Átomos polieletrônicos

Apresentação em tema: "Átomos polieletrônicos"— Transcrição da apresentação:

1 Átomos polieletrônicos
Elétrons são arranjados em: CAMADAS (n) SUBCAMADAS (l) ORBITAIS (ml) QFL-1101 – Química Geral 1 (Diurno - 1º semestre )

2 (Princípio da Estruturação - Princípio Aufbau)
DIAGRAMA DE ENERGIA (Princípio da Estruturação - Princípio Aufbau) Eficiente para os átomos de Z = 1 a 20 (H e Ca) Pauling , Madelung Princípio da exclusão - Pauli Em um átomo 2e- no orbital não podem ter o mesmo conjunto de 4 números quânticos (n, l, ml e ms)

3 Átomos hidrogenóides Átomos polietrônicos ( H, He+, Li2+, Be3+ ...)
Triplamente degenerado Para um mesmo valor de n os orbitais s, p, d, f: a) tem energias iguais b) tem energias diferentes (orbitais degenerados) (orbitais não degenerado)  E=-Rh/n2 R=mee4/8h30 n = 1, 2, ...  Depende de n e l

4 Número de nodos: (n – l – 1)
Distribuição Radial - A penetração de um elétron 3s na camada interna é > elétron 3p. - Os elétrons 3s é menos blindados do que os elétrons 3p. 3s 3s: = 2 3p: = 1 3d: = 0 Número de nodos: (n – l – 1) Ordem de penetração: ns > np > nd > nf - Ordem de energia: ns < np < nd < nf

5 Configuração Eletrônica
- As curvas das energias dos orb. s e p são paralelas K e Ca = 4s 3d Sc = 3d 4s - Orb. 3d penetra >> no 4s Z* cresce e sua Energia << 1a inversão (n-1)d ns, n =4 - A energia do 3d está abaixo do 4s a partir do Sc (Z=21) Níveis de energias de átomos multieletrônicos

6 Configuração Eletrônica - Princípio da construção
1H: 1s1 2He: 1s2 3Li: 1s2 2s1 4Be: 1s2 2s2 5B : 1s2 2s22p1 6C : 1s2 2s22p2 7N : 1s2 2s22p3 8O : 1s2 2s22p4 9F : 1s2 2s22p5 10Ne: 1s2 2s22p6 11Na: [Ne] 3s1 12Mg: [Ne] 3s2 13Al: [Ne] 3s2 3p1 14Si: [Ne] 3s2 3p2 15P : [Ne] 3s2 3p3 16S : [Ne] 3s2 3p4 17Cl: [Ne] 3s2 3p5 18Ar: [Ne] 3s2 3p6 19K : [Ar] 4s1 20Ca : [Ar] 4s2 21Sc : [Ar] 4s2 3d1 21Sc : [Ar] 3d1 4s2

7 Camada semi-preenchidas 3d 
21Sc : [Ar] 3d1 4s2 22Ti : [Ar] 3d2 4s2 23V : [Ar] 3d3 4s2 24Cr: [Ar] 3d5 4s1 25Mn: [Ar] 3d5 4s2 26Fe : [Ar] 3d6 4s2 27Co : [Ar] 3d7 4s2 28Ni : [Ar] 3d8 4s2 29Cu : [Ar] 3d10 4s1 30Zn : [Ar] 3d10 4s2 31Ga : [Ar] 3d10 4s2 4p1 Camada semi-preenchidas 3d  Menor energia – mais estável camada 3d totalmente preenchidas  Inversão de Configuração

8 Inversões de Configurações
Metais de transição d Lantanídeos Z (n-1)d ns 21 ao 30 3d antes do 4s 39 ao 48 4d antes do 5s 57 ao 80 5d antes do 6s 89 ao 103 6d antes do 7s (n-2)f 6s ou (n-2)f (n-1)d 6s 57Ce : [Xe] 4f2 6s2 64Gd : [Xe] 4f7 5d1 6s2

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10 Evidência experimental do spin eletrônico Stern-Gerlach
Em Stern-Gerlach obtiveram sucesso ao separar um feixe de átomos neutros (Ag) em dois grupos, passando através de um campo magnético não-homogêneo O campo magnético separa o feixe em dois, sugerindo que há somente dois valores equivalentes para o campo magnético do próprio elétron

11 Em 1925 – G. Uhlenbeck e S. Goudsmith
Postularam que os elétrons tinham uma propriedade intrínseca chamada de SPIN ELETRÔNICO As linhas espectrais originalmente tidas como únicas em átomos polieletrônicos eram poucos espaçadas significando que haviam duas vezes mais níveis de energia do que se supunha. O elétron se comporta como se estivesse girando em volta de um eixo através de seu centro gerando um campo magnético cuja direção depende do sentido da rotação ms = +1/2 Número quântico magnético de spin (ms) Esses dois campos magnéticos opostos levam a separação das linhas espectrais em pares muito próximos

