Estrutura eletrônica dos átomos

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1 Estrutura eletrônica dos átomos
Propriedade Eletônica dos átomos Estrutura eletrônica dos átomos Universidade Federal de Itajubá Nathan Corsini Leitao-15870 Ricardo Paulo Deperon Inard-15889 Professor: Élcio Barrak 14/04/2017 Nathan Corsini e Ricardo Isnard - EME 2008

2 Natureza ondulatória da luz
Para entender a base da estrutura eletrônica devemos então conhecer um pouco sobre a natureza da luz. A luz que podemos enxergar é um tipo de radiação eletromagnética, que tem características semelhantes às ondas formadas na água após a ação de algum agente esterno. O movimento de picos e depressões acontece periodicamente. A distancia entre dois picos ou entre duas depressões é chamada de comprimento de onda. O numero de comprimentos de onda que passam um ponto a cada segundo é chamado de freqüência. 14/04/2017

3 A velocidade de uma onda eletromagnética está diretamente relacionada ao comprimento de onda e a freqüência, e podemos achar seu valor através da expressão : Podemos ver a luz, devido a reações químicas que elas provocam em nossos olhos e podem ser caracterizadas pelo comprimento de onda que possuem. 14/04/2017

4 Teoria Quântica Planck deu o nome de quantum à quantidade fixa de energia que podia ser liberada ou absorvida como radiação eletromagnética. Ele considerou que a quantidade de energia E, de um único quantum é igual à constante multiplicada pela freqüência. E=hf sendo h=6,63x10^-34 14/04/2017

5 Efeito fotoelétrico Em 1905 Einstein usou a teoria quântica para explicar o efeito fotoelétrico, observado em seu experimento, onde a luz que incidia numa superfície limpa metálica levava-a a emitir elétrons. 14/04/2017

6 Espectros de linha Quando a radiação é separada em seus diferentes comprimentos de onda, forma-se o espectro. A equação de Balmer foi estendida para um equação mais geral, que ficou conhecida como equação de Rydberg, que permitiu calcular os comprimentos de onda de todas linhas espectrais do hidrogênio. 14/04/2017

7 Modelo de Bohr Os estados de energia do átomo de hidrogênio: Usando as equações de movimento e interação entre cargas elétricas, Bohr calculou os níveis de energia correspondentes a cada órbita permitida. Essas energias encaixavam-se na seguinte fórmula: 14/04/2017

8 Comportamento ondultório da matéria
Então De Broglie propôs que o comprimento de onda característico do elétron ou qualquer outra partícula depende de sua massa e de sua velocidade Onde h é a constante de Planck e mv é o momento do corpo 14/04/2017

9 Mecânica quântica e orbitais atômicos
Propriedades eletrônicas dos átomos Propriedade Eletônica dos átomos 14/04/2017 Mecânica quântica e orbitais atômicos Em 1926, Schrödinger lançou as bases da mecânica ondulatória ao apresentar um modelo atômico no qual os elétrons eram vistos como partículas-onda. Esse modelo, válido até hoje, mostrou que é impossível determinar corretamente a trajetória de um elétron, já previsto anteriormente por Heisenberg através do princípio da incerteza: “é impossível determinarmos simultaneamente a posição e a quantidade de movimento de um elétron, com exatidão em um certo instante”. 14/04/2017 Nathan Corsini e Ricardo Isnard - EME 2008 Ricardo Isnard e Nathan Corsini - EME2008

10 A mecânica quântica nos permite conhecer os estados de energia possíveis de um sistema através da analise dos números quânticos. Dessa forma, cada elétron é caracterizado por 4 números quânticos os quais mostrarão sua situação energética. Esses números são: 1) principal (n) 2) secundário(ℓ) 3) magnético(m) 4) spin(s) 14/04/2017

11 Principal (n): Designa o nível de energia/camada do elétron.
Varia de 1 a 7 , de modo que conforme o aumento do número, aumenta o nível de energia do elétron e também o tamanho do orbital devido a distancia do núcleo. 14/04/2017

12 2) secundário(ℓ): Também conhecido como azimutal, varia de zero a (n-1) para cada valor de n Define o formato do orbital e se relaciona com os subníveis de energia (s, p, d, f) 14/04/2017

13 3) magnético(m): Relaciona-se com a quantidade de orbitais em cada subnível, assumindo o valor de -ℓ ℓ. Cada valor d m representa um orbital. 14/04/2017

14 4) spin(s) Possivelmente realcionado com o sentido de rotacao do eletron. Um eletron pode apresentar dois tipos de spin, deduzidos como sendo: 14/04/2017

15 Representação de orbitais
Segundo o modelo atual, o elétron é partícula- onda, o que significa que possui as característica dupla, de partícula e onda. É impossível determinar a posição correta do elétron. Em função dessas duas características, o modelo propõe uma região onde se tem grande probabilidade de se encontrar o elétron, essa região é denominada ORBITAL. 14/04/2017

16 6.7 – Átomos Polieletrônicos
Simplificadamente, a idéia de um átomo polieletrônico é que para certo valor d (n) , a energia de um orbital aumenta com o aumento do valor d (ℓ). 14/04/2017

17 Princípio da exclusão de Pauli
Em 1925, Wolfgang Pauli afirmou que, em um átomo, dois elétrons não podem apresentar a mesma configuração de números quânticos. Essa regra ficou conhecida como princípio da exclusão de Pauli. Chegando a conclusão que cada orbital só aceita no Maximo dois elétrons. 14/04/2017

18 Diagrama de Pauling Confeccionou um sistema que determina a ordem crescente de energia dos subniveis atômicos. 14/04/2017

19 Regra de Hund Princípio da Máxima multiplicidade
O preenchimento dos orbitais de mesmo subnivel deve ser feito de modo que tenhamos o maior numero de elétrons desemparelhados (isolados). 14/04/2017

20 - Configurações eletrônicas na tabela periódica
14/04/2017