Estrutura Estrutura eletrônica dos eletrônica dos

átomosátomos

Bianca Dias NoronhaIsabella Cembranelli

Engenharia de Controle e Automação

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

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

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)

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

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?

Espectro eletromagnéticoEspectro eletromagnético

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.

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

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.

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.

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.

Exemplo:Exemplo:

2. Calcular a energia de um fóton amarelo cujo comprimento de onda é 589 nm.

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.

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.

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.

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.

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.

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.

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?

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.

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

Equação de Onda Equação de Onda de de

SchrödingerSchrödinger

Funções de Onda

ψ

ψ2

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.

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

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

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

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

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

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.

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.

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)

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 )

Referências bibliográficas

Química A ciência central 9ª edição

Brown - LeMay - Bursten