ESTRUTURA ELETRÔNICA DO ÁTOMO
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ESTRUTURA ELETRÔNICA DO ÁTOMO
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TEORIA ATÔMICA E A TEORIA QUÂNTICA
• A mecânica clássica falhou ao tentar explicar o elétron.
• o dilema do átomo instável do modelo de Rutherford e o insucesso da física clássica para explicar o comportamento de elétrons em átomos (contradição aparente entre a eletrodinâmica e sua aplicação a elétrons);
• Desenvolve-se então novas leis chamadas de mecânica quântica.
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OBSERVA O ÁTOMO ATRAVÉS DAS PROPRIEDADES DA RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA.
Espectroscopia
Produto de campos elétricos e magnéticos oscilantes
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CARACTERÍSTICAS DE UMA ONDA
λ – comprimento de onda
A – amplitude C ≈ 3,0 x 108 m-1
(2,998 x 108 m-1)
O número de ciclos por segundo é chamado de frequência ν (nu)
Ν = 1 ciclo . s-1 = 1 Hz
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COMPRIMENTO DE ONDA X FREQUÊNCIA = VELOCIDADE DA LUZ
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EXEMPLO 1- QUAL O COMPRIMENTO DE ONDA DA LUZ AMARELA COM FREQUÊNCIA DE 5,09 X 10 HZ?
c = νλ → λ = c/ν → λ = 3,0 x108 m.s-1 / 5,09 x 1014 s-1 →
λ = 5,89 x 10-7 m ou 589 nm
Através de estudo sobre o “corpo negro” percebeu-se discrepâncias entre o previsto pela Física Clássica e o observado experimentalmente.
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E através de outro experimento que está relacionado com o efeito fotoelétrico.
E = nhν
Energia quantizada
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EM 1900 MAX PLANCK FÍSICO ALEMÃO PROPÔS A IDÉIA DE QUANTA.
Pacotes de energia
E = h ν h – Constante de Planck
h = 6,626 x 10 -34 J.s
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1- Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha frequência acima de um determinado valor, característico do metal.
2- Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a intensidade da radiação
3- A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a frequência da radiação incidente.
Exemplo 2. A energia de um único fóton de luz azul, de frequência 6,4 x 1014 Hz, é:E = hν → E = (6,626 x 10-34 J.s) x (6,4 x 1014 s-1)
E = 4,2 x 10-19 J.
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INTERPRETAÇÃO DE UM FEIXE DE LUZ EM TERMOS DE FÓTONS
Uma lâmpada de descarga de 25 W (1W = 1J.s-1) emite luz amarela de comprimento de onda 580 nm. Quantos fótons de luz amarela são gerados lela lâmpada em 1,0 s?
i- ii-
iii-
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iv- iv-
O resultado de N é 7,3x1019 fótons de luz amarela, isto é cerca de 1020 fótons, um número muito grande como o esperado.
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ESTUDOS DA RADIAÇÃO DO CORPO NEGRO COMPROVAM A HIPÓTESE DE PLANCK DA QUANTIZAÇÃO DA RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA.
O efeito fotoelétrico evidencia a natureza de partícula bem como a difração evidencia a
sua natureza ondulatória.
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DUALIDADE ONDA-PARTÍCULA DA MATÉRIA Louis de Broglie utilizou as equações de Einstein
para descrever o fóton e rearranjou-os de modo a poder escrever, o seguinte resultado:
p – momento linear de uma partícula
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QUAL SERÁ O COMPRIMENTO DE ONDA DE UM PRÓTON QUE SE MOVE A 1/100 DA VELOCIDADE DA LUZ?
λ = 1,32 x 10-13 m, ou seja, 0,132 pm
?
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PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEIZEMBERG
Não é possível determinar com precisão o momento e nem a posição do elétron, simultaneamente.
ħ = 1,05457 x 10-34 J.s
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FUNÇÕES DE ONDA E NÍVEIS DE ENERGIA
Um dos primeiros a formular uma teoria bem sucedida foi o cientista austríaco Erwin Schrödinger, em 1927.
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ESPECTRO ATÔMICO E NÍVEIS DE ENERGIA
O espectro observado por Bohr para o átomo de hidrogênio, é considerado como transições em níveis discretos de energia.
E2 > E1
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Essa diferença de energia entre os dois níveis, é chamada de, condições de frequência de Bohr.
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Constante de Rydberg n1 = 1,2,... n2 = n1 + 1, n1 + 2, ...
Visualizar as propriedades ondulatórias com o modelo nuclear do átomo.
Para o átomo de hidrogênio, o estado de energia mais baixo é -hR. Sendo que n é definido como número quântico principal.
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ORBITAIS ATÔMICOS
As soluções matemáticas da equação de Schrödinger, são muito complexas.
Por isso vamos nos limitar aqui apenas a verificar os resultados por ela obtido.
(x,y,z) (r,,) coordenadas polares
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A partir de então pode-se definir um conjunto de números para determinar o nível de energia dos elétrons. Esse conjunto de números são denominados: Números Quânticos.
(x,y,z) (r,,) coordenadas polares
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NÚMEROS QUÂNTICOS
1º) Número quântico principal “n”
2º) Número quântico azimutal ou secundário “l”
São números que nos permitem localizar um elétron em um átomo.
Indica o níveln: 1
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: 0 n – 1, para cada valor de n.
L = 0 1 2 3 4 5 ... S P D F G H ...
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3º) Número quântico “ml” ou magnéticoIndica 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
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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.
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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.
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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.
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Orbitais “f” Quando “n” é maior ou igual a 4, existem 7 orbitais
“f” equivalentes (para L = 3).
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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.
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DIAGRAMA DE LINUS PAULING
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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.
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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.
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Na 1s2 2s2 2p6
3s1 Indica o nívelIndica o
subnívelIndica o nº de elétrons no
subnível
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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.
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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 (s2 p1)4 A – Família do Carbono (s2 p2)5 A – Família do Nitrogênio (s2 p3)6 A – Família dos Calcogênios (s2 p4)7 A – Família dos Halogênios (s2 p5)8 A – Família dos Gases Nobres (s2 p6)
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Os elementos cuja configuração termina em “d” pertencem às famílias “B” (metais de transição externa).
d1 - 3B
d² - 4B
d³ - 5Bd5 - 6B e 7B
d6 , d7 , d8 - 8Bd10 - 1B e 2B
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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 internaDisposição:
4f : Lantanídeos ou Terras raras5f : Actinídeos
![Page 39: ESTRUTURA ELETRÔNICA DO ÁTOMO](https://reader034.fdocument.pub/reader034/viewer/2022052620/5571fb294979599169941b5c/html5/thumbnails/39.jpg)
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 .
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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.
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Tabela Periódica