ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

Transcrição

1 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

2 2

3 Natureza ondulatória da luz 3

4 Natureza ondulatória da luz 4

5 Natureza ondulatória da luz 5

6 Natureza ondulatória da luz 6

7 Energia quantizada e fótons Planck quantum h é a constante de Planck (6, J s). E h 7

8 O efeito fotoelétrico e os fótons Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons. A energia de um fóton: E h Energia quantizada e fótons 8

9 9

10 Espectros de linhas e o modelo de Bohr 10

11 Espectros de linhas e o modelo de Bohr O modelo de Bohr As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de energia no átomo. 11

12 Espectros de linhas e o modelo de Bohr Espectros de linhas Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do hidrogênio se encaixam em uma simples equação. Mais tarde, Rydberg generalizou a equação de Balmer para: 1 R H 1 1 h 2 n n onde R H é a constante de Rydberg (1, m -1 ), h é a constante de Planck (6, J s), n 1 e n 2 são números inteiros (n 2 > n 1 ). 12

13 Espectros de linhas e o modelo de Bohr O modelo de Bohr Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas. Após muita matemática, Bohr mostrou que E J n onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, e nada mais). 2 13

14 Espectros de linhas e o modelo de Bohr Podemos mostrar que E hc h O modelo de Bohr Quando n i > n f, a energia é emitida. Quando n f > n i, a energia é absorvida J n f n i 14

15 Espectros de linhas e o modelo de Bohr O modelo de Bohr I. Somente órbitas de certos raios correspondendo a certas energias específicas, são permitidas para os elétrons em um átomo; II. Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um estado de energia permitido ; III. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de energia permitido para outro. 15

16 Espectros de linhas e o modelo de Bohr Limitações do modelo de Bohr Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas. 1 1 E R H E hcrz ni n f 2 2 n i n f R Átomo hidrogenóide 2 2 Z h 0 2 e 4 = massa reduzida da combinação elétron/núcleo. 4 0 = permissividade do vácuo. 1 Átomo de H 1 1 m e m núcleo 16

17 EXERCÍCIOS Qual das cores do espectro visível tem a frequência mais alta? Qual tem a frequência mais baixa? A frequência de radiação usada em fornos de micro-ondas é mais baixa do que aquela da sua estação de rádio favorita (91,7 MHz) (onde megahertz = 10 6 s -1 )? O comprimento de onda dos raios X é mais longo ou mais curto do que o da luz ultravioleta? 17

18 EXERCÍCIOS Como se comparam a energia de um íon He + no estado fundamental com a do íon Be 3+? Calcule as energias dos estados n = 1 e n = 2 do átomo de hidrogênio em joules por átomo e em quilojoules por mol. Qual é a diferença de energia destes dois estados? (R = 1,097 x 10 7 m -1, h = x J.s, c = 2,998 x 10 8 m/s e ) 18

19 O Comportamento ondulatório da matéria De Broglie mostrou: O momento (mv) é uma propriedade de partícula é uma propriedade ondulatória. Einstein h mv E h Planck 19

20 O Comportamento ondulatório da matéria x mv O princípio da incerteza h 4 x incerteza da posição mv incerteza do momento Heisenberg 20

21 Mecânica quântica e orbitais atômicos Schrödinger fornece o contorno do orbital eletrônico 2 fornece a probabilidade de se encontrar o elétron (densidade eletrônica) sistema de coordenadas esféricas representa a distância do elétron até o núcleo; a geometria do orbital. 1. Número quântico principal (n) 2. Número quântico azimutal, momento angular orbital, (l) l = 0, 1, 2, e 3 s, p, d e f 3. Número quântico magnético (m l ) (-l e +l) 21

22 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos 22

23 Mecânica quântica e orbitais atômicos Diagrama de Aufbau Orbitais e números quânticos 23

24 Representações orbitias Orbitais s 24

25 Representações orbitias 25

26 Representações orbitias 26

27 Representações orbitias Orbitais p 27

28 Representações orbitias Orbitais d 28

29 Representações orbitias Orbitais f 29

30 o EXERCÍCIO Determine quais são os orbitais representados pelos diagramas de contorno abaixo. 30

31 Átomos polieletrônicos Orbitais e suas energias 31

32 Átomos polieletrônicos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli 32

33 Átomos polieletrônicos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli 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. 33

34 Átomos polieletrônicos Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos m s = 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. 34

35 Regra de Hund As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento estão localizados. Três regras: Configurações eletrônicas - Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. - 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). 35

36 Configurações eletrônicas Camada e - K 2 L 8 M 18 N 32 O 32 P 18 Diagrama de Pauling Q 8 36

37 EXERCÍCIOS Escreva as configurações eletrônicas, no estado fundamental, dos seguintes átomos e identifique o conjunto dos quatro números quânticos para o último elétron da camada de valência: a) C(Z=6); b) P(Z=15); c) Ti(Z=22); d) Co(Z=27); e) As(Z=33); f) Kr(Z=36). 37

38 Configurações eletrônicas e a tabela periódica 38

39 Configurações eletrônicas Configurações eletrônicas 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] 3s 1 [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. 39

40 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. 40

41 Configurações eletrônicas Lantanídeos e actinídeos Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. Observe: La: [Kr]6s 2 5d 10 4f 1 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. 41

42 Configurações eletrônicas e a tabela periódica A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas. O número do periodo 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. 42

43 43