12 Paramagnetismo e elétrons desemparelhados
Diamagnetismo - Substâncias repelidas por um campo magnético (elétrons emparelhados) Paramagnetismo - Substâncias atraídas por um campo magnético (elétrons desemparelhados). Ferromagnetismo – forma de paramagnetismo em que seu efeito magnético é muito intenso (elétrons desemparelhados alinhados) Metais Fe, Co, Ni e Nd uma vez alinhados os domínios num campo magnético o M torna-se permanentemente magnetizado. Ligas – Alnico (Al-Ni-Co)

13 Número quântico de spin
Diamagnético: a substância não é atraída pelo campo magnético – elétrons emparelhados. Paramagnético: a substância é atraída pelo campo magnético – a substância tem elétrons desemparelhados.

14 1925 – O Princípio da Exclusão de Pauli
Princípio que governa a distribuição dos elétrons em átomos polieletrônicos Em um átomo dois elétrons quaisquer não podem ter o mesmo conjunto dos 4 números quânticos n, l, ml e ms. Nenhum orbital atômico pode conter mais do que dois elétron (spin opostos) ms = +1/2 ms = -1/2 Os dois campos magnéticos opostos levam a separação das linhas espectrais em pares muito próximos

15 Regra de Hund Para orbitais degenerados, a menor energia será obtida com a máxima multiplicidade de spin Ne O arranjo mais estável dos elétrons em subcamadas é aquele que contém o maior número de spin paralelos

16 Carga nuclear efetiva (Zef ou Z*)
A energia de um elétron em átomo é função de: Zef – carga nuclear efetiva n – número quântico principal Mg = [Ne]3s2 Cerne de [Ne] 10e- 12+ - Nucleo (12+) - Elétrons de valência (3s2)

17 Carga Nuclear Efetiva (Z*)
Zef = Z* = Z - S Z*- carga aparente que afeta um elétron particular Z- carga nuclear verdadeira (no atômico) – cada elétron externo está parcialmente protegido pelos elétrons internos S- constante de blindagem – representa a extensão em que a carga nuclear total é protegida dos elétrons mais externos pelos outros elétrons existentes na estrutura

18 Regra de Slater a) As camadas eletrônicas são divididas nos seguintes grupos com o objetivo de calcular a constante de blindagem (S) 1s (2s2p) (3s3p) 3d (4s4p) 4d 4f (5s5p) ... níveis anteriores a (n-1) (n-1) n  - Os níveis ns e np estão sempre próximos: nd e nf são separados

19 b) Elétrons s e p em um nível n:
b1) elétrons no nível n blindam o “e- periférico” com fator 0,35 (exceto 1s que blinda com fator 0,30) ex: H, He ; b2) elétrons no nível (n-1) blindam com fator 0,85; b3) elétrons anteriores ao nível (n-1) blindam com fator 1 c) Elétrons nd e nf: c1) elétrons no nível (nd ou nf) blindam com fator 0,35 c2) elétrons anteriores ao nível (nd ou nf) blindam com fator 1 - A contribuição de S é zero para qualquer orbital exterior ao considerado

20 e- periférico Z* = Z – S Z*4s = 21-18 = 3
Ex.1: Calcule a Z* do elétron 4s do átomo de 21Sc Sc (Z=21) = (1s)2 (2s2p)8 (3s3p)8 3d1 4s2 e- periférico 1s (2s2p) (3s3p) d s níveis anteriores a (n-1) (n-1) n 1) nível n (= 4) = 1e- x 0,35 = 0,35 2) nível n-1(=3) = 9e- x 0,85 = 7,65 3) níveis anteriores a n-1 = 10e- x 1= 10,00 S4s = 0,35 + 7, ,00 = 18,00 Z* = Z – S Z*4s = = 3

21 e- periférico Z* = Z – S Z*2s = 7,0 - 3,1 = 3,9
Ex.2: Considere o elétron de valência no átomo de 7N e determine a Z* do elétron de valência. N (Z=7) = (1s)2 (2s2p)5 e- periférico 1s (2s2p) (n-1) n Z* = Z – S Z*2s = 7,0 - 3,1 = 3,9 1) nível n (= 2) = 4e- x 0,35 = 1,40 2) nível n-1(=1) = 2e- x 0,85 = 1,70 S2s = 1,40 + 1,70 = 3,10

22 e- periférico Z* = Z – S Z*2s = 9,0 - 3,8 = 5,2
Ex.2: Considere o elétron de valência no átomo de 9F e determine a Z* do elétron de valência. F (Z=9) = (1s)2 (2s2p)7 e- periférico 1s (2s2p) (n-1) n   Z* = Z – S Z*2s = 9,0 - 3,8 = 5,2 1) nível n (= 2) = 6e- x 0,35 = 2,10 2) nível n-1(=1) = 2e- x 0,85 = 1,70 S2s = 1,40 + 1,70 = 3,80

