Estrutura eletrônica dos átomos
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Estrutura Estrutura eletrônica dos eletrônica dos
átomosátomos
Bianca Dias NoronhaIsabella Cembranelli
Engenharia de Controle e Automação
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Natureza ondulatória de luzNatureza ondulatória de luz Energia quantizada e fótonsEnergia quantizada e fótons Espectros de linhas e modelo de BohrEspectros de linhas e modelo de Bohr Comportamento ondulatório da matériaComportamento ondulatório da matéria Mecânica quântica e os orbitais atômicosMecânica quântica e os orbitais atômicos Representações de orbitais Representações de orbitais Átomos polieletrônicosÁtomos polieletrônicos Configurações eletrônicasConfigurações eletrônicas Tabela PeriódicaTabela Periódica
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Natureza ondulatória da luzNatureza ondulatória da luz::
A luz visível é um tipo de radiação eletromagnética. Como ela transporta energia pelo espaço é conhecida como energia radiante.
Outros exemplos de radiação eletromagnética:
ondas de rádio radiação infravermelha raios x
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Todos os tipos de radiações eletromagnéticas possuem a mesma velocidade no vácuo
Características:Características:
c= 3,00x 10c= 3,00x 1088 m/s (velocidade da luz) m/s (velocidade da luz)
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FreqüênciaFreqüência: o número de ciclos que passam por determinado ponto por segundo.
c = λ.ν
ν = freqüência (Hz ou s-1)λ = comprimento de ondac = velocidade da luz
Freqüência e comprimento de onda possuem relação inversaFreqüência e comprimento de onda possuem relação inversa
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Exemplo:
1. A luz amarela emitida por uma lâmpada de sódio usada para iluminação tem um comprimento de 589 nm. Qual é a freqüência dessa radiação?
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Espectro eletromagnéticoEspectro eletromagnético
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Energia quantizada e fótonsEnergia quantizada e fótons
Fenômenos não explicados pelomodelo ondulatório da luz:
Emissão de luz por objetos quentes (radiação de corpo preto)
Sólidos quando aquecidos emitem radiação. A cor e a intensidade da luz emitidas dependem da temperatura do objeto que se relaciona com o comprimento de onda.
Para entender tal fenômeno, um físico alemão chamado Max Planck fez a seguinte proposição: de que a energia podia ser liberada ou absorvida por átomos apenas em pacotes de tamanhos mínimos.
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Planck chamou de quantum a menor quantidade de energia que podia ser emitida ou absorvida. Considerou também que a energia, E, de um único quantum é igual à constante h multiplicada pela freqüência.
h = 6,6262 ∙ 10-34 J∙s (constante de Planck)
De acordo com a teoria de Planck a energia é sempre emitida em múltiplos inteiros de hν. Assim, se um átomo libera 4 hν de energia dizemos que foram liberadas 4 quanta de energia. Além disso, as energias permitidas são quantizadas, ou seja, seus valores são restritos.
E= h . E= h . νν
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Efeito fotoelétrico e fótons
A luz incidindo em uma superfície metálica limpa leva-a a emitir elétrons, sendo que para cada metal existe uma freqüência mínima de luz abaixo da qual nenhum elétron é emitido.
Albert Einstein usou a teoria de Planck para explicar tal efeito. Ele supôs que a energia radiante que atinge a superfície metálica é um fluxo de pequenos “pacotes” chamados fótons e que cada fóton deveria ter uma energia proporcional à freqüência da luz. Logo, a própria energia radiante é quantizada.
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É necessária uma determinada quantidade de energiapara que o elétron vença as forças atrativas que o prendem ao metal.
Se os fótons têm energia suficiente, os elétrons são emitidos, e se possuem energia maior que a mínima Necessária, essa energia é transformada em energia cinética dos elétrons.
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O que é então a luz?É uma onda ou um conjunto de partículas?
Na verdade a luz possui propriedades de ambos, ela se comporta macroscopicamente como uma onda,mas consiste em um conjunto de fótons.
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Exemplo:Exemplo:
2. Calcular a energia de um fóton amarelo cujo comprimento de onda é 589 nm.
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Depois dos trabalhos de Planck e Einstein, um físico dinamarquês, Niels Bohr, propôs uma explicação para os espectros de linhas.
A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada monocromática. É o caso da radiação laser.
Porém, a maioria das radiações comuns possui muitos comprimentos de onda, como a das estrelas. Ao se separar os diferentes comprimentos de onda dessas radiações produz-se um espectro contínuo onde as cores se fundem. O espectro contínuo mais comum da natureza é o arco-íris.
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Nem todas as fontes de radiação produzem espectros contínuos. Diferentes gases sob pressão em um tubo de alta voltagem produzem radiações de cores diferentes.
Exemplo: gás neônio produz radiação avermelhada típica de letreiros luminosos.
