Capítulo 6 Estrutura eletrônica dos átomos · 2013. 3. 17. · localizam-se ao longo dos eixos ....

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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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Capítulo 6Estrutura eletrônica dos átomos

QUÍMICAA Ciência Central

9ª Edição

David P. White

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• Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, λ, e uma amplitude, A.

• A frequência, ν, 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

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Natureza ondulatória da luz

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Natureza ondulatória da luz

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• 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 × 108 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

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Natureza ondulatória da luz

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Natureza ondulatória da luz

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• 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 éonde h é a constante de Planck (6,626 × 10-34 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.

ν= hE

Energia quantizada e fótons

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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

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O efeito fotoelétrico e os fótons• Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia

denominados fótons.• A energia de um fóton:

ν= hE

Energia quantizada e fótons

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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

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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 RH é a constante de Rydberg (1,096776 × 107 m-1), h é a constante de Planck (6,626 × 10-34 J·s), n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1).

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛−⎟

⎠⎞

⎜⎝⎛=

λ 22

21

111nnh

RH

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

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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

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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

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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).

( ) ⎟⎠⎞

⎜⎝⎛×−= −

218 1J 1018.2

nE

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

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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 (hν).

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

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O modelo de Bohr• Podemos mostrar que

• Quando ni > nf, a energia é emitida.• Quando nf > ni, a energia é absorvida.

( )⎟⎟

⎜⎜

⎛−×−=

λ=ν=Δ −

2218 11J 1018.2

if nnhchE

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

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O modelo de Bohr

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

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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

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• 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 λ é uma propriedade ondulatória.

• de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos.

mvh

O Comportamento ondulatório da matéria

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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 Δx é a incerteza da posição e Δmv é a incerteza do momento, então:

π≥ΔΔ

4· hmvx

O Comportamento ondulatório da matéria

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• 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

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Mecânica quântica e orbitais atômicos

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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

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Orbitais e números quânticos2. 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, ml. 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

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Orbitais e números quânticos

Mecânica quântica e orbitais atômicos

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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

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Orbitais e números quânticos

Mecânica quântica e orbitais atômicos

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Orbitais e números quânticos

Mecânica quântica e orbitais atômicos

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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, Ψ2 = 0 • Para um orbital s, o número de nós é n-1.

Representações orbitias

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Representações orbitias

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Orbitais s

Representações orbitias

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Orbitais p• Existem três orbitais p, px, py, e pz. • 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 ml, -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

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Orbitais p

Representações orbitias

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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

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Representações orbitias

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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

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Orbitais e suas energias

Átomos polieletrônicos

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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

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Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli

Átomos polieletrônicos

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Spin eletrônico e o princípioda exclusão de Pauli

• Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = 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

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Spin eletrônico e o princípioda exclusão de Pauli

• Na presença de um campo magnético, podemos elevar a degeneração dos elétrons.

Átomos polieletrônicos

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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

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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] 3s1

• [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

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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

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Lantanídeos e actinídeos• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.• Observe: La: [Kr]6s25d14f1

• 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

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• 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

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Configurações eletrônicas e a tabela periódica

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Fim do Capítulo 6:Estrutura eletrônica dos átomos