Baixe o app para aproveitar ainda mais
Prévia do material em texto
Distribuição eletrônica Universidade Federal do Rio Grande do Sul QUI01009 – Química Fundamental A Semestre ERE Existência (e energia) do elétron em um átomo é descrita por sua função de onda, y, que é única. Princípio de exclusão de Pauli – dois elétrons em um átomo não podem ter os mesmos quatro números quânticos. Equação de Schrödinger y = f(n, l, ml, ms) Cada assento tem uma identificação única (E, R12, S8). E, pode ser ocupado apenas por um indivíduo de cada vez. Equação de Schrödinger y = f(n, l, ml, ms) • Nível ou camada – elétrons com o mesmo valor de n • Subnível ou subcamada – elétrons com os mesmos valores de n e l • Orbital – elétrons com os mesmos valores de n, l, e ml Quantos elétrons podem ocupar um orbital? Equação de Schrödinger y = f(n, l, ml, ms) • Nível ou camada – elétrons com o mesmo valor de n • Subnível ou subcamada – elétrons com os mesmos valores de n e l • Orbital – elétrons com os mesmos valores de n, l, e ml Quantos elétrons podem ocupar um orbital? Se n, l, e ml estão fixos, então ms = ½ ou - ½ y = (n, l, ml , ½) ou = (n, l, ml , -½) Um orbital pode acomodar 2 elétrons Quantos orbitais 2p existem em um átomo? 2p n=2 l = 1 Se l = 1, então ml = -1, 0, ou +1 3 orbitais Quantos elétrons podem ser acomodados em um subnível 3d? 3d n=3 l = 2 Se l = 2, então ml = -2, -1, 0, +1, ou +2 5 orbitais que podem acomodar um total de 10 e- Cada combinação de n, l e ml identifica um orbital: Camada ou nível Subcamada ou subnível Orbital n l ml Número de orbitais Designação dos orbitais atômicos 1 0 0 1 1s 2 0 0 1 2s 1 -1, 0, 1 3 2px, 2py, 2pz 3 0 0 1 3s 1 -1, 0, 1 3 3px, 3py, 3pz 2 -2, -1, 0, 1, 2 5 3dxy, 3dyz, 3dxz 3dx2 - y2, 3dz2 . . . . . . . . . . . . . . . Relação entre os números quânticos e os orbitais atômicos Átomo com apenas um elétron Energia depende apenas de n En = -RH ( ) 1 n2 n=1 n=2 n=3 En er gi a Átomos com muitos elétrons Energia depende de n e l n=1 l = 0 n=2 l = 0 n=2 l = 1 n=3 l = 0 n=3 l = 1 n=3 l = 2 En er gi a H 1 elétronH 1s1 “Princípio do preenchimento ou da construção” En er gi a He 2 elétronsHe 1s2 “Princípio do preenchimento ou da construção” En er gi a Li 3 elétronsLi 1s22s1 “Princípio do preenchimento ou da construção” En er gi a Be 4 elétronsBe 1s22s2 “Princípio do preenchimento ou da construção” En er gi a “Princípio do preenchimento ou da construção” B 5 elétronsB 1s22s22p1En er gi a “Princípio do preenchimento ou da construção” C 6 elétrons En er gi a ? ? “Princípio do preenchimento ou da construção” C 6 elétrons En er gi a O arranjo mais estável dos elétrons em subníveis é aquele com o maior número de spins paralelos (Regra de Hund). 1s22s22p2 Ordem de preenchimento dos orbitals em átomos com muitos elétrons 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s … Átomos com muitos elétrons Energia depende de n e l En er gi a Obs.: se contiverem elétrons, os orbitais 3d terão menor energia do que os 4s. O mesmo vale para nd e (n+1)s nos períodos seguintes Após Z = 20, há mudança na ordem de energia entre os orbitais 3d e 4s Átomos com muitos elétrons Energia depende de n e l En er gi a 22Ti: 1s22s22p63s23p63d24s2 20Ca: 1s22s22p63s23p64s2 21Sc: 1s22s22p63s23p63d14s2 Configuração Eletrônica é como os elétrons estão distribuídos entre os vários orbitais atômicos em um átomo. 