Nos espectros resultantes desses gases aparecem linhas de poucos comprimentos de onda, por isso são chamados de espectros de linhas.
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O modelo de Bohr: PostuladosO modelo de Bohr: Postulados
Somente órbitas de determinados raios, correspondendo a cores definidas, são permitidas para os elétrons. Um elétron em órbita permitida tem certa energia específica, e não irradiará energia e, portanto não se moverá em forma de espiral em direção ao núcleo. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de energia permitido para outro. Essa energia é absorvida ou emitida como fóton.
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Estados de energia do átomo
Bohr calculou as energias permitidas de cada órbita a partir da seguinte equação:
E = (-2,18 x 10-18)( 1 ) n2
O nº inteiro n é chamado número quântico, cada n corresponde a uma órbita podendo assumir valores de um a infinito.
Quanto mais baixa (mais negativa) for a energia, mais estável será o átomo. À medida que n aumenta, a energia se torna menos negativa. O estado de energia mais baixo (n=1) é chamado estado fundamental e quando um elétron está em uma órbita de energia mais alta diz-se que está em estado excitado.
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Analisando a equação percebe-se que quando n = ∞ o elétron está completamente separado de seu núcleo, e portanto E = 0 (estado de referência).
Dessa mesma forma, a partir do 3º postulado afirmou que o elétron poderia pular de órbita desde que modificasse seu estado absorvendo (estado final com n mais alto) ou emitindo (estado final com n mais baixo) energia. Ef – Ei= Efóton =
h.νPortanto, o modelo de Bohr para o átomo de H afirma que
apenas freqüências específicas de luz podem ser emitidas ou absorvidas.
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Comportamento ondulatório da matéria
A matéria, sob condições apropriadas, pode mostrar propriedades de uma onda.
De Broglie admitiu que o elétron em seu movimento ao redor do núcleo, tem a ele associado um comprimento de onda particular.
λ = h m.v
Como tal hipótese é aplicável a toda matéria, qualquer objeto de massa m e velocidade v dá origem a uma onda característica.
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Exemplo:
3. Qual é o comprimento de onda de um elétron com velocidade de 5,97 x 106 m/s, sendo me = 9,11 x 10-28 g?
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Princípio da incertezaPrincípio da incerteza
Uma onda estende-se pelo espaço e sua localização não é definida. Assim, o físico alemão Werner Heisenberg concluiu que a natureza da matéria impõem uma limitação importante quando trabalhamos com matéria em nível subatômico o que ficou conhecido como principio da incerteza.
Esse princípio afirma que é impossível saber de maneira simultânea tanto o exato momento do elétron quanto sua posição no espaço.
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Mecânica Quântica e os Mecânica Quântica e os Orbitais Orbitais AtômicosAtômicos
Equação de onda de Schrödinger
Físico austríaco Erwin Schödinger
Comportamento do elétron
ondulatório de partícula
Mecânica quântica
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Equação de Onda Equação de Onda de de
SchrödingerSchrödinger
Funções de Onda
ψ
ψ2
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Modelo Bohr Modelo Bohr x x Modelo da Modelo da Mecânica Mecânica
QuânticaQuântica* O elétron está em órbita circular com alguns raios específicos ao redor do núcleo.
* Baseado no Princípio da Incerteza, chega-se a um conhecimento estatístico, o qual permite deduzir a PROBABILIDADE de o elétron ser encontrado em certa região do espaço em determinado instante.
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Densidade de ProbabilidadeDensidade de Probabilidade
• As funções de onda são chamadas orbitais;
• Cada orbital descreve uma distribuição específica de densidade eletrônica no espaço, conseqüentemente, têm energia e forma características
Importante:
Orbital (modelo mec-quântico) = Órbita (modelo Bohr)
- Princípio da Incerteza - modelo medido e localizado com precisão
- 4 nºs quânticos para descrever - 1 nº quântico para descrever
1 orbital 1 órbita
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n – número quântico principal (nível):
1, 2, 3....
* À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior
l – número quântico azimutal (subnível):
0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f)...
* l define o formato do orbital
ml – número quântico magnético (orbital):
...-2, -1, 0, 1, 2...
