior número de elétrons desemparelhados. 
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
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Representação de Lewis
(ou representação eletrônica)
Tabela Periódica x Configuração Eletrônica
Se um elemento se encontra no terceiro período da Tabela Periódica é porque seu nível de valência é o nível 3.
PROPRIEDADES
Na coluna, os elementos representativos, possuem a mesma configuração eletrônica de valência.
Classificação dos elementos de acordo com o último subnível ocupado.
REPRESENTATIVO
 s e p
TRANSIÇÃO
d
TRANSIÇÃO
INTERNA: f
Lantanídeos: 4f
Actinídeos: 5f
np6
(n - 2)f
ns2
 np1
np2
np3
np4
ns1
np5
Tabela Periódica x Configuração Eletrônica
 (n-1)d
Tabela Periódica x Configuração Eletrônica
 Fazendo a configuração eletrônica vista pela tabela periódica:
Na11 1s2  2s2 2p6  3s1 e Ne10 1s2  2s2 2p6 
 terceiro período da TP segundo período da TP 
 
 percebe-se que a configuração do gás nobre neônio é idêntica ao 
 cerne da configuração do sódio, assim podemos escrever:
Na: |Ne| 3s1 
 e fazer a leitura a partir do 3º período até a família do sódio.
O gás nobre do período anterior ao do átomo que se quer fazer a configuração eletrônica é o gás nobre de referência. Assim, o Ne é o gás nobre de referência para a configuração eletrônica de todos os elementos do terceiro período da Tabela Periódica.
Aula 1 – Referências
 Figura 1: http://norumoao100.blogspot.com.br/2012/05/modelo-atomico.html
 Figura 2 e 3: http://www.feiradeciencias.com.br/sala23/23_MA02.asp
 Figura 4: http://canzian.fsc.ufsc.br/fsc5509/espectros/
 Figura5:http://quimicadashotoko.blogspot.com.br/2013/10/entenda-as-representacoes-de-lewis.html
BOM ESTUDO!