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QUÍMICA GERAL Prof. Sérgio Pezzin ESTRUTURA ATÔMICA PARTE 2.

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1 QUÍMICA GERAL Prof. Sérgio Pezzin ESTRUTURA ATÔMICA PARTE 2

2 ORBITAIS ATÔMICOS São funções de onda de elétrons em átomos. soluções da equação de Schrödinger ! 2 fornece a densidade de probabilidade. Se imaginamos uma nuvem centrada no núcleo, regiões mais densas da nuvem representam locais onde a probabilidade de se encontrar o elétron é maior.

3 ORBITAIS ATÔMICOS Coordenadas esféricas polares (r,,) = R(r) Y(,) R(r) = função de onda radial Y(,) = função de onda angular

4 ORBITAIS ATÔMICOS Estado fundamental do hidrogênio a o = Raio de Bohr = 52,9 pm

5 ORBITAIS ATÔMICOS A função de onda é especificada por três números quânticos: - Número quântico principal: especifica a energia do orbital - Número quântico de momento angular: subcamadas - Número quântico magnético: orbitais individuais

6 ORBITAIS ATÔMICOS Orbital 1 s Nuvem eletrônica Probabilidade Estado fundamental

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8 ORBITAIS ATÔMICOS Avaliando as probabilidades relativas de encontrar uma partícula: Qual é a probabilidade de encontrar o elétron em uma pequena região a uma distância ao do núcleo, relativamente à probabilidade de encontrá-lo na mesma pequena região no núcleo ?

9 ORBITAIS ATÔMICOS A função de onda radial

10 ORBITAIS ATÔMICOS A função de onda radial

11 ORBITAIS ATÔMICOS A função de onda angular Orbitais np, = 1

12 ORBITAIS ATÔMICOS A função de onda angular Orbitais d, n > 2, = 2

13 ORBITAIS ATÔMICOS A função de onda angular Orbitais f, n > 3, = 3

14 ORBITAIS ATÔMICOS Orbitais com n = 4

15 SPIN ELETRÔNICO O modelo de Schrödinger não consegue predizer exatamente as linhas espectrais do hidrogênio. Goudsmit & Uhlenbeck (1925) propuseram que elétron se comporta como uma esfera em rotação (spin).

16 SPIN ELETRÔNICO Número quântico de spin

17 SPIN ELETRÔNICO Prova experimental

18 ESTRUTURA ELETRÔNICA DO HIDROGÊNIO

19 ESTRUTURA ELETRÔNICA DE ÁTOMOS COM MUITOS ELÉTRONS A energia potencial contém termos e-e, e-n É impossível resolver exatamente a equação de Schrödinger baseada nesta energia potencial, mas soluções numéricas altamente precisas podem ser obtidas pelo uso de computadores.

20 ENERGIAS DOS ORBITAIS Qual a razão para esta diferença de energia ?

21 ENERGIAS DOS ORBITAIS O desdobramento de energia entre sub-camadas vem do balanço de atrações (e-n) e repulsões (e-e) no átomo. Efeito de blindagem: cada elétron é blindado em relação à atração total do núcleo pelos outros elétrons do átomo.

22 CARGA NUCLEAR EFETIVA A carga nuclear efetiva, Z ef, sentida por um elétron é sempre menor que a carga nuclear real, Z. Efeito de blindagem da carga nuclear: s < p < d < f

23 O PRINCÍPIO DA CONSTRUÇÃO (AUFBAU) A estrutura eletrônica de um átomo é de suma importância para suas propriedades químicas. Estado fundamental para um átomo de muitos elétrons E min

24 PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI Wolfgang Pauli (1925) Não mais que dois elétrons podem ocupar um dado orbital. Quando dois elétrons ocupam um orbital, seus spins devem estar emparelhados. O conjunto dos quatro números quânticos é único para cada elétron.

25 PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI Spins (a) antiparalelos (emparelhados) (b) paralelos

26 DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS REGRA DE HUND: Energia total mais baixa, levando em conta a atração dos elétrons pelo núcleo e a sua repulsão por outro elétron. Em um mesmo sub-nível os orbitais são preenchidos de forma a obter o maior número de elétrons desemparelhados.

27 CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS

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36 DIAGRAMA DE LINUS PAULING


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