1 Estrutura atômica QUÍMICA INORGÂNICA I

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IEQ012- QUÍMICA INORGÂNICA I 
Profª. Drª. Juliana Pardauil 
Aula 1 e 2 
Manaus-AM 
PODER EXECUTIVO FEDERAL 
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
1 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Ler os tópicos: 
A origem dos elementos 
1.1- Nucleosíntese dos elementos leves 
1.2- Nucleosíntese dos elementos pesados 
1.3- A classificação dos elementos 
2 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
O átomo hidrogenóide 
• Tabela periódica: consequência direta da 
variação periódica dos elementos; 
• Átomos semelhantes ao H; 
• Definição: átomos possuem somente um 
elétron, e livres de efeitos de repulsão eletron-
eletron; 
 
3 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Espectroscopia 
• Descarga elétrica passa tubo com gás H2: 
emissão de radiação eletromagnética; 
 
4 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Espectro de emissão do H: componentes na 
região do ultravioleta, visível e infravermelho; 
• Johann Rydberg: descobriu que 
comprimentos de onda (λ, lambda) podem ser 
descritos pela equação: 
 
5 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Teoria quântica clássica 
• Max Planck: energia pode ser absorvida ou 
emitida somente em quantidade de 
magnitude (∆E) 
6 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Fornecimento de energia para um átomo: 
elétrons promovidos do nível fundamental 
para estado excitado; 
• Estado excitado: é transiente, elétron retorna 
para o estado fundamental, resulta no 
espectro de emissão; 
 
7 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Consequência transição eletrônica: 
observação de linhas espectrais; 
• Espectro: consiste grupos de linhas discretas 
correspondentes às transições eletrônicas, 
com energia discreta; 
 
 
8 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
 
 
9 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Teoria de Bohr do espectro atômico do H 
• Combinou teoria quântica clássica e física 
clássica em um tratamento do átomo de H. 
• Estados estacionários: energia do elétron é 
constante, orbitais circulares em torno do 
núcleo; 
 
10 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Energia: absorvida ou emitida somente 
quando o elétron se move de um estado para 
outra. 
 
• Para o orbital se mantido: Fc = Fatra e-/p+ 
 
11 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Cálculo da E.I. 
12 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
13 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Mecânica ondulatória 
• Teoria quântica clássica: implicou uma teoria 
da luz corpuscular em adição a teoria 
ondulatória; 
• Loius de broglie: afirmou que a luz se 
comportava como partícula e como onda, o 
mesmo deveria ser verdadeiro para o elétron; 
14 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Fenômeno conhecido como dualidade onda-
partícula; 
• Uma partícula com momento mv possui uma 
onda associada com comprimento de onda λ: 
 
15 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Princípio da incerteza de Heisenberg 
• Elétron: propriedades ondulatórias, há uma 
consequência importante; 
• Torna-se impossível saber exatamente o 
momento e posição do elétron no instante de 
tempo; 
 
16 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
A equação de onda de Schrödinger 
• Informação sobre a função de onda é obtida a 
partir da equação de onda de Schrödinger 
• Pode ser resolvida apenas hidrogenóides; 
 
• A resolução descreve: informações sobre a 
localização e as propriedades do elétron no 
átomo; 
17 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Para um dimensão: 
 
 
 
Tridimensional 
 
 
18 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Problema: na determinação do momento e 
da posição do elétron; 
 
• Solução: usamos a probabilidade de 
encontrar o elétron em um determinado 
volume do espaço; 
 
 
19 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• A probabilidade de encontrar um elétron em 
um dado volume no espaço é determinada a 
partir da função Ψ2 ; 
• Ψ é uma função matemática chamada de 
 função de onda, que descreve o 
comportamento ondulatório de um elétron 
20 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Quando olhamos os resultados obtidos a 
partir da equação de onda, falaremos em 
termos de parte radial e angular da função: 
 
21 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
22 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Função de onda: todas as informações 
possíveis do elétron; 
• A probabilidade de encontrar o elétron é 
proporcional a Ψ 
• Ψ2 é chamado de densidade de probabilidade 
do elétron; 
 
