Baixe o app para aproveitar ainda mais
Prévia do material em texto
O princípio da complementaridade de Bohr No nível quântico, ambos os aspectos, o corpuscular e o ondulatório, são necessários para uma descrição completa do sistema estudado. 1924 De Broglie • Dualidade onda-partícula • Surge o que faltava para a evolução de mecânica quântica a nível atômico Mecânica Newtoniana precisava ser ultrapassada Einstein E = m.c2 Plank E = h. = h.c/ de Broglie, 1924 m (foton)= .c h O princípio da incerteza de Heisenberg (1927) O ato de medir algo afeta a própria quantidade que está sendo medida. É impossível medir simultaneamente e com precisão arbitrária a posição e a velocidade de uma partícula. Natureza probabilística Mecânica Quântica E = h.f h = 6,63 .10-34 J.s = constante de Planck f = frequência Quantum de energia Dualidade onda-partícula Princípio da complementaridade Natureza probabilística Princípio da Incerteza “Carros são como lanchas, motos como jet skis” E os elétrons como ondas eletromagnéticas que podem ser localizados no átomo ou molécula através da resolução de equações de probabilidade oriundas da mecânica quântica Schrödinger: elétrons descritos em termos de uma função de onda () • é uma função matemática que descreve o comportamento de uma onda no tempo e no espaço. É obtida resolvendo-se uma equação diferencial, a equação de Schrödinger: Equação de Schrödinger EVm 2 2 Modelo atômico atual 1924 Erwin Schrödinger Mecânica clássica Mecânica Newtoniana precisava ser ultrapassada! Mecânica quântica O átomo de hidrogênio O próprio Schrödinger resolveu a equação para o átomo de hidrogênio Várias soluções que diferiam por um conjunto de parâmetros (números quânticos) • Números quânticos: número quântico principal (n) = 1, 2, 3, ... número quântico de momento angular (l) = 0, 1, ..., n-1 número quântico magnético (ml) = l, l-1, ..., -l )Bohrderaio(pm9,52em/4a 2e 2 0 diferente função de onda () Cada combinação de n, l e ml diferente densidade de probabilidade (2 ) 2 (densidade de probabilidade) é proporcional à probabilidade de que a partícula seja encontrada em um volume infinitesimal sob determinado ponto Cada densidade de probabilidade (2 ) corresponde a uma diferente distribuição da nuvem eletrônica no espaço (orbital) 14 Estados do átomo de hidrogênio com n = 2 Estados do átomo de hidrogênio com n = 3 Superfícies limites: superfície desenhada sobre regiões de mesma 2 e abrangendo 90% (por exemplo) da probabilidade do elétrons ser encontrado em seu interior. orbitais s sempre que l = 0 1s 2s 3s forma esférica • l = número quântico de momento angular, determina a forma do orbital (0, 1, ..., n-1) Estados do átomo de hidrogênio com n = 2 Estados do átomo de hidrogênio com n = 3 sempre que l = 1 Orbitais p (px, py e pz) ml = -1 ml = 0 m = +1 Estados do átomo de hidrogênio com n = 3 sempre que l = 2 Orbitais d ml = -2 ml = -1 m = 0 ml = +1 ml = +2 ‘Anomalia’ dos elétrons 1922 Stern-Gerlark orbitais atômicos número quântico principal (n) = 1, 2, 3, ... número quântico de momento angular (l) = 0, 1, ..., n-1 número quântico magnético (ml) = l, l-1, ..., -l • Os números quânticos n, l e ml descrevem completamente o movimento de um elétron em um átomo??? Experimento de Stern-Gerlach (Ag) O número quântico magnético de spin (ms) ms = +1/2 ou –1/2 Sentido anti-horário Sentido horário campo magnético campo magnético Números quânticos para descrever o movimento do elétron no átomo de hidrogênio : • número quântico principal (n): representa o nível de energia (1, 2, 3, ...) • número quântico de momento angular (l): determina a forma do orbital (0, 1, ..., n-1) 0 = s; 1 = p; 2 = d; 3 = f; 4 = g;... • número quântico magnético (ml): fornece a orientação do orbital no espaço (l, l-1, ..., -l) • número quântico magnético de spin (ms): indica o sentido da rotação do elétron (l/2 ou –1/2) Números quânticos 1- Número quântico principal (n) Representa aproximadamente a distância do elétron ao núcleo. O número n tem valores inteiros 1, 2, 3,…∞, sendo primariamente responsável pela determinação da energia do elétron, do tamanho do orbital ocupado pelo elétron e da distância do orbital ao núcleo. A distância média do orbital 7s ao núcleo é maior que a distância média do orbital 1s ao núcleo. 1s 2s 3s 2- Número quântico secundário (azimutal) “l” Representa a forma do orbital. Assim, os orbitais s são esféricos. Valores de l: 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f),…(n-1). 