Aula 3 Estrutura Atômica – cont… Tabela Periódica - orbitais.pdf · Orbitais e números quânticos • Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda

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TabelaTabela PeriPerióódicadica

• 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.

MecânicaMecânica quânticaquântica e e orbitaisorbitais atômicosatômicos


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 elétronpassa mais tempo mais distante do núcleo.


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 aosorbitais s, p, d e f.

3. O número quântico magnético, ml. Esse número quânticodepende de l. O número quântico magnético tem valoresinteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço.


Orbitais e números quânticos


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.

RepresentaRepresentaççõesões orbitiasorbitias


Orbitais s


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.


Orbitais p


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.




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.

ÁÁtomostomos polieletrônicospolieletrônicos

Orbitais e suas energias


Spin eletrônico e o princípioda exclusão de Pauli

• O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linhacomo 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 emum sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.





• Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos s = númeroquântico 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.

• Portanto, cada orbital de um mesmo átomo, definido por trêsnúmeros quânticos iguais, poderá ter no máximo dois elétrons.


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 segundoelétron (regra de Hund).

ConfiguraConfiguraççõesões eletrônicaseletrônicas

• Em 2002, havia 115 elementos conhecidos.• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos

fazer previsões sobre elementos não descobertos?

O O desenvolvimentodesenvolvimentodada tabelatabela periperióódicadica

TabelaTabela PeriPerióódicadica

Henry Moseley

Dmitri Ivanovich Mendeleyev

• Ordenar os elementos de modo que reflitam as tendências nas propriedades químicas e físicas.

• A primeira tentativa (Mendeleyev e Meyer) ordenou os elementos em ordem crescente de massa atômica.

• Faltaram alguns elementos nesse esquema. Exemplo: em 1871, Mendeleyev observou que a posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. Aspropriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev.

O O desenvolvimentodesenvolvimentodada tabelatabela periperióódicadica

• 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.

ConfiguraConfiguraççõesões eletrônicaseletrônicase a e a tabelatabela periperióódicadica

ConfiguraConfiguraççõesões eletrônicaseletrônicase a e a tabelatabela periperióódicadica

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 comoNa: [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].


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.


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 sãochamados lantanídeos ou elementos terras raras.

• Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e sãochamados actinídeos.

• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.


TAMANHO DOS ÁTOMOS

As As propriedadespropriedades periperióódicasdicas

• Considere uma moléculadiatômica simples.

• A distância entre os dois núcleos édenominada distância de ligação.

• Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metadeda distância de ligação édenominada raio covalente do átomo.

Carga nuclear efetiva• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um

átomo polieletrônico.• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao

efeito dos elétrons internos.• Uma boa aproximação para o cálculo da Carga Nuclear Efetivapode ser:

CargaCarga nuclear nuclear efetivaefetiva

SZZeff −= com S sendo o número de elétrons internos, ou da camada de blindagem.

Tendências periódicasnos raios atômicos

• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam periodicamente.

• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabelaperiódica.

• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se

menores.Existem dois fatores agindo:

• Número quântico principal, n, e• a carga nuclear efetiva, Zef.

TamanhoTamanho dos dos áátomostomose dos e dos ííonsons

Tendências periódicasnos raios atômicos

• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemosem um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleoaumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.

• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétronsmais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e oselétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômicodiminua.

TamanhoTamanho dos dos áátomostomose dos e dos ííonsons

• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energianecessária para remover um elétron de um átomo gasoso, isolado e em seu estado fundamental:

Na(g) → Na+(g) + e-.

• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária pararemover um elétron de um íon gasoso:

Na+(g) → Na2+(g) + e-.

• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.

EnergiaEnergia de de ionizaionizaççãoão

Variações nas energias de ionização sucessivas

• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.


Tendências periódicas nasprimeiras energias de ionização

• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. • Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao

descermos em um grupo.• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do

orbital mais volumoso.• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período.• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil

remover um elétron.• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto

elétron p.


Configurações eletrônicas de íons• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com

o maior número quântico principal, n:Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2)

Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5)

• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixovalor de n disponível:

F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6)


• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo

gasoso,isolado e em seu estado fundamental ganha um elétron paraformar um íon gasoso:

Cl(g) + e- → Cl-(g)

• A afinidade eletrônica, na grande maioria dos cados é exotérmica(reação acima), um exemplo de processo endotérmico é:

Ar(g) + e- → Ar-(g)

AfinidadesAfinidades eletrônicaseletrônicas

AfinidadesAfinidades eletrônicaseletrônicas

Tendências nos tamanhos dos íons• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto

iônico.• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de

elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do

que os átomos que lhes dão origem.• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são

maiores do que os átomos que lhe dão origem.

TamanhoTamanho dos dos ííonsons

Tendências dos tamanhos dos íons• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida

que descemos em um grupo na tabela periódica.• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo

número de elétrons.•Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, osíons tornam-se menores :

O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

TamanhoTamanho dos dos ííonsons

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