23 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• “Densidade”: significa que Ψ2 por elemento 
de volume infinitesimal dτ: 
 
 
 
24 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Funções de onda: tem sinais positivos e 
negativos; 
• O sinal da função de onda é importante 
quando as funções se espalham em um região 
do espaço e interagem; 
 
25 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Interferência: construtiva e destrutiva 
 
26 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Resolvendo a equação de onda, quais são os 
resultados? 
• Função de onda é um solução da equação de 
onda de Schrödinger; 
• Descreve o comportamento de um elétron 
em um região do espaço chamada de orbital 
atômico; 
 
27 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Pode-se encontrar os valores de energia que 
estão associados a função de onda específico; 
• A quantização de níveis de energia surge 
naturalmente a partir da equação de 
Schrödinger; 
 
28 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
29 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Orbitais atômicos: região do espaço definida 
por uma Ψ 
• Orbital atômico: descrito por três números 
quânticos 
• n número quântico principal 
• l número quântico orbital 
• ml numero quântico magnético 
 
30 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
 n número quântico principal 
• Número inteiro positivo 
• Limite 1 ≤ n ≤ ∞ 
• Obtido quando a parte radial da função de 
onda é resolvida. 
• Especifica energia: alta mais difusos, baixa 
mais compactos. 
• Tamanho do orbital 
 
31 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
l Número quântico orbital 
• determina a forma do orbital atômico e 
momento angular do orbital do elétron. 
• Lóbulos aumentam a medida que l aumenta. 
• Valores permitidos: 0, 1,2...(n-1) 
 
32 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
ml número quântico magnético 
• Informações sobre direção de um orbital 
atômico. 
• Valores: +l a –l 
 
• Exemplo: Dado o n=2 quais valores permitidos 
de l e ml. 
33 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Tipos comuns de orbitais atômicos 
l = 0, 1, 2 e 3 
• Orbital atômico: representado por valores de 
n e l. 
 
Exemplo: Quais os tipos de orbitais atômicos 
para n = 1 e n= 2 ? 
34 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Cama: mesmo valo n 
• Subcamada: diferentes valoas de l 
• Orbitais degenerados: possuem mesma 
energia. 
 
35 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
36 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
O quarto número quântico 
• Número quântico de magnético de spin (ms) 
 
 
 
37 
-1/2 (giro horário) +1/2 (giro anti-horário) 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Estado de um elétron no H é caracterizado 
por quatro números quânticos 
 
 
 n l ml ms 
 
 
38 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
A parte radial da função de onda Ψ, R(r), H 
• Série de equações que representam uma 
distância variável, r, em relação ao núcleo; 
• Cada uma difere por uma combinação de n e l 
• Para n = 1 e l =0 
 
 
 
39 
Capítulo1- Estrutura atômica 
 
40 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• n : indica uma camada 
• l : indica uma subcamada (s,p,d,f..) 
Exercício: 
 
41 
n l subcamada 
1 0 
2 0 
2 1 
3 0 
3 1 
3 3 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Cama subcamada consiste um ou mais orbitais 
os quais são o estado que o elétron pode 
ocupar; 
• Cada orbital é designado pelos valores de n, l 
e ml 
Exercício: Quais os valores dos números 
quânticos n, l e ml para um elétron em uma 
subcamada 4d? 
42 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Olhando de perto algumas funções radiais 
 
43 
𝑹𝟏𝒔 𝒓 = 𝟐𝒆
−𝒓 
𝑹𝟐𝒔 𝒓 = 
𝟏
𝟐√𝟐
 𝟐 − 𝒓 𝒆−
𝒓/𝟐
 
N° de nós radiais: n-l-1 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Função de distribuição radial 
• R2dv é a probabilidade de encontrar o elétron 
em um incremento de volume dv a uma distância 
r do núcleo; 
• Considere uma esfera com raio r, centrada no 
núcleo: 
• A probabilidade de encontrar o elétron em uma 
esfera oca de espessura dr a uma distância r é 4 
𝜋 r2R2dr 
 
 v= 4/3 𝜋 r3 dv = 4 𝜋 r2dr 
44 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• O gráfico r2R2 vs r origina a função de 
distribuição radial 
• Mostra como a densidade elétron varia com r 
 
