Quimica Aula 3

Prévia do material em texto

1
Números Quânticos e tabela 
periódica
Prof. Fernanda Anjos
Aula 3
Universidade Federal do
Vale do São Francisco
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos
• Orbitais e números quânticos
• Se resolvermos a equação de Schrödinger,
teremos as funções de onda (Y) e as energias
para as funções de onda.
• O Y2 é a probabilidade de encontrar um elétron
numa estreita região específica do espaço.
• Chamamos as funções de onda de orbitais.
• A equação de Schrödinger necessita de três
números quânticos:
– Número quântico principal, n. Este é o mesmo n
de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se
maior e o elétron passa mais tempo mais distante do
núcleo.
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos
2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico 
depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e 
aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para 
l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos 
referimos aos orbitais s, p, d e f. Define a forma do 
orbital.
3. O número quântico magnético, ml. Esse número 
quântico depende de l. O número quântico magnético 
tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a 
orientação do orbital no espaço.
4. Número quântico SPIN, ms. Especifica o spin do 
elétron e possui um valor de +1/2 ou -1/2.
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos
Para um determinado valor de l existe
2l+1valores permitidos de ml variando de 
–l a +l
Mecânica quântica e 
orbitais atômicos
2
Orbitais s
• Todos os orbitais s são esféricos.
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se 
encontrar um elétron é zero. (Nó esférico e nó esférico no infinito)
• Em um nó, Ψ2 = 0 
• Para um orbital s, o número de nós é n-1 e mais um nó esférico no 
infinito.
Representações orbitais
Representações orbitais
• Existem três orbitais p, px, py, e pz.
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de 
um sistema cartesiano.
• As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1.
• Os orbitais têm a forma de halteres.
• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. (nó angular)
Representações orbitais - Orbitais p
No plano xy No plano yz No plano xz
Representações orbitais - Orbitais 2p Representações orbitais – 3p
O orbital 3p possui um nó esférico adicional
3
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
• Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos 
x-, y- e z.
• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo 
dos eixos x-, y- e z.
• Quatro dos orbitais 3d têm quatro lóbulos cada. Tendo dois nós 
angulares e um nó esférico no infinito.
• O orbital dz2 tem dois lóbulos e um anel. Tendo 2 nós angulares.
• Os orbitais 4d são semelhantes aos 3d exceto por terem um nó 
esférico adicional.
Representações orbitais - Orbitais d e f Representações orbitais
Orbitais e suas energias
• Repulsão elétron-elétron
• Orbitais de mesma energia são 
conhecidos como degenerados.
• Para n ≥ 2, os orbitais s e p não 
são mais degenerados porque 
os elétrons interagem entre si.
Átomos polieletrônicos
Spin eletrônico e o princípio 
da exclusão de Pauli
• O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha 
como um par de linhas minimamente espaçado.
• Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o 
porquê.
• Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo 
magnético e os átomos foram então detectados.
• Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em 
um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.
Átomos polieletrônicos
Experimento de Stern-Gerlach
Espectro de linhas – átomos polieletrônicos 
George Uhlenbeck e Samuel Goudsmit (1925) 
postularam que os elétrons tinham uma propriedade 
intrínseca, chamada Spin eletrônico.
1921
Spin eletrônico e o princípio 
da exclusão de Pauli
Átomos polieletrônicos
Novo número quântico – ms
Magnético de spin
4
Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
• Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número 
quântico de rotação = ± ½.
• O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a 
mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no 
mesmo orbital devem ter spins opostos.
Átomos polieletrônicos
Regra de Hund
• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os 
elétrons de um elemento estão localizados.
• Três regras:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de energia.
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo 
orbital (Pauli).
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital 
isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo 
elétron (regra de Hund).
Configurações eletrônicas
Configurações eletrônica condensadas
• O neônio tem o subnível 2p completo.
• O sódio marca o início de um novo período.
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o 
sódio como 
Na: [Ne] 3s1
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Configurações eletrônicas
Metais de transição
• Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos.
• Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p
começam a ser preenchidos.
• Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são 
os elétrons de valência.
Configurações eletrônicas
Lantanídeos e actinídeos
• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.
Observe: La: [Kr]6s25d14f1
• Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são 
chamados lantanídeos ou elementos terras raras.
• Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são 
chamados actinídeos.
• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.
Configurações eletrônicas
• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as 
configurações eletrônicas.
• O número do período 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.
Configurações eletrônicas e 
tabela periódica
5
Configurações eletrônicas e 
tabela periódica Classificação dos elementos