3- Número quântico magnético (m) Descreve a orientação do orbital no espaço. O número m pode ter qualquer valor inteiro entre +3 e –3, inclusive zero. Exemplo: s — há 1 orbital p — há 3 orbitais d — há 5 orbitais f — há 7 orbitais 0 0 0 0 +1 +1 +1 -1 -1 -1 +2 +2 -2 -2 -3 +3 4- Número quântico spin “s” Descreve a rotação do elétron em torno do seu eixo. O número s pode ter somente os valores +1/2 e -1/2. Dois elétrons de um mesmo orbital apresentam os três primeiros números quânticos iguais, mas possuem spins opostos. Portanto, de acordo com Pauli, dois elétrons de um mesmo átomo nunca podem ter os mesmos quatro números quânticos. Linus Pauling • A Distribuição Energética dos Elétrons: Configurações eletrônicas do estado fundamental Princípio da construção: a) os orbitais devem ser preenchidos na ordem crescente de suas energias b) 2 elétrons no máximo por orbital, um com ms = +1/2 e outro com ms = -1/2 Regra de Hund: no caso de orbitais com mesma energia, adicione primeiramente um elétron a cada um deles, todos com ms = +1/2, para só então acrescentar um segundo elétron aos orbitais parcialmente preenchidos. Princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons em um átomo não podem apresentar os 4 números quânticos iguais Exemplo de preenchimento para o 3d6 Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estudadas. EXERCÍCIOS DE REVISÃO 1. Determine o conjunto dos quatro números quânticos do elétron mais energético. a) Oxigênio (Z =8); b) Cloro (Z = 17); c) Cálcio (Z = 20); d) Estrôncio (Z = 38); e) Bromo (Z = 35). 2. Dados os esquemas, estabeleça o conjunto dos quatro números quânticos do elétrons assinalados. a) c) b) d) ↓ ↓ ↓ ↑ 4p 4f 6s 3d A TABELA PERIÓDICA • Início do século XIX: um grande número de elementos químicos foi descoberto e, paralelamente, suas massas atômicas passaram a ser conhecidas. • Alguns destes elementos apresentavam semelhanças em suas propriedades. • Periódico: algo que se repete regularmente Mendeeliev (1834-1907) Lei periódica 1869: Meyer e Mendeliev verificaram que um padrão regular de repetição das propriedades químicas era observado quando os elementos eram colocados em ordem crescente da massa atômica. Tabela elaborada por Mendeliev(1869) Curiosidade: ausência dos gases nobres; posteriormente, um novo grupo precisou ser incorporado com a descoberta dos gases nobres. • A descoberta da tabela periódica permitiu prever a existência de elementos até então desconhecidos e mesmo prever suas propriedades fíisicas e químicas. Por exemplo, veja as predições de Mendeliev para o Eka-silício, mais tarde descoberto e chamado de Germânio. Propriedades Eka-silício Germânio massa molar (g/mol) 72 72,59 densidade (g/cm3) 5,5 5,32 ponto de fusão (ºC) alto 937 aparência cinza escuro cinza esbranquiçado óxido EO2; sólido branco; anfotérico; densidade 4,7 g/cm3 GeO2; sólido branco; anfotérico; densidade 4,23 g/cm3 cloreto ECl4; ferve abaixo de 100 ºC; densidade 1,9 g/cm3 GeCl4; ferve a 84 ºC; densidade 1,84 g/cm3 Com o passar dos anos, as tabelas foram evoluindo; porém, alguns elementos pareciam estar fora de posição!!! • I e Te: posições invertidas • Ca e Ar: mesma massa atômica (40 u) Ca Metal altamente reativo Ar Gás inerte • Com a descoberta dos números atômicos, no início do século XX, constatou-se que a tabela deveria ser organizada em termos dos números atômicos, e não das massas molares (Moseley, 1913). Lei periódica: quando os elementos são listados, seqüencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades. A Tabela Periódica moderna 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 período grupo ou família n = número de níveis ocupados camada de valência (valência = capacidade de combinação): maior nível ocupado elementos de um mesmo grupo possuem o mesmo número de elétrons de valência, daí suas propriedades químicas semelhantes A periodicidade nas propriedades dos elementos resulta da periodicidade nas configurações eletrônicas de seus átomos. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 período grupo ou família bloco d: elementos de transição externa bloco f: elementos de transição interna (lantanídeos e actinídeos) grupo dos elementos de transição bloco s bloco p bloco s + bloco p = grupos principais grupo 1: metais alcalinos grupo 2: metais alcalinos terrosos grupo 16: calcogênios grupo 17: halogênios grupo 18: gases nobres Br: Br Ar [Ar] 3d10 4s2 4p5 35 79,9 At: At Xe [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5 * 85 210 Au: [Xe] 4f14 5d10 6s1 Mo: [Kr] 4d5 5s1 Normalmente, (n-1)d4 e ns2 transforma-se em (n-1)d5 e ns1 e (n-1)d9 e ns2 transforma-se em (n-1)d10 e ns1 porque a situação em que todos os orbitais dos diferentes subníveis encontram-se parcialmente ou completamente preenchidos é energeticamente mais favorável. Algumas particularidades Propriedades periódicas Raio atômico aumenta o nível de energia dos elétrons de valência e a carga nuclear efetiva que os elétrons mais externos sentem é pouco alterada devido ao efeito de blindagem; portanto, o raio atômico aumenta. para números atômicos menores, a carga nuclear efetiva que os elétrons mais externos sentem diminui e, com isso, o raio atômico aumenta. 