QUÍMICA INORGÂNICA1aula

(1)

QUÍMICA INORGÂNICA

(2)

Estrutura atômica

ÁTOMO DE DALTON (1803)

A NATUREZA ELÉTRICA DA MATÉRIA ELETRÓLISE (1800)

EXPERIMENTOS EM TUBOS DE CROOKES (1850)

Robert MILLIKAN (1908)

ÁTOMO DE THOMSON (1898)

Átomo esfera uniforme, carregada positivamente, com um raio de cerca de 10-8_{cm, na qual os elétrons}

estavam inseridos

ÁTOMO DE RUTHERFORD (1911)

Experimento sobre espalhamento de partículas 

Conclusões: O átomo é composto por um núcleo (centro do átomo) muito pequeno, carregado positivamente, rodeado por uma região muito maior, contendo elétrons.

(3)

Estrutura atômica

estavam inseridos

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Estrutura atômica

estavam inseridos

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Estrutura atômica

estavam inseridos

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Estrutura atômica

estavam inseridos

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Estrutura atômica

estavam inseridos

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Estrutura atômica

estavam inseridos

Conclusões: O átomo é composto por um núcleo (centro do

átomo) muito pequeno, carregado positivamente, rodeado por

uma região muito maior, contendo elétrons.

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ENERGIA RADIANTE

• ÁTOMO DE BOHR (1913)

Análise da estrutura atômica utilizando a teoria quântica da energia

desenvolvida por Max Planck (1900)

Equação de Planck

E = nh



E = energia

n = número inteiro positivo

h = constante de Planck (6,63 10

-34

_Js)



= freqüência (Hz)

Hipótese quântica de Planck: um sistema possui quantidades discretas,

ou quanta, de energia.

(10)

ENERGIA RADIANTE

• ÁTOMO DE BOHR (1913)

Análise da estrutura atômica utilizando

a teoria quântica da energia

desenvolvida por Max Planck

(1900)

Hipótese quântica de Planck: um

sistema possui quantidades

discretas, ou quanta, de energia.

(11)

ENERGIA RADIANTE

Espectroscopia e o átomo de Bohr

E_fóton = h (1)  = c ou  = c/ (2) Substituindo 2 em 1: E_fóton = hc/

(E₂)_fóton - (E₁)_fóton = E_fóton = hc/ A teoria de Bohr teve sucesso na explicação dos

espectros de emissão dos átomos. RH = 1,096776 x 107 m-1

Série Região do espectro

Lyman Ultravioleta Balmer Visível

(12)

ENERGIA RADIANTE

Postulados de Bohr:

No átomo somente é permitido ao elétron estar em certos estados estacionários, sendo que cada um deles possui uma energia fixa e definida.

Quando um átomo estiver em um destes estados, ele não pode emitir luz. No entanto, quando o átomo passar de um estado de alta energia para um estado de menor energia há emissão de um quantum de radiação, cuja energia h é igual à

diferença de energia entre os dois estados.

Se o átomo estiver em qualquer um dos estados estacionários, o elétron se movimenta descrevendo uma órbita circular em volta do núcleo.

Os estados eletrônicos permitidos são aqueles nos quais o momento angular do elétron é quantizado em múltiplos de h/2

Os dois primeiro postulados estão corretos e são mantidos na teoria quântica atual, o quarto postulado está parcialmente correto e terceiro incorreto

(13)

Dualidade onda–partícula

L. de Broglie (1924)

Eq. de Einsten E = mc

2

₍₁₎

Eq. de Planck

E = h



(2)

Igualando 2 e 1 mc

2

_{= h}



₍₃₎

Rearranjando temos

m = h



/ c

2

₍₄₎

Como



= c



= c/



(5)

Substituindo 5 em 4, temos:

m = h/



c

(14)

Princípio da Incerteza de

Heinsenberg

Estabelece um limite na precisão com que a posição e o momento de uma

partícula

podem ser determinada simultaneamente.

Para localizarmos um elétron (colisão entre fóton e elétron)

um fóton de comprimento de onda



possui um momento p = h/



Ao determinarmos a posição do elétron com uma precisão



x

  

,

produzimos uma incerteza no seu momento equivalente



p



h/



O produto das incertezas:



p



x

 

h/



= h

dedução do princípio de incerteza mais elaborada;

(15)

Formulação da mecânica quântica

Equação fundamental:

H



i = Ei



i

As energias permitidas E

₁

, E

₂

, etc., são obtidas

quando o operador Hamiltoniano H é aplicado

sobre as funções de onda



₁

,



₂

, etc.

(16)

NÍVEIS ELETRÔNICOS DE ENERGIA

Teoria de Bohr: mecânica quântica descreve um conjunto de níveis de

energias eletrônicas quantizadas, quantidades discretas e

específicas de energia, que um elétron em um átomo pode possuir.

