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Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Capítulo 6 Estrutura eletrônica dos átomos QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição David P. White.

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1 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Capítulo 6 Estrutura eletrônica dos átomos QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição David P. White

2 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Todas as ondas têm um comprimento de onda característico,, e uma amplitude, A. A frequência,, de uma onda é o número de ciclos que passam por um ponto em um segundo. A velocidade de uma onda, v, é dada por sua frequência multiplicada pelo seu comprimento de onda. Para a luz, velocidade = c. Natureza ondulatória da luz

3 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Natureza ondulatória da luz

4 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Natureza ondulatória da luz

5 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação da radiação com a matéria. A radiação eletromagnética se movimenta através do vácuo com uma velocidade de 3,00  10 8 m/s. As ondas eletromagnéticas têm características ondulatórias semelhantes às ondas que se movem na água. Por exemplo: a radiação visível tem comprimentos de onda entre 400 nm (violeta) e 750 nm (vermelho). Natureza ondulatória da luz

6 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Natureza ondulatória da luz

7 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Natureza ondulatória da luz

8 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum. A relação entre a energia e a frequência é onde h é a constante de Planck (6,626  J s). Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa versus a subida em uma escada: Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto na escada há uma alteração gradual e quantizada na altura. Energia quantizada e fótons

9 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education O efeito fotoelétrico e fótons O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - “quantização”. Se a luz brilha na superfície de um metal, há um ponto no qual os elétrons são expelidos do metal. Os elétons somente serão expelidos se a frequência mínima é alcançada. Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido. Acima da frequência mínima, o número de elétrons expelidos depende da intensidade da luz. Energia quantizada e fótons

10 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education O efeito fotoelétrico e os fótons Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons. A energia de um fóton: Energia quantizada e fótons

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12 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Espectros de linhas A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada de monocromática. A radiação que se varre uma matriz completa de diferentes comprimentos de onda é chamada de contínua. A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo de cores. Observe que não há manchas escuras no espectro contínuo que corresponderiam a linhas diferentes. Espectros de linhas e o modelo de Bohr

13 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education

14 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education 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: onde R H é a constante de Rydberg (1,  10 7 m -1 ), h é a constante de Planck (6,626  J·s), n 1 e n 2 são números inteiros (n 2 > n 1 ). Espectros de linhas e o modelo de Bohr

15 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education O modelo de Bohr Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol. Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve perder energia. Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford. Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas. Espectros de linhas e o modelo de Bohr

16 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education O modelo de Bohr As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de energia no átomo. Espectros de linhas e o modelo de Bohr

17 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education 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 onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 2, 3, … e nada mais). Espectros de linhas e o modelo de Bohr

18 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education O modelo de Bohr A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa. A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e corresponde à energia zero. Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através da absorção e da emissão de energia em quantum (h ). Espectros de linhas e o modelo de Bohr

19 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education O modelo de Bohr Podemos mostrar que Quando n i > n f, a energia é emitida. Quando n f > n i, a energia é absorvida. Espectros de linhas e o modelo de Bohr

20 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education O modelo de Bohr Espectros de linhas e o modelo de Bohr

21 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education 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. Espectros de linhas e o modelo de Bohr

22 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória. Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou: O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto é uma propriedade ondulatória. de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos. O Comportamento ondulatório da matéria

23 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education O princípio da incerteza O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente. Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente. Se  x é a incerteza da posição e  mv é a incerteza do momento, então: O Comportamento ondulatório da matéria

24 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. A resolução da equação leva às funções de onda. A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico. O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo. Mecânica quântica e orbitais atômicos

25 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Mecânica quântica e orbitais atômicos

26 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais e números quânticos Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda. Chamamos as funções de onda de orbitais. A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos: 1.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

27 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais e números quânticos 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. 3. O número quântico magnético, m l. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço. Mecânica quântica e orbitais atômicos

28 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais e números quânticos Mecânica quântica e orbitais atômicos

29 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais e números quânticos Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau. Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para um sistema de um só elétron. À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor. Mecânica quântica e orbitais atômicos

30 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais e números quânticos Mecânica quântica e orbitais atômicos

31 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais e números quânticos Mecânica quântica e orbitais atômicos

32 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education 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. Em um nó,  2 = 0 Para um orbital s, o número de nós é n-1. Representações orbitias

33 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Representações orbitias

34 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais s Representações orbitias

35 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais p Existem três orbitais p, p x, p y, e p z. 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 m l, -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. Representações orbitias

36 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais p Representações orbitias

37 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais d e f 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 d têm quatro lóbulos cada. Um orbital d tem dois lóbulos e um anel. Representações orbitias

38 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Representações orbitias

39 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais e suas energias 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. Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas com muitos elétrons. Átomos polieletrônicos

40 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Orbitais e suas energias Átomos polieletrônicos

41 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education 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

42 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Átomos polieletrônicos

43 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education 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. Átomos polieletrônicos

44 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Na presença de um campo magnético, podemos elevar a degeneração dos elétrons. Átomos polieletrônicos

45 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education

46 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education 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 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). Configurações eletrônicas

47 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education 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] 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]. Configurações eletrônicas

48 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education 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

49 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Lantanídeos e actinídeos Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. Observe: La: [Kr]6s 2 5d 1 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. Configurações eletrônicas

50 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education 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. Configurações eletrônicas e a tabela periódica

51 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Configurações eletrônicas e a tabela periódica

52 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education

53 Capítulo 06 © 2005 by Pearson Education Fim do Capítulo 6: Estrutura eletrônica dos átomos


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