1s1 Número quântico principal n Número quântico do momento angular l Número de elétrons no orbital ou subnível Diagrama de Orbital H 1s1 Qual é a configuração eletrônica do Magnésio? Mg 12 elétrons 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s2 2s2 2p6 3s2 2 + 2 + 6 + 2 = 12 elétrons Abreviado como [Ne] 3s2 [Ne] = 1s22s22p6 cerne ou caroço de gás nobre camada de valência elétrons de valência Notação spdf: Convenção cerne de gás nobre: Diagramas de orbitais: 1s2 2s2 2p6 3s2 Obs.: Em exemplos como os do exercício 13 da lista 1, ao representar os diagramas de orbitais, costumamos representar apenas os elétrons da camada de valência Quais são os números quânticos possíveis para o elétron mais externo (mais energético) do Cloro? Cl 17 elétrons 1s 2s 2p 3s 3p 4s 1s22s22p63s23p5 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 elétrons Último elétron adicionado ao orbital 3p n = 3 l = 1 ml = -1, 0, ou +1 ms = +½ ou -½ Abreviado como [Ne] 3s2 3p5 -1 +10Convenção n = 3, l = 1, ml = 0, ms= -1/2 Convenção Átomos no estado fundamental e formação de cátions e ânions 11Na: 11 elétrons 1s2 2s2 2p6 3s1 Ânion: átomo que recebeu elétrons (terá carga negativa). 11Na+: perdeu 1 elétron 1s2 2s2 2p6 3s0 = 1s2 2s2 2p6 Cátion: átomo que perdeu elétrons (terá carga positiva). 8O: 8 elétrons 1s2 2s2 2p4 8O2-: recebeu 2 elétrons 1s2 2s2 2p6 Átomos no estado fundamental e formação de cátions e ânions 11Na: 11 elétrons 1s2 2s2 2p6 3s1 Ânion: átomo que recebeu elétrons (terá carga negativa). 11Na+: perdeu 1 elétron 1s2 2s2 2p6 3s0 = 1s2 2s2 2p6 Cátion: átomo que perdeu elétrons (terá carga positiva). 8O: 8 elétrons 1s2 2s2 2p4 8O2-: recebeu 2 elétrons 1s2 2s2 2p6 Isoeletrônicos: íons que têm a mesma configuração eletrônica Configuração eletrônica de cátions de metais de transição 26Fe: [Ar] 3d6 4s2 26Fe2+: [Ar] 3d6 4s0 ou [Ar] 3d6 26Fe3+: [Ar] 3d6 4s0 ou [Ar] 3d5 Os elétrons são removidos primeiro do orbital ns e depois do s orbitais (n – 1)d. 25Mn: [Ar] 3d5 4s2 25Mn2+: [Ar] 3d5 4s0 ou [Ar] 3d5 Exceções à regra de preenchimento 24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 Configuração dos orbitais de semi-preenchimento (d5) ou totalmente preenchidos (d10) conferem estabilidade extra ao átomo. Como os níveis 4s e 3d estão próximos em termos de energia, esta estabilidade extra é possível de ser alcançado. Cr: [Ar] Cu: [Ar] 3d5 4s1 4s13d10 Paramagnetismo Diamagnetismo 2p2p Apêndice 2C: Atkins P.; Jones L.; Laverman, L.. Princípios de Química, 7ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. Configurações eletrônicas no estado fundamental* Blocos da Tabela Periódica de acordo com os últimos níveis preenchidos usando o “Princípio da Construção” n s1 n s2 n s2 n p1 n s2 n p2 n s2 n p3 n s2 n p4 n s2 n p5 n s2 n p6 d1 d5 d 1 0 4f 5f Configurações eletrônicas do estado fundamental dos Elementos 31
Compartilhar