ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

(1)

E

STRUTURA

ELETRÔNICA

(2)

5 /0 3 /2 0 1 6 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(3)

Natureza ondulatória da luz

1 5 /0 3 /2 0 1 6 3 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(4)

Natureza ondulatória da luz

1 5 /0 3 /2 0 1 6 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(5)

Natureza ondulatória da luz

(6)

Natureza ondulatória da luz

15 /0 3/ 2 0 16 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(7)

Planck  quantum

• h é a constante de Planck (6,626  10-34_{J s).}





h

E

Energia quantizada e fótons

1

5 /0 3 /2 0 1 6 7 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(8)

O efeito fotoelétrico e os fótons

• Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons.

• A energia de um fóton:





h

E

Energia quantizada e fótons

1

(9)

(10)

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

(11)

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

1

(12)

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 R_H 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).































2 2 2 1

1

1 n

n

h

R

_H

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

5/0

3 /2 0 1 6 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(13)

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).























 2 18

1 J

10

18 .

2 n

E

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

1

(14)

O modelo de Bohr

• Podemos mostrar que

• Quando n_i > n_f, a energia é emitida.

• Quando n_f > n_i, a energia é absorvida.





_































 2 2 18

1

1 J

10

18 .

2

i f

n

hc

h

E

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

1

(15)

O modelo de Bohr

Espectros de linhas e o modelo de Bohr

1

I. Somente órbitas de certos raios correspondendo a certas energias específicas, são permitidas para os elétrons em um átomo;

II. Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um estado de energia ´permitido´;

III. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de energia permitido para outro.

(16)

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

1





2 2 0 4 2 2 4 2 h e Z R                 1₂ 1₂ f i H n n R E núcleo e m m 1 1 1 _ _ 

 = massa reduzida da combinação elétron/núcleo.

4 = permissividade do vácuo.             2 1₂ 1₂ f i n n hcRZ E Átomo de H Átomo hidrogenóide

(17)

1 5 /0 3 /2 0 1 6 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á 17 EXERCÍCIOS

 Qual das cores do espectro visível tem a frequência mais alta? Qual

tem a frequência mais baixa?

 A frequência de radiação usada em fornos de micro-ondas é mais

baixa do que aquela da sua estação de rádio favorita (91,7 MHz) (onde megahertz = 106_s-1_)?

 O comprimento de onda dos raios X é mais longo ou mais curto do

(18)

1 5 /0 3 /2 0 1 6 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á EXERCÍCIOS

 _{Como se comparam a energia de um íon He}+_{no estado}

fundamental com a do íon Be3+_?

 _{Calcule as energias dos estados n = 1 e n = 2 do átomo de}

hidrogênio em joules por átomo e em quilojoules por mol. Qual é a diferença de energia destes dois estados?

(19)

De Broglie mostrou:

• O momento (mv)  é uma propriedade de partícula

•   é uma propriedade ondulatória.

Einstein Planck

mv

h





O Comportamento ondulatório da matéria

15

/0 3 /2 0 1 6 19 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á





h

E

(20)

O princípio da incerteza

• x  incerteza da posição • mv  incerteza do momento







4

· mv

h

x

O Comportamento ondulatório da matéria

Heisenberg 5 /0 3 /2 0 1 6 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(21)

Mecânica quântica e orbitais atômicos

Schrödinger

1. Número quântico principal (n)

2. Número quântico azimutal, momento angular orbital, (l)

l = 0, 1, 2, e 3  s, p, d e f 3. Número quântico magnético (m_l)

(-l e +l)

2 _{fornece a probabilidade de se encontrar}

o elétron (densidade eletrônica)

  fornece o contorno do orbital eletrônico

sistema de coordenadas esféricas • representa a distância do elétron até o núcleo; • a geometria do orbital.

(22)

Orbitais e números quânticos

Mecânica quântica e orbitais atômicos

1

(23)

Orbitais e números quânticos

Mecânica quântica e orbitais atômicos

Diagrama de Aufbau 1 5 /0 3 /2 0 1 6 23 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(24)

Orbitais s

Representações orbitias

(25)

Representações orbitias

(26)

Representações orbitias

(27)

Orbitais p

Representações orbitias

(28)

Representações orbitias

Orbitais d

15 /0 3/ 2 0 16 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(29)

Representações orbitias

Orbitais f

15 /0 3/ 2 0 16 29 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(30)

1 5 /0 3 /2 0 1 6 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á EXERCÍCIO

(31)

Orbitais e suas energias

Átomos polieletrônicos

(32)

Spin eletrônico e o princípio

da exclusão de Pauli

Átomos polieletrônicos

(33)

Spin eletrônico e o princípio

da exclusão de Pauli

Átomos polieletrônicos

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. 15 /0 3/ 2 0 16 33 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(34)

Spin eletrônico e o princípio

da exclusão de Pauli

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

(35)

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

(36)

Configurações eletrônicas

Diagrama de Pauling

K L M N O P Q 2 8 18 32 32 18 8 Camada e -1 5 /0 3 /2 0 1 6 36 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(37)

1 5 /0 3 /2 0 1 6 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á 37

Escreva as configurações eletrônicas, no estado fundamental, dos seguintes átomos e identifique o conjunto dos quatro números quânticos para o último elétron da camada de valência:

a) C(Z=6); b) P(Z=15); c) Ti(Z=22); d) Co(Z=27); e) As(Z=33); f) Kr(Z=36). EXERCÍCIOS

(38)

Configurações eletrônicas e a tabela periódica

/0 3/ 2 0 16 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(39)

Configurações eletrônicas 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

(40)

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

(41)

Lantanídeos e actinídeos

• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.

• Observe: La: [Kr]6s2_5d10_4f1

• 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

(42)

• 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

5

/0 3 /2 0 1 6 QM8 3 A - Univ e rsi d a d e T e cn o ló g ica Fed e ral d o P a ran á

(43)