45 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
46 
n = 1 l= 0 1s OA 
Máximo: 52.9 pm 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
47 
Para o mesmo valor de l, a probabilidade de encontrar o 
elétron fica maior longe do núcleo : 3s>2s>1s 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Exercício: Desenhe a função de distribuição 
radial para o orbital 4dxz. Identifique número de 
nodos presentes. 
48 
r2
R
2
 
r 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Parte angular da função de onda, 𝜃 𝑒 𝜙 
 
 
• 𝜃 𝑒 𝜙 (coordenadas polares) mostram 
informações da distribuição angular da 
densidade eletrônica. 
• Y contem os números quânticos l e ml 
• Quando l =0, não há angular dependência 
 
 
49 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Superfície limite da parte angular da função 
de onda 
50 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Superfície limite da função de onda total: 
51 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Formas dos orbitais atômicos Ψns terá um perfil 
circular em2D, e esférico em 3D 
 
52 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
AO com l≥ 1 (p, d, f...) tem nós angulares 
• o número de nós angulares é igual a l 
• Plano yz é o nó no orbital px 
• 2 p AO não tem radial nodo! 
 
 
 
53 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• 3p tem um nó radial e nó angular 
• 3pz : o nó angular é o plano xy e nó radial é a 
esfera oca. 
 
54 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Orbitais d 
• l= 2; então teremos 2 nós angulares 
• Nó radial= 0 
• O orbital dz
2 é uma combinação de dz2-x2 e 
dz2-y2 
• dz
2 e dx2-y2 tem os lóbulos centrado no eixo 
 
• os outros OA bissectam os aixos 
 
 
 
55 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
56 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
57 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Átomos muiltieletrônicos 
• Solução exata da equação de Schronding para 
um átomo de N elétrons de ser um função das 
3N coordenadas de todos os elétrons; 
• Aqui: nos apoiamos na aproximação orbital: 
 cada elétron ocupa OA que assemelha-se 
àqueles do átomo hidrogenoide 
58 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
59 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Descrição do He (Z=2) no estado 
fundamental: 
• Aproximação orbital: supomos que o orbital 1s 
tem a mesma forma do H; 
• OA tem forma esférica; 
• Será mais compacto, carga nuclear do He 
maior; 
 
60 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
 
 
 
 
 
 
 
• Configuração do estado fundamental: listagem 
dos orbitais que seus elétrons ocupam; 
 61 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Para o Li (Z = 3) 
• A configuração 1s3 é proibida? 
• Princípio de Pauli: 
“Somente dois elétrons podem ocupar um único 
orbital e, se for o caso, seus spins devem ser 
emparelhados” 
 
 
62 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Elétrons emparelhado? 
• Elétrons desemparelhado? 
• Outra definição do Princípio de Pauli: os 
elétrons não podem ter os mesmos números 
quânticos; 
• 1s3 é proibida pelo princípio de Pauli 
• O terceiro elétron pode ocupar pode ocupar 
um orbital 2s ou 2p. 
 
63 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Carga nuclear efetiva (Zef): 
 Zef= Z-𝝈 
• Blindagem : redução da carga nuclear para a 
carga nuclear efetiva; 
• Quanto mais próximo elétron do núcleo, mais 
próximo Zef de Z 
 
 
64 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
65 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Considerando 2s e 2p no átomo de Li 
66 
Penetração: presença de 
elétrons dentro das 
camadas de outros elétrons 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• O elétron 2s tem uma energia menor, está 
ligado firmemente ao núcleo, do que o elétron 
2p; 
• O orbital 2s é ocupado antes do 2p; 
• Configuração do Li é 1s2 2s2 
• Característica geral: ns < np 
• Resultado da penetração e blindagem: 
 ns < np < nd < nf 
67 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
68 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
69 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Princípio do preenchimento (Aufbau) 
• Procedimento que leva a configuração 
aceitáveis para o estado fundamental; 
• Considerando a penetração e blindagem, 
estabelece : 
Ordem de ocupação: 1 s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p.... 
 