Orbitais: estados individuais que podem ser ocupados por um elétron

em um átomo.

* cada orbital acomoda no máximo dois elétrons.

Spin: momento

anti-horário e horário

elétrons desemparelhados (spins paralelos)

elétrons emparelhados (spins antiparalelos)

  

(17)

Efeito magnético

Efeito magnético produzido pela presença de um elétron

desemparelhado em um átomo

Paramagnetismo: Substância que

contém um ou mais elétrons

desemparelhados é fracamente atraída em um campo

magnético.

Diamagnetismo: Substância que não contém elétrons

desemparelhados não é atraída em um campo

magnético.

(18)

Subcamadas (

l): conjunto de orbitais

s, p, d e f provêm dos termos espectroscópicos:

sharp, difuse, principal e fundamental

subcamadas

N

o

_{de orbitais}

(2



+1)

N

o

_{de elétrons}

s

1

2 p

3

6 d

5

10 f

7

14

(19)

Camadas (n)

camadas: agrupamento de subcamadas

n

o

_{quântico principal n}

O número de combinações possíveis de número quântico

com o mesmo valor de n é igual a 2n

2

Exemplo:

n = 1

2 (1)

2

_{= 2}

n = 2

2 (2)

2

_{= 8}

n = 3

2 (3)

2

_{= 18}

n = 4

2 (4)

2

_{= 32}

n 1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q

(20)

NÚMEROS QUÂNTICOS

• Número quântico principal (n)

Define a energia (camada)

n = 1, 2, 3, ..., 

• Número quântico momento angular orbital ou secundário ou azimutal ()

Especifica a subcamada.  = 0, 1, 2, ..., (n-1) subcamada s  = 0 subcamada p  = 1 subcamada d  = 2 subcamada f  = 3 • Número quântico orbital magnético (m_) m_ = - , ..., 0, ..., + 

• Número quântico magnético de spin (m_s) m_s = +1/2 ou –1/2

Princípio da Exclusão de Pauli:

“Não existem dois elétrons de um mesmo átomo que possuem os mesmos valores para os quatro números quânticos.”

(21)

(22)

(23)

BLINDAGEM DA CARGA NUCLEAR

• Há evidências experimentais que o orbital 2s

tem uma energia menor que o orbital 2p

• Os elétrons 2s têm uma capacidade maior de

penetrar a camada formada pelos elétrons 1s,

são menos blindados e, portanto, possuem

uma energia menor do que os elétrons 2p

• Os elétrons 3s são menos blindados que os

elétrons 3p, que por sua vez são menos

blindados do que os 3d.

(24)

Configuração eletrônica

Diagrama Aufbau (do alemão - construção):

preencher da base para

cima e segundo a

regra de

Hund

(25)

Configuração eletrônica

Diagrama Aufbau (do alemão - construção):

preencher da base para

cima e segundo a

regra de

Hund

(26)

Configuração eletrônica

Configuração eletrônica utilizando a tabela periódica

* não são regulares.

Grupos configuração da camada de valência 1 (IA) ns1 2 (IIA) ns2 13 (IIIA) ns2 _np1 14 (IVA) ns2 _np2 15 (VA) ns2 _np3 16 (VIA) ns2 _np4 17 (VIIA) ns2 _np5 18 (VIIIA) ns2 _np6 *bloco d (n – 1)d ns2 *bloco f (n – 2)f

(27)

CARGA NUCLEAR EFETIVA (Z

_ef

)

J. C. Slater

Z_ef = Z –  onde: Z: carga nuclear (número de prótons)

: constante de blindagem

O valor da  para um elétron pode ser calculado usando a regra empírica desenvolvida por Slater:

Escreva a configuração eletrônica em grupos de orbitais: (1 s) (2 s 2p) (3s 3p) (3d) (4s 4p) (4d) (4f) ...

Para um elétron nos orbitais s ou p

Elétrons de grupos superiores contribuem cada um com valor zero a  Elétrons do mesmo grupo contribuem cada um com valor 0,35 a  Elétrons da camada (n-1) contribuem cada um com valor 0,85 a 

(28)

CARGA NUCLEAR EFETIVA

Para um elétron nos orbitais d ou f

Elétrons de grupos superiores contribuem cada um com valor zero a  Elétrons do mesmo grupo contribuem cada um com valor 0,35 a 

Elétrons de grupos mais internos contribuem cada um com valor 1,0 a 

Z_ef de um elétron np é maior que um elétron nd da mesma camada Quanto maior Z_ef mais próximo do núcleo o elétron se encontra

Elétrons ns da camada de valência geralmente apresenta menor efeito protetor (blindagem) que um elétron np

Orbitais s são mais penetrantes e os orbitais f são menos

Como resultado de penetração e blindagem temos a seguinte ordem energética:

ns  np  nd  nf

* camadas semi-preenchidas ou completamente preenchidas conferem um grau adicional de estabilidade