Estrutura Atômica

Átomo – 3 partículas

Quais são?

Descoberta o elétron – século XIX por Thomsom

Próton - - século XX por Rutherford

Neutron – 1932 por Chadwick

Modelo atômicoNúcleo – prótons e neutrosElétrons cercam o núcleo (como?)

Átomo identificado pelo número atômico (Z) e pelo número de massa (A)

Z = número de prótons no núcleoA= número de prótons + nêutrons no núcleo

A ZX

Ex: 16 8O

Todos os átomos de um mesmo elemento tem o mesmo número de prótons no núcleo

Entretanto podem ter diferentes números de nêutrons em seu núcleo - Essesátomos são chamados de isótopos

Ex: 1 1H – 1 próton; 0 nêutron e 1 elétron 2 1H – 1 próton; 1 nêutron e 1 elétron 3 1H – 1 próton; 2 nêutron e 1 elétron

Massas Atômicas

São expressas em unidade de massa atômica (u), é definida como 1/12 da massa de um átomo de carbono.

A abundância isotópica maioria dos elementos é encontrada como uma mistura de isótopos

Massas e abundâncias de isótopos são determinadas por espectrometria de massa

A massa atômica de um elemento é calculada pela média das massas dosIsótopos destes elementos

Massa atômica é diferente de número de massa

Número de massa – número de partículas no núcleo

Massa atômica – média das massas de todos os seus isótopos

1902 – Lewis propôs que os elétrons estão arranjados em níveis de energia começando próximo do núcleo e crescendo para fora

Mas, onde estão localizados? Possuem energia?

A elucidação da estrutura do átomo seria encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias a temperaturas altasou sob influência de uma descarga elétrica.Luz é produzida quando elétrons nos átomos sofrem alteraçõesde energia

Luz, microondas, raios X sinais de rádio etc são chamados de radiações eletromagnéticas ou energia radiante

Energia Radiante, também chamada de energia eletromagnética (combinação da oscilação dos campos elétrico e magnético percorrendo o espaço)

Apresenta movimento ondulatório – sucessão de cristas e vales

A frequência (número de cristas que passam num dado ponto por segundoO comprimento de onda () = distância entre as cristas sucessivasO produto de frequência e comprimento de onda é igual a velocidadeno caso da luz c = c = velocidade da luz = 2,99 x 108 ms-1

Quando eletricidade passa através do gás hidrogênio ou quandoo gás é aquecido a alta temperatura, o hidrogênio emite luz

Quando a luz atravessa um prisma não temos um espectro contínuo e sim uma linha espectral

Linha espectral – conjunto de linhas distintas cada uma Produzida pela luz de um comprimento de onda discreta

Espectro da luz branca (espectro contínuo)

Espectro de um átomo de um elemento: linhas espectrais

Espectro da luz branca

Espectro de emissão do H

Espectro de emissão do Fe

Átomo de Bohr (1913)

Elétrons num átomo emitem luz quando absorvem energia (eletricidade ou calor) e posteriormente liberam aquela energia na forma de luz

A radiação emitida é limitada a certos comprimentos de onda o elétronNão está livre para qualquer quantidade de energia, ou seja, a energia deum elétron em um átomo é quantizada

Início século XX – Planck e Einstein independentemente mostraram que Todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como pequenos Pacotes de energia denominados Fótons e que cada fóton tinham energia proporcional à frequência da radiação

Efóton = h

Mas, c = então Efóton = hc

1913 - Átomo de Niels Bohr

•a energia E do elétron permanece constante (mesmo em •movimento curvilíneo acelerado!)•radiação eletromagnética é emitida quando há uma mudança descontínua no movimento do elétron, ao se transferir de uma órbita de energia total Ei para uma órbita de energia total Ef .A freqüência da radiação emitida é dada por Ef − Ei = Efóton = hc E inversamente proporcional a

Ao receber energia o elétron é excitado a um nível de energia mais elevado e quando retorna emite energia, muitas vezes na forma de luz

Estado fundamental – estado de mais baixa energiaEstado excitado – estado de mais alta energia (instável)

A teoria de Bohr explicou muito bem o átomo de hidrogênio e ao fazê-lo foi capaz de obter a equação de Rydberg ΔE = Rhc/nf

2 − Rhc/ni2

R = cte de Rydberg = 1,097x107 m-1

h = cte de Planckc = velocidade da luzn = número quântico principal ΔE = Ef – Ei

Espectro de emissão do H:ΔE = Eni − Enf

ΔE = Rhc/nf2 − Rhc/ni

2

Calcule para a transição de um elétron de n=1 para n=2

Modelo da mecânica quântica

A quantização de energias eletrônicas são descritas em termos de orbitais

Os orbitais são agrupados em subníveis de energia ou subcamadas – s,p,d,f

Os subníveis de energia são agrupados em níveis de energia ou camadas – K, L, M. N....

Para denominar a camada, a subcamada e o orbital podemos usar quatro números quânticos

Os números quânticos são n, l e m

1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr.Tem valores n=1, 2, 3, 4, …Representa fisicamente o nível de energia (camada) principal em que o elétron se encontra.

2. O número quântico azimutal, l.Podem assumir os valores: l = 0, 1, 2, 3, (n-1)Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d, f )Representam fisicamente o sub-nível do elétron e sua forma geométrica no espaço.

3. O número quântico magnético, m.Tem os valores: m = -l , 0 , +lRepresenta fisicamente a orientação espacial do orbital doelétron, a quantidade de valores possíveis para l determina onúmero de orbitais existentes em um sub-nível l.