70 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Cada orbital pode acomodar dois elétrons 
 s, p , d e f... 
H (Z=1): 1s1 
He (Z=2): 1s2 
Li (Z=3):1s2 2s1 
Be (Z=4): 1s2 2s2 
B (Z=5): 1s2 2s2 2p1 
71 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Quando mais de um orbital está disponível? 
 2p? 
• Regra de Hund: 
 “Quando mais do que um orbital possui a 
mesma energia, os elétrons ocupam orbitais 
separados, sendo que os spins ficam paralelos” 
72 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Ocupação de orbitais separados? 
 interação repulsiva mais fraca em diferentes 
regiões; 
• Spins paralelos? 
 efeito mecânico-quântico chamado 
correlação de spin (spins paralelos se repelem 
menos 
73 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Consequência : 
 camadas semipreenchidas de elétrons com 
spins paralelos são mais estáveis; 
Exemplo: 
 Cr: 4s1 3d5 ao invés de 4s2 3d4 
74 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Tipos 
75 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Para o C temos que : 
C (Z=6): 1s22s22px
12py
1 ou 1s22s22p2 
 N (Z=7): [He] 2s22p3 
O (Z=8): [He] 2s22p4 
F (Z=9): [He] 2s22p5 
Ne (Z=10): [He] 2s22p6 
 
76 
Camada fechada 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• No bloco d, os orbitais d 
• Dados experimentais: mais vantajoso ocupar 
orbitais previstos serem de maior energia 
(como os 4s); 
• Explicação: redução da repulsão entre 
elétrons que ocorreria se os orbitais 3d 
fossem ocupados 
77 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Dados espectroscópicos mostram: 
configuração do estado fundamental do bloco 
d são: 3dn4s2 
• Cr: d5 s1 invés de d4 s2 
• Cu: d10 s1 invés de d9 s2 
• Explicação: Correlação de spin, a energia total 
menor é obtida formando uma camada 
semipreenchida ou preenchida, mesmo que 
elétron s desloque. 
78 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Configuração eletrônica de cátions: 
• Para achar a configuração do estado 
fundamental em uma camada de valência 
(n-1)d ns np, remova elétrons na ordem: 
 np depois ns e por último (n-1)d 
Sn 
Sn2+ 
Sn4+79 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Exemplo: 
Faça a configuração eletrônica. 
a) Fe (Z=26) 
b) Fe2+ 
c) Fe3+ 
80 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Tipos 
81 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Propriedades periódicas 
• Raios, energia de remoção e adição, mostram 
variação periódicas; 
 
• Grande importância para explicar 
propriedades químicas 
82 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Raios atômicos e iônicos 
• Átomo não raio preciso, a função de onda dos 
elétrons diminui com o aumento da distância 
ao núcleo; 
• Espera-se que átomos com muito elétrons 
sejam maiores do que átomos com poucos 
elétrons; 
• Definições: considerações empíricas 
 
83 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
84 
Raio metálico 
Raio covalente 
Raio iônico 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
85 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Aumento no grupo: aumento do n dos 
orbitais, maior número de camadas, maior 
raio atômico; 
• Diminuição ao longo do período: mesmo 
valor de n, maior carga Zef puxa os elétrons, 
átomos mais compactos; 
86 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Contração dos lantanídeos 
87 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Explicação: 
• a terceira linha do bloco d, precedida pelo 
preenchimento do orbital f; 
• Orbital f possui baixa capacidade de 
blindagem, elétrons experimentam atração 
maior com o núcleo, Zef alto; 
• Efeito dominante de Zef; 
88 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Ânions: maiores que átomos originais 
Resultado maior repulsão elétron-elétron para 
formar o ânion; 
• Cátions: são menores que átomos originais 
Resultado da redução na repulsão elétron-
elétron, resulta na perda de elétrons de 
valência, Zef aumenta. 
89 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Energia de ionização 
• Facilidade com elétron pode ser removido de 
um átomo; 
• Depende da energia do orbital mais alto 
ocupado; 
 