2r • Para os elementos dos grupos de transição, a tendência é quebrada devido aos efeitos de blindagem que os elétrons (n- 1)d sendo preenchidos provocam sobre os elétrons ns. Raio iônico Os cátions são menores do que seus átomos geradores e os ânions maiores Energia de ionização: energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado (fase gasosa) A atração elétrica sobre os elétrons de valência aumenta devido ao aumento da carga nuclear efetiva A atração elétrica sobre os elétrons de valência aumenta quando estes encontram-se mais próximos ao núcleo. O elétron removido é aquele mais fracamente ligado (de maior energia) • Para os elementos dos grupos de transição, a tendência é quebrada devido aos efeitos de blindagem que os elétrons (n-1)d sendo preenchidos provocam sobre os elétrons ns. Metais: elementos com baixa energia de ionização (perdem elétrons facilmente) conduzem eletricidade com facilidade formam cátions com facilidade gases nobres e não- metais: elevadas energias de ativação muito dificilmente formam cátions 1º E.I. < 2º E.I. < 3º E.I. < 4º E.I.... • É muito mais difícil tirar um elétron de uma espécie carregada positivamente do que de um átomo neutro obs. começar a enxergar de outra maneira o que antes era visto como a “regra do octeto” Grupo 1: forma facilmente cátions com carga 1+ Grupo 2: forma facilmente cátions com carga 2+ Grupo 3: forma facilmente cátions com carga 3+ • Afinidade eletrônica: energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo isolado (fase gasosa) Quanto maior o número atômico, maior a carga nuclear efetiva experimentada pelo elétron adicionado e, portanto, maior então a energia liberada. Quanto menor o nível de energia em que o elétron for adicionado, maior a energia liberada. Metais e gases nobres: elementos com afinidade eletrônica baixa muito dificilmente recebem elétrons para formar ânions não-metais o recebimento de elétrons é favorável (afinidade eletrônica positiva) • Para os elementos do grupo 17, um segundo elétron elétron precisa ser adicionado a uma espécie já carregada negativamente, o que não é favorável, e, além disso, a um nível mais externo de energia, onde a atração do núcleo será bem menor. Assim, estes elementos formam, via de regra, ânions com carga 1-. • Para os elementos do grupo 16, o segundo elétron ainda pode ser adicionado à camada de valência. Assim, ânions com carga 2- são formados com maior facilidade. • Raciocínio semelhante é válido para os elementos do grupo 15, os quais formam, com relativa facilidade, ânions com carga 3-. obs. começar a enxergar de outra maneira o que antes era visto como a “regra do octeto” 2.2. Os materiais e suas relações com a Tabela Periódica • Bloco s Baixa energia de ionização: altamente reativos (são facilmente oxidados para formar cátions), principalmente os mais pesados por possuírem energias de ionização ainda menores. Os elementos do bloco s possuem pouco uso direto como materiais, mas são muitíssimo importantes como compostos. O potássio reage vigorosamente com água e o calor liberado é tamanho que provoca a ignição do H2 formado. O sódio precisa ser guardado em óleo de parafina para evitar o contato com o ar e sua superfície recentemente cortada torna-se rapidamente coberta por seu óxido. • Bloco p Os elementos da esquerda e, principalmente aqueles mais pesados, possuem energia de ionização suficientemente baixa para que estes apresentem algumas propriedades metálicas dos membros do bloco s. Entretanto, como a energia de ionização dos elementos do grupo p é maior, suas reatividades são bem menores e estes formam metais de grande utilidade como o alumínio, o estanho e o chumbo. Alguns elementos mais pesados podem formar dois tipos de cátions perdendo todos os elétrons de valência ou apenas os elétrons p (efeito do par inerte). Isto ocorre devido a grande diferença de energia entre os orbitais s e p. • Bloco p Os elementos mais da direita do bloco possuem elevadas energiade ionização e afinidade eletrônica (não-metais). Formam com facilidade compostos moleculares um com o outro e reagem com metais para formar ânions em compostos iônicos, estando presentes em muitos minerais que nos rodeiam. Metalóides: características intermediárias entre metais e não- metais • Bloco d Metais de transição Apresentam propriedades bastantes semelhantes pois possuem os mesmos elétrons de valência Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Os elétrons “d” também podem ser perdidos, formando cátions com diferentes estados de oxidação Lantanídeos: ocorrência bastante rara; bastante usados em supercondutores Actinídeos: radioativos e, em grande parte, de ocorrência não natural
Compartilhar