* ml descreve a orientação do orbital no espaço
ms – número quântico magnético de spin (elétron):
1/2 ou - 1/2
* ms é o indicador dos dois sentidos opostos nos quais o elétron pode girar
Os Números Quânticos
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O conjunto de orbitais com mesmo valor de n é chamado de nível eletrônico
O conjunto de orbitais com os mesmos valores de n e l é chamado de subnível
Conclusões:
O nível n resultará em n subníveis. Ex:n = 1 subnível 1s (l=0)n = 2 subníveis 2s (l=0), 2p (l=1)n = 3 subníveis 3s (l=0), 3p (l=1) e 3d (l=2)
Para determinado valor de l, existem 2l + 1 valores permitidos de ml
0 -1 0 1 -2 -1 0 1 2‣ O número total de orbitais em um subnível é n2
n = 1 = s 1 orbital n2 = 1n = 2 = p 1 orbital + 3 orbitais n2 = 4n = 3 = d 1 orbital + 3 orbitais + 5 orbitais n2 = 9
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Representações de Representações de OrbitaisOrbitais
Orbitais s- mais baixa energia encontra-se em 1s- esfericamente simétricos- probabilidade de encontrar o elétron diminui à medida afasta-se do núcleo gráfico: quanto mais longe, menos denso (o elétron é atraído pelo núcleo por forças eletrostáticas)- quando ψ2 = 0 encontram-se nós e quanto mais nós, maior o nº quântico n
![Page 29: Estrutura eletrônica dos átomos](https://reader036.fdocument.pub/reader036/viewer/2022062408/568137a3550346895d9f4ac4/html5/thumbnails/29.jpg)
Orbitais p
- A área mais densa está concentrada em duas regiões, separadas por um nó no núcleo, assemelha-se a halteres com dois lóbulos
- px, py, pz
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![Page 31: Estrutura eletrônica dos átomos](https://reader036.fdocument.pub/reader036/viewer/2022062408/568137a3550346895d9f4ac4/html5/thumbnails/31.jpg)
Átomos monoeletrônicos Átomos monoeletrônicos x x Átomos Átomos polieletrônicospolieletrônicos
Os subníveis têm todos as mesmas energias
Ex: 2px 2py 2pz
Diferentes subníveis, diferentes energias
Ex: 3s, 3p, 3d
Spin Eletrônico
* O elétron possui um propriedade intrínseca spin eletrônico
Aparentemente o elétron é uma esfera minúscula rodando em torno do seu próprio eixo
* Spin eletrônico é quantizado, assim criou o nº quântico magnético de spin
ms = + ½ ou – ½
* Os dois sentidos opostos de rotação produzem campos magnéticos diretamente opostos; o que causa a separação das linhas espectrais em pares muito próximos.
![Page 32: Estrutura eletrônica dos átomos](https://reader036.fdocument.pub/reader036/viewer/2022062408/568137a3550346895d9f4ac4/html5/thumbnails/32.jpg)
Princípio da Exclusão de Princípio da Exclusão de PauliPauli
Afirma que dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter o conjunto dos quatro números quânticos (n, l, ml, ms) iguais.
Um orbital pode receber no máximo dois elétrons e estes devem ter spins opostos; sendo n, l e ml fixos e diferenciando-se em ms.
‣ O experimento de Stern-Gerlach comprovou existência a de dois sentidos de spin, pelo bombardeamento de átomos em um ímã e observando os dois possíveis desvios dos elétrons de diferentes spins.
![Page 33: Estrutura eletrônica dos átomos](https://reader036.fdocument.pub/reader036/viewer/2022062408/568137a3550346895d9f4ac4/html5/thumbnails/33.jpg)
Configuração EletrônicaConfiguração Eletrônica
Escreve-se o símbolo para cada subnível ocupado e adiciona-se um índice superior para indicar o nº de elétrons em cada subnível. Ex:Lítio 1s2 2s1
Elétron desemparelhado é aquele que não está acompanhado por outro elétron de spin contrário, dentro de um mesmo orbital.
Regra de HundPara orbitais degenerados (de mesma energia), a menor energia será obtida quando o nº de elétrons com o mesmo spin for maximizado (spin paralelos)
![Page 34: Estrutura eletrônica dos átomos](https://reader036.fdocument.pub/reader036/viewer/2022062408/568137a3550346895d9f4ac4/html5/thumbnails/34.jpg)
Configuração Configuração Eletrônica Eletrônica
CondensadaCondensada
Aquela em que se coloca o símbolo do gás nobre de menor número atômico mais próximo, que por formar um octeto tem uma configuração mais estável, e em seguida se coloca a parte final da configuração;
Essa parte final são os elétrons de valência; e o último elétron preenchido é o elétron diferenciador.
Ex: Li – [He] 2s1 ( [1s2] 2s1 )
K – [Ar] 4s1 ( [1s2 2s2 2p6 3s2 3p6] 4s1 )
![Page 35: Estrutura eletrônica dos átomos](https://reader036.fdocument.pub/reader036/viewer/2022062408/568137a3550346895d9f4ac4/html5/thumbnails/35.jpg)
![Page 36: Estrutura eletrônica dos átomos](https://reader036.fdocument.pub/reader036/viewer/2022062408/568137a3550346895d9f4ac4/html5/thumbnails/36.jpg)
![Page 37: Estrutura eletrônica dos átomos](https://reader036.fdocument.pub/reader036/viewer/2022062408/568137a3550346895d9f4ac4/html5/thumbnails/37.jpg)
Referências bibliográficas
Química A ciência central 9ª edição
Brown - LeMay - Bursten