De acordo com algumas propriedades, podemos classificar os 
elementos químicos em metais, não-metais e gases nobres:
•1- Os metais são bons condutores de eletricidade e calor. São sólidos 
nas condições ambientes – com exceção do mercúrio – maleáveis e 
dúcteis.
•2- Os não-metais são maus condutores de calor e de eletricidade, 
com exceção do carbono na forma de grafite, que é um bom condutor 
elétrico. São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes.
•3- Os gases nobres apresentam reatividade muito pequena, sendo 
considerados, até pouco tempo, inertes.
H He
Li Be B C N 0 F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru~ Rh~ Pd~ Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Hf Tu W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po Al Rn
Fr Ru Ac*
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Cd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Th* Pa* U* Np* Pu Am Cm* Bk Cf Es Fm Md No Lr
Os estados físicos dos 
elementos A tabela periódica
• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências 
nas propriedades químicas e físicas. 
• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os 
elementos em ordem crescente de massa atômica.
• Faltaram alguns elementos nesse esquema. 
• Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição 
mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do 
Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele 
previu umnúmero de propriedades para este elemento. 
Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se 
equiparam bem à previsão de Mendeleev.
• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em 
ordem crescente de número atômico.
Periódicas
Os valores crescem e decrescem 
sucessivamente à medida que 
aumenta o número atômico.
Aperiódicas
Os valores crescem ou 
decrescem à medida que 
aumenta o número atômico.
 Raio atômico;
 Energia de ionização;
 Afinidade eletrônica;
 Eletronegatividade...
 Massa atômica;
 Calor específico. Carga nuclear efetiva (CNE) e o efeito de blindagem (B):
Carga Nuclear Efetiva
BCNTCNE 
• É a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico.
• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os 
protegem da carga nuclear.
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e 
do número de elétrons mais internos.
6
• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos 
elétrons que os protegem da carga nuclear. 
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do 
núcleo e do número de elétrons mais internos.
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (B), a 
carga nuclear efetiva (CNE) diminui.
• Quando aumenta a distância do núcleo, B aumenta e CNE diminui.
• Ao longo do período a carga nuclear efetiva aumenta.
• Ao longo da família a carga nuclear efetiva tem um aumento menor 
do que no período.
Carga nuclear efetiva Raio atômico
As nuvens de elétrons não tem limites bem definido, ou seja, não é
possível medir o raio exato de um átomo;
Quando os átomos estão organizados como sólidos e moléculas, seus
centros encontram-se em distâncias definidas uns dos outros.
Raio atômico – É a metade da distância entre os núcleos de átomos
vizinhos.
 Raio atômico corresponde a metade dessa distância:
r =  / 2 Unidades:
1 Å = 10-8 cm = 10-10 m
1 nm = 10-9 m
1 pm = 10-12 m 
• Se o elemento for um metal – o raio atômico é a metade da distância
entre os centros de átomos vizinhos numa amostra sólida;
• Se o elemento for um ametal – o raio será a distância entre os
núcleos de átomos unidos por uma ligação química – raio covalente
• Se o elemento é um gás nobre – raio de van der Waals;
• Se temos um sólido iônico – distância entre os íons vizinho na rede.
Tendências periódicas 
nos raios atômicos
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as 
propriedades dos elementos variam periodicamente.
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela 
periódica.
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se 
menores.
Existem dois fatores agindo:
• Número quântico principal, n, e
• a carga nuclear efetiva, Zef.
Tamanho dos átomos 
e dos íons
Tamanho dos átomos 
e dos íons
Tamanho dos átomos 
e dos íons
• À medida que o número quântico principal 
aumenta (ex., descemos em um grupo), a 
distância do elétron mais externo ao núcleo 
aumenta. Consequentemente, o raio atômico 
aumenta.
• Ao longo de um período na tabela periódica, o 
número de elétrons mais internos mantém-se 
constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. 
Conseqüentemente, aumenta a atração entre o 
núcleo e os elétrons mais externos. Essa 
atração faz com que o raio atômico diminua.
7
Tendências nos tamanhos dos 
íons
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um 
composto iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, 
do número de elétrons e dos orbitais que contenham os 
elétrons de valência.
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são 
menores do que os átomos que lhes dão origem.
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso 
e são maiores do que os átomos que lhe dão origem.
Tendências nos tamanhos dos 
íons
Energia de Ionização (EI)
Energia de ionização: é a energia necessária para
retirar um elétron de um átomo no estado gasoso.
 2ª Energia de Ionização: energia necessária para
retirar um elétron de um cátion no estado gasoso -
maior que a 1ª Energia de Ionização.
  eNaEINa gg )()(0
  eMgEIMg gg )(2)( ª2
  eMgEIMg gg )()(0 ª1
Energia de Ionização e a Tabela PeriódicaGases nobres
Metais alcalinos
Energia de ionização
7N e 8O 
4Be e 5B 
Afinidade Eletrônica (AE)
É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado
gasoso, recebe um elétron.
AECleCl gg 

)()(
Li – Li- = -57 kJ mol-1
C – C- = -121 kJ mol-1
F – F- = -333 kJ mol-1
O – O- = -142 kJ mol-1
O – O-2 = +702 kJ mol-1
Repulsão da carga
negativa já existente.
8
Eletronegatividade
É a tendência relativa de um átomo em atrair o par de elétrons
de uma ligação química;
Eletronegatividade