ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

Apresentação em tema: "ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS"— Transcrição da apresentação:

1 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
Frederico Vieira Iúri Dotta

2 Introdução Praticamente toda a informação da estrutura eletrônica dos átomos e moléculas provém do estudo da interação da luz com os átomos e moléculas Leis da mecânica clássica usadas para descrever o comportamento de objetos macroscópicos não se aplicam às partículas pequenas como átomos e elétrons Para descrever este comportamento necessitamos da Mecânica Quântica

3 Tópicos Natureza ondulatória da luz Energia quantizada e fótons
Espectros de linhas e o modelo de Bohr Comportamento ondulatório da matéria Mecânica quântica e os orbitais atômicos Representações de orbitais Átomos polieletrônicos Configurações eletrônicas Configurações eletrônicas e a tabela periódica

4 Natureza Ondulatória da Luz
Muito do entendimento das estruturas atômicas vem da análise da luz emitida ou absorvida pelas substâncias Luz radiação eletromagnética ou energia radiante (transporta energia no espaço)

5 Características Ondulatórias
Devem-se a oscilações periódicas de intensidades de forças eletrônicas e magnéticas associadas com a radiação λ = c a) dois ciclos completos de comprimento de onda b) metade do comprimento de onda em (a) e dobro da freqüência c) Mesma freqüência de (b), amplitude menor

6 Espectro Eletromagnético

7 Energia Quantizada e Fótons
Emissão de luz por objetos quentes Efeito fotoelétrico Espectros de emissão

8 Objetos quentes e quantização de energia
Quando sólidos são aquecidos, emitem radiação A distribuição do comprimento de onda depende da temperatura Quantum se refere à menor quantidade de energia que pode ser emitida ou absorvida como radiação eletromagnética Fórmula da energia quantizada: E = n h 

9 EFEITO FOTOELÉTRICO E FÓTONS
Efeito fotoelétrico é a emissão de elétrons por uma superfície metálica quando submetida à luz fluxo de minúsculos pacotes de energia, os fótons Energia radiante Energia do fóton = E = h. Constante de Planck: 6,63 x J.s

10 Quando um fóton atinge um metal, sua energia pode ser transferida a um elétron do metal
Com isso, se concluiu que a luz tem características de ondas e de partículas

11 Espectro de linhas Radiação monocromática
É uma característica de cada elemento A maioria das radiações comuns produzem comprimentos de onda diferentes Espectro contínuo e descontínuo Equação de Rydberg: Cálculo dos comprimentos de onda das linhas espectrais do hidrogênio. Constante de Rydberg para n2 > n1 (1, x 106 m-1 ) Comprimento de onda

12 Exemplos de espectros:
Contínuo: Arco-íris (faixa contínua de cores) Descontínuo: Átomo de Hidrogênio. Há saltos.

13 O Modelo de Bohr No átomo existem níveis de energia que podem ser ocupados por elétrons Esses níveis constituem estágios estacionários de energia Um elétron em um desses níveis nunca perde ou ganha energia

14 O elétron só perde ou ganha energia quando passa
O elétron só perde ou ganha energia quando passa de um nível para outro Essa energia é absorvida ou emitida como fóton e é calculada como : E = h .  Quando absorve energia, o elétron afasta-se do núcleo (aumentando sua velocidade) e vice-versa. Fórmula para cálculo da energia correspondente a cada órbita permitida (do hidrogênio)

15 Bohr calculou as energias de cada órbita e que se encaixavam na seguinte equação:
n = nº quântico ,“n” varia de 1 a infinito. E < 0. Essas energias são sempre negativas, e quanto mais baixo for esse valor mais estável será o átomo Isso ocorre para “n” = 1

16 Esse estado de energia mais baixo é chamado de estado fundamental.
Quando nem todos os e- se encontram nos níveis de energia mais baixos, diz-se que o átomo está em estado excitado. O raio da órbita aumenta quando “n” aumenta Um elétron pode passar de um estado inicial Ei para um estado final Ef desde que a variação de energia entre esses estados corresponda à energia radiante (emitida ou absorvia por fótons).

17 Substituindo a expressão de energia na expressão anterior de variação de energia temos:
ni e nf são os nos quânticos principais dos estágios inicial e final respectivamente

18 Comportamento ondulatório da matéria
Dependendo das circunstâncias experimentais a radiação parece ter um caráter ondulatório ou corpuscular (fóton). Velocidade baixa Velocidade alta Física clássica Física quântica Partícula Onda

19 De Broglie sugeriu que o elétron. possuiria um comprimento de onda
De Broglie sugeriu que o elétron possuiria um comprimento de onda particular no seu movimento ao redor do núcleo. Assim , o comprimento de onda do e- ou de uma partícula depende da sua massa “m” e de sua velocidade “v”. O produto da massa pela velocidade é conhecido como momento.

20 PRINCÍPIO DA INCERTEZA
“Não se pode determinar com exatidão a posição e a velocidade de um e- num mesmo instante”. Werner Heisenberg relacionou matematicamente a incerteza da posição (ΔX) e o momento exatos (Δmv) para uma quantidade envolvendo a constante de Planck.

21 O quadrado da função de onda “ψ” (psi) representa a probabilidade de o e- ser encontrado nessa posição. A densidade de probabilidade (ψ2) de se encontrar um e- ao se afastar do núcleo é menor. Regiões de alta densidade eletrônica (orbitais) são regiões onde existe alta probabilidade de se encontrar o e-. Nó ou plano nodal é a região do espaço onde a probabilidade de encontrar o e- é quase nula.