90 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
 Correlação raio atômico e energia de ionização 
 
• Raios pequenos, grandes energia de 
ionização; 
 
Explicação: elétron está próximo ao núcleo, 
forte atração coulombiana; tornando difícil 
remover. 
91 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Desvios na tendência de energia de ionização 
• B e Be: energia de ionização do B é menor 
 
 
Explicação: B elétron ocupa o orbital 2p, ficando 
menos fortemente ligado do que se estivesse no 
orbital 2s 
92 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Decréscimo da energia de ionização N e O 
• Repulsão de elétrons compensam a o 
aumento da carga nuclear; 
93 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
94 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Energia de ionização sucessivas 
• I1 < I2 < I3 
• Não padrão claro para esta tendência; 
• De modo geral: quanto maior a carga 
opositiva de uma espécie, maior será a I para 
remover o elétron; 
• Camada fechada: alta energia de ionização; 
orbital interage fortemente com o núcleo 
95 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Afinidade eletrônica 
• energia relacionada ao ganho de elétron; 
 
96 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Afinidade eletrônica: determinada pela 
energia do orbital não preenchido de menor 
energia do átomo em estado fundamental; 
 
• Orbitais de fronteiras: orbitais preenchidos e 
semipreenchidos de menor energia; 
 
 
 
97 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Elemento : alta afinidade eletrônica, se 
elétron adicional puder entrar numa cama que 
ele experimente forte carga nuclear; 
• elementos próximos ao flúor, alta afinidade 
eletrônica, grande valor de Zef; 
 
98 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Eletronegatividade, (chi, X) 
• Capacidade que um átomo tem de atrair para 
ele quando faz parte de um composto; 
• Eletronegativo: forte tendência em adquirir 
elétron; 
• Eletropositivo: forte tendência em perder 
elétron; 
99 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Tendências periódicas 
• Estão relacionadas com o tamanho e 
configuração eletrônica; 
• Átomo pequeno e camada eletrônica quase 
fechada: há grande probabilidade de que ele 
atraia para si mais do que um átomo grande 
com poucos elétron; 
 
100 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
101 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Medidas quantitativas da eletronegatividade 
• Linus Pauling: conceito relacionado a energia 
de formação da ligação 
• Robert Mulliken: relacionado com a I e E 
 - Observou que um átomo tem alta I e E, maior 
capacidade de adquirir elétron; 
102 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Conversão entre Pauling e Millken 
103 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Allred-Rochow: assume que a 
eletronegatividade é proporcional ao campo, r 
sendo o raio covalente: 
• elementos com alta eletronegatividade: alta 
carga nucelar efetiva e pequeno raio 
covalente; 
104 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
105 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
Polarizabilidade (α) 
• Capacidade de ser distorcido por um campo 
elétrico. 
• Ou seja: um átomo é polarizável se sua 
distribuição eletrônica puder ser distorcida 
facilmente; 
• orbitais atômicos preenchidos tiverem 
próximo do orbitais atômicos 
semipreenchidos; 
106 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Polarizabilidade: alta se a separação dos 
orbitais de fronteira for pequena; 
• Polarizabilidade: baixa se a separação dos 
orbitais de fronteira for grande; 
107 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Orbitais de fronteira muito próximo: 
encontrados para átomos e íons grandes e 
pesados; metais alcalinos e halogênios 
(altamente polarizável); 
• Orbitais de fronteira muito espaçados: 
átomos leves e pequenos (menos polarizáveis) 
108 
Capítulo 1- Estrutura atômica 
• Espécie que distorcem a distribuição eletrônica: 
capacidade polarizadora; 
Regras de Fajan (fatores que afetam a polarização): 
1- Cátions pequenos e elevada carga: grande 
capacidade polarizadora; 
2- Ânions grandes e com elevada carga: facilmente 
polarizados; 
3- Cátions que não possuem configuração de gás 
nobre: facilmente polarizável 
109