23 H He Carga Nuclear Efetiva (Z*) Clementi e Raimondi Li Be B C N O F Ne
1s 1, ,69 Clementi e Raimondi ( maior precisão) Li Be B C N O F Ne Z 1s 2s 2p 3 2,69 1,28 -- 4 3,68 1,91 5 4,68 2,58 2,42 6 5,67 3,22 3,14 7 6,66 3,85 3,83 8 7,76 4,49 4,45 9 8,65 5,13 5,10 10 9,64 5,76

24 Propriedades Periódicas e Configuração Eletrônica
As semelhanças nas propriedades dos elementos são consequências das semelhanças das configurações eletrônicas da camada de valência

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26 Configuração Eletrônica e Propriedades Periódicas

27 Tendências Periódicas dos Raios Atômicos
No Período (da esquerda para a direita) - O raio atômico decresce com o aumento de Z*. Portanto, existe um aumento na atração entre o núcleo e os elétrons externo causando uma diminuição no raio atômico No grupo (de cima para baixo) - n aumenta - a distância dos elétrons externos do núcleo tornam–se maiores – O raio atômico aumenta Z*  constante (que age sobre os elétrons externos)

28 Dimensões dos átomos Orbital 1s - Os átomos não atuam como uma esfera rígida (bola de bilhar). - As nuvens eletrônicas dos orbitais atômicos não têm fronteiras muito bem definidas. - A nuvem de elétrons é mais densa próxima ao núcleo (maior probabilidade de encontrar o elétron). - 2 é a densidade de probabilidade. - Distância r90 é o raio da esfera dentro da qual se encontra o elétron em 90% do tempo. 2 O núcleo fica envolto por uma nuvem de elétron e não por uma superfície impenetrável.

29 Dimensões dos átomos A maneira mais simples para determinar as dimensões dos átomos envolve os comprimentos de ligação. Quando átomos empacotam-se em sólidos e moléculas, seus centros são encontrado a distância definidas um do outro. A metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos Raio Atômico 1,0 pm = 1x10-12 m

30 Raio Covalente Qual é a distância entre C e Cl na molécula CCl4?
A maneira mais simples para determinar as dimensões dos átomos envolve os comprimentos de ligação. A metade da distancia internuclear de uma molécula diatômica gasosa simples (raio de van der Waals). Qual é a distância entre C e Cl na molécula CCl4? - Molécula diatômica Cl2 (Cl-Cl 200 pm) - Diamante C (C-C pm) (Valor exp = 177pm) Aplica somente se o elemento forma compostos moleculares

31 Raio Covalente - O tamanho dos átomos é determinado pelos elétrons mais externos. - Nos grupos apresentam valores de n maiores. - No mesmo período (n constante) envolve a adição de um próton e um elétron (aumenta a Zef) – atração eletrostática.

32 Raio atômico dos metais transição
A tendência periódica dos raios dos átomos de metais de transição é diferente das dos elementos representativos. Da esquerda para a direita na 1ª série de transição o raio diminui até o meio da série (aumenta a Zef) e cresce para Cu e Zn (repulsão intereletrônica) dos grupos 1B e 2B.

33 Raio Metálico (elemento)
A metade da distância entre centros de átomos vizinhos em um rede metálica rM = d/4 d Período:

34 Raio Iônico A contribuição de um íon para a distância entre íons vizinhos em um composto iônico sólido A distância entre os centros dos íons Mg2+ e O2- no MgO é 212pm O raio do íon Mg2+ = 212 pm – 140 pm = 72 pm

35 Raio atômico Se o elemento é um METAL pode ser definido com metade da distância média entre os centros dos átomos vizinhos na rede. Raio covalente Se o elemento é um NÃO-METAL pode ser definido com metade da distância média entre os núcleos dos átomos ligados por interações covalentes. Raio iônico Os ÍONS adjacentes participam da distância um SÓLIDO IÔNICO na rede cristalina.

36 + Formação de CÁTIONS Tamanho dos íons -1e- Li,152 pm (3p, 3e-)
CÁTIONS são menores do que seus átomos precursores A atração elétron/próton cresce e o tamanho do átomo decresce

37 - Formação de ÂNIONS Tamanho dos íons +1e- F, 71 pm F-, 133 pm
(9p, 9e-) F-, 133 pm (9p, 10e-) ÂNIONS são maiores do que os seus átomos precursores A atração elétron/próton decresce e o tamanho do ânion aumenta

38 Raio Atômico e Iônico Knowdledge of atomic and ionic radii can be used to varycertain physical porperties. Ex Na+ and Ca2+ ions. Glass is brittle and breaks easily. Replace surface Na+ by K+ and glass becomes shatter resistant. Cr3+ in Al2O3 (about 1%) gives beautiful red colour (Ruby).