22 MECÂNICA QUÂNTICA E OS ORBITAIS ATÔMICOS
A Mecânica Quântica é a parte da física que estuda o estado de sistemas onde não valem os conceitos usuais da mecânica clássica Usualmente estuda o movimento de partículas muito pequenas, ou seja, em nível subatômico.

23 NÚMEROS QUÂNTICOS São números que nos permitem localizar um elétron em um átomo. 1º) Número quântico principal “n” 2º) Número quântico azimutal ou secundário “L” Indica o nível n:  À medida que “n” aumenta, o orbital torna-se maior, e o elétron se distancia mais do núcleo. Indica o subnível e conseqüentemente o formato do orbital L = S P D F G H ... L: n – 1, para cada valor de n.

24 3º) Número quântico “ml” ou magnético
Indica o orbital em que está o e- . 4º) Número quântico “ms” ou magnético de spin. Indica a orientação do elétron no orbital. m: - L L ms: - ½ ou + ½

25 REPRESENTAÇÃO DE ORBITAIS
Orbitais “s” É o orbital de mais baixa energia Os orbitais “s” têm o mesmo formato (esférico), mas diferem no tamanho e na densidade eletrônica.

26 Orbitais “p” Formato helicoidal ou halteres, com 2 lóbulos.
A densidade eletrônica está distribuída em duas regiões separadas por um nó ou núcleo. Possuem o mesmo tamanho e forma. Diferem quanto à orientação espacial.

27 Orbitais “d” Encontrados a partir do 3º nível (no caso “d”) Formato de trevo de 4 folhas, exceto um bilobulado. Os diferentes orbitais “d”, em determinado nível, têm diferentes formatos e orientação no espaço como mostrado na figura.

28 Orbitais “f” Quando “n” é maior ou igual a 4, existem 7 orbitais “f” equivalentes (para L = 3). As suas formas são hexalobuladas e não serão representadas.

29 ÁTOMOS POLIELETRÔNICOS
Análise da estrutura eletrônica de átomos com dois ou mais elétrons. Os orbitais atômicos são semelhantes aos do átomo do hidrogênio. A presença de mais elétrons muda bastante as energias dos orbitais. Repulsão elétron-elétron Diferentes subníveis estão em diferentes níveis de energia, diferentemente do hidrogênio.

30 PRINCÍPIOS DE PAULI Princípio da exclusão
“Dois elétrons em um átomo não podem ter os quatro números quânticos iguais”. Um orbital comporta no máximo 2 elétrons, e mesmo assim, com spins contrários. A atração magnética compensa a repulsão eletrostática dos elétrons, mantendo-os em equilíbrio.

31 CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
Regra de Hund: “Ao preencher um subnível, o número de elétrons desemparelhados deve ser máximo, e sempre na mesma ordem de spin”. Isso ocorre porque os elétrons sempre procuram o estado mais estável, ou seja, menos energético.

32 Indica o nº de elétrons no subnível
Na  1s2 2s2 2p6 3s1 Indica o nível Indica o subnível Indica o nº de elétrons no subnível

33 CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA
Os elementos de uma mesma família ou coluna possuem propriedades químicas semelhantes. Os elementos cuja configuração termina em “s” ou “p” pertencem às famílias A. O nº de e- na última camada desses elementos corresponde ao número da família.

34 Esses elementos são chamados de característicos, normais, típicos ou representativos .
A disposição é a seguinte: 1 A – Metais alcalinos (s1) 2 A – Metais alcalino-terrosos (s2) 3 A – Família do Boro (p1) 4 A – Família do Carbono (p2) 5 A – Família do Nitrogênio (p3) 6 A – Família dos Calcogênios (p4) 7 A – Família dos Halogênios (p5) 8 A – Família dos Gases Nobres (p6)

35 d1 - 3B d² - 4B d³ - 5B d5 - 6B e 7B d6 , d7 , d8 - 8B d10 - 1B e 2B
Os elementos cuja configuração termina em “d” pertencem às famílias “B” (metais de transição externa). d1 - 3B d² - 4B d³ - 5B d5 - 6B e 7B d6 , d7 , d8 - 8B d10 - 1B e 2B

36 Os elementos de configuração eletrônica terminando em “f” pertencem à família 3B.
Esses elementos são mostrados à parte na tabela periódica. São chamados de metais de transição interna Disposição: 4f : Lantanídeos ou Terras raras 5f : Actinídeos

37 Quando adicionamos ou retiramos elétrons de um átomo, fazemo-lo na última camada.
Os subníveis d4 e d9 são menos estáveis do que d5 e d10, portanto, uma configuração eletrônica de átomo neutro que obedece à ordem crescente de energia não terminará em d4 e d9 .

38 Exemplo: 29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 d 9 = Percebemos que tanto nos dois casos os subníveis (d4 e d9) são assimétricos e assim , buscam a estabilidade, que é alcançada com a adição de mais um e- no orbital, tornando-os simétricos.

39 Tabela Periódica

40 Referências Bibliográficas
Brown, LeMay e Bursten. “Química: a ciência central” – 9ª edição. Apostila “Química é com Luiz” wikipedia.org