Spin Eletrônico

1920 – demonstração experimental que o elétron comporta-se comose tivesse uma rotaçãoEsta rotação é representada por um quarto número quântico – númeroQuântico magnético de spin eletrônico ms

Uma orientação é associada com um valor do número quântico spindo elétronms = +½ e outra com um valor de ms = -½

Princípio da Exclusão de Pauli

em princípio, nada impediria que todos os elétrons de um átomoficassem no mais baixo nível de energia (1s). O que aconteceria ?se assim fosse, as ligações químicas não existiriamdois elétrons de um mesmo átomo não podem ter o mesmo conjunto de números quânticos (n, l, ml , ms)em outras palavras, nenhum orbital atômico pode conter mais que 2 elétrons

Representação dos Orbitais

Orbitais s• os orbitais s são esféricos.• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.

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 umsistema cartesiano.• As letras correspondem aos valores permitidos de m, -1, 0, e +1.• Os orbitais têm a forma de halteres.• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.

• 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 f

Tabela Periódica e a configuração eletrônica

• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para asconfigurações eletrônicas.• O número do periodo é o valor de n.• Os grupos 1 e 2 têm o orbital s preenchido.• Os grupos 13 - 18 têm o orbital p preenchido.• Os grupos 3 - 12 têm o orbital d preenchido.• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

Há vários modos de representar as configurações, os principais são:

Notação s p d f Notação de caixas

Exemplos das duas notações

• 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

Configurações eletrônica condensadas

• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.

• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].

• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].

Na: [Ne] 3s1

Metais de Transição

• Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidosDepois 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.

TENDÊNCIAS PERIÓDICAS

X

CONFIGURAÇÃO ATÔMICA

Tendências Periódicas Gerais

• Raios atômico e iônico

• Energia de ionização

• Afinidade eletrônica

Carga Nuclear Efetiva (Z*)

A ordem ordem dos elétrons nos subníveis de energia e muitas propriedades Atômicas podem ser racionalizadas pelo conceito de carga nuclear efetiva (Z*)

Corresponde à carga nuclear sentida por determinado elétron em um átomo multieletrônico, modificada pela presença dos outros elétrons.

Eletrons 2s PENETRAM a região ocupada pelos eletrons 1s e sentem uma carga positiva maior do que a esperada

Z* dos elétros de valência dos elementos do 2º. PeríodoLi = +1,28B = +2,58C = +3,22N = +3,85O = +4,49F = +5,13

Carga nuclear efetiva aumentaMaior atração dos elétrons

Orbitais maiores Elétrons menos atraídos

• Considere uma molécula diatômica simples.• A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação.• Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.

Raio atômico

Nos grupos o raio atômico aumenta com o número atômico

Eletrons entram em orbitais maiores, mais longe do núcleo, e sofrem menos atração

Nos períodos o raio atômico diminui com o número atômico

Z* aumenta e- externosmais fortemente atraídos

n au

men

ta

tam

anho

do

orbi

tal m

ais

exte

rno

aum

enta

Tendências nos Raios Atômicos nos Metais de Transição

Nos metaisde transição(bloco d), osraiosatômicosvariam poucono período !!!

Z* dos elétros ns fica quase constante no período

Raios Iônicos × Raios Atômicos

Li,152 pm Li +, 78 pm Formando um cátion3e + 3p 2e + 3 p

+

CATIONS são MENORES que os átomos neutros atração dos e- pelo núcleo aumenta raio DIMINUI.

F, 71 pm F- , 133 pm Formando um ânion 9e and 9p 10 e and 9 p

ANIONS são MAIORES que os átomos neutros atração dos e- pelo núcleo diminui raio AUMENTA.

-

Tendências Periódicas dos Raios Iônicos são similares às dos raios atômicos

Energia de Ionização (E.I)

- uma medida da tendência a formar cátions- quantidade de energia necessária para retirar1 mol de elétrons de 1 mol de átomos no estado gasosoo estado gasoso é importante para não haver influência de forças intermoleculares na medidaexemplo:Cu(g) Cu+(g) + e−(g), I1 = 785 kJ · mol−1

(primeira energia de ionização)

Cu+(g) Cu2+(g) + e−(g), I2 = 1955 kJ · mol−1

(segunda energia de ionização

Carga positiva Aumenta EI aumenta

energia de ionização baixa=) elementos formam cátions (metais; bons condutores elétricos)

Correlacionar com raio e carga nuclear efetiva

Variação da E.I no período

DE MODO GERAL:Energia de ionização aumenta ao longo do período

EI aumenta no período porquê Z* também aumenta.

• Metais perdem eletrons mais facilmente que não metais.

• Metais são agentes redutores fortes.

• Não-metais perdem eletrons com facilidade.

Variação da Energia de Ionização no Grupo

• EI diminui com o número atômico no grupo

• Raio atômico aumenta, facilitando a remoção de eletrons.

• Elementos se tornam agentes redutores mais fortes.

Afinidade Eletrônica (A.E)

Energia perdida ou ganha quando um átomo recebeum eletron formando um ânionA(g) + e- A-(g) A.E. = ΔE da reação

O (g) + e- O-(g) O [He]2s22p4

O- [He]2s22p5 AE = - 141 kJ/molΔ E é Exotérmica = energia da atração (e- + núcleo) maior que a da repulsão entre 2e- no mesmo orbital p

Comparar com carga nuclear efetiva e raio

- é uma medida da tendência a formar ânions estáveis- é o negativo da variação de energia de quando um elétron é aceito por um átomo no estado gasoso, para originar um ânion - afinidade eletrônica grande e positiva =) ânion é estável (não-metais)

Variação da Afinidade Eletrônica no Grupo e Período

• Afinidade eletrônica aumenta com número atômico no período (devido ao aumento em Z*)

• Afinidade eletrônica diminui com número atômico nos grupos (aumento do raio atômico = menor interação com o núcleo)

Átomo AE F -328 kJ Cl -349 kJ Br -325 kJ I -295 kJ