39 Espécies Isoeletrônicas
São aquelas que apresentam o mesmo número de elétrons e diferentes números de prótons. O número de próton aumenta  diminui o raio do íon

40 Energia de Ionização (EI)
Energia necessária para remover um elétron de átomo na fase gasosa 738 kJ/mol E (kJ/mol) 1a) Mg(g)  Mg+(g) e 1s22s22p63s1 2a) Mg+(g)  Mg2+(g) e 1s22s22p6 3a) Mg2+(g)  Mg3+(g) e 1s22s22p5 EI - representa um equilíbrio entre a atração (e-) - núcleo (Z) e a repulsão (e-)(e-)

41 A variação da 1a EI através do período
Energia de Ionização (EI) A variação da 1a EI através do período EI : 1a < 2a < 3a Quanto > > EI: mais difícil de remover um elétron

42 Energia de Ionização (EI)
A tendência na energia de ionização não é regular (bloco s e p)!!! Ex: de Li ao Ne - Be (orbital 2s) tem maior EI do que B (orbital 2p). - B tem menor EI do que C e N (Zef aumenta) – normal. - N tem maior EI que O (aumenta a repulsão intereletrônica no O). A maior repulsão faz com que o elétron seja removido mais facilmente. - O tem menor EI do que F e Ne, aumenta EI (Zef aumenta) - normal. 2s 2p N:   O: F: Ne:

43 Afinidade Eletrônica X(g) + e-  X-(g)
Variação de energia de um átomo no seu estado fundamental gasoso (isolado) quando recebe um elétron. - A adição do 1º elétron geralmente libera energia. Tendência (AE) Cl(g) e-  Cl-(g) AE = -349,0 kJ/mol X(g) e-  X-(g)

44 Afinidade eletrônica (AE) é o oposto da EI
A adição do 1º elétron geralmente libera energia. H AE (exotérmica): Cl(g) + e-  Cl-(g) H AE < 0 O elétron adicionado no Cl entra no 3p que forma a camada tot. preenchida (3p6) H AE (endotérmica): Ar(g) + e-  Ar-(g) HAE > 0 O elétron extra no Ar precisa está no 4s que tem energia maior que 3p

45 O átomo de O (Grupo VIIA) tem duas vacâncias nos orbitais p.
O: [He]2s22p4 O(g) e-  O(g) AE = -141 kJ/mol (liberada) O (g) e-  O2(g) AE = +844 kJ/mol (absorvida) O (g) e-  O2(g) AE = +703 kJ/mol (absorvida)  -141 kJ/mol são liberada quando o 1º elétron é adicionado.  +844 kJ/mol devem ser fornecidos para adicionar o 2º elétron por causa da repulsão provocada pela carga negativa já presente em O .  A energia total requerida é +703 kJ/mol para produzir O2 a partir de O. A energia pode ser adquirida em reações químicas (ex. óxidos de metais). - A adição do 1º elétron em um átomo geralmente libera energia - A adição do 2º elétron em um átomo absorve energia

46 Metais, Metalóides e Não-metais
caráter metálico crescente

47 Metais Características Propriedades Físicas: - Brilho
- Maleável (formar folhas finas) - Dúctil (ser alongada em fios) - Conduz eletricidade - Sólidos, alto PF - Bons condutores de calor Luz atravessa a folha fina de ouro - Tem baixo potencial de ionização - A maioria dos M (neutro) é oxidado - Todos os M do grupo 1A formam M+ - Todos os M do grupo 2A formam M2+

48 Não-Metais Propriedades Físicas: - Não-brilhantes - Não-maleáveis
- Maus condutores de eletricidade - Não-Dúcteis - Sólido, líquido ou gás, baixo PF - Maus condutores de calor Enxofre (Sólido quebradiço)

49 Metalóides (semimetais)
Tem a aparência e algumas propriedades de um metal mas comporta-se quimicamente como um não-metal Ex: Silício - apresenta brilho metálico, alto PF mas é quebradiço

50 Metais, Metalóides e Não-metais
Principais estados de oxidação Metais: formam cátions Não-metais formam ânions

51 Citações de Tomás de Aquino
(Summa Theologica I, 50, 4, ), “Se, portanto os anjos são compostos de matéria e forma, como foi dito acima, segue que seria impossível terem-se dois anjos da mesma espécie ... O movimento de um anjo pode ser contínuo ou descontínuo como ele deseja.... E, portanto, um anjo pode estar num momento em lugar e no outro instante em outro lugar não existindo em qualquer instante intermediário”

52 Cores da emissões dos íons metais alcalinos
Vermelho carmim Violeta (lilás) Rb: Transição 5p5s Li: Transição 2p2s Na: Transição 3p3s K: Transição 4p4s