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ESTRUTURA ATÔMICA
Átomo nuclear: Modelo de Rutherford

Número de Massa

A

Número Atômico

Z

X
RADIOATIVIDADE
ESTRUTURA ATÔMICA
• Distribuição dos elétrons em torno do núcleo
• Energia dos elétrons
Até 1913 trabalho volumoso experimental para medir as
freqüências em que a luz poderia ser absorvida ou emitida por
átomos

Esforços centralizados em torno do átomo de Hidrogênio
Natureza ondulatória da luz
Natureza ondulatória da luz
Natureza ondulatória da luz
Natureza ondulatória da luz
ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS
ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS

ENERGIA DO FÓTON:

E = hν
ESPECTRO CONTÍNUO
ESPECTROS DE LINHAS
RAIAS ESPECTRAIS DO HIDROGÊNIO
Conjunto de linhas ( séries convergentes):

Série de Lyman (UV)
Série de Balmer (VIS)

Dados ficaram sem explicação
Átomo de Bohr (1913)
Elétrons moveriam-se em torno do núcleo (prótons) em órbitas
estacionárias com raios definidos e que o momento angular
(mvr) do elétron seria quantizado.

En = - 2π2me4Z2
h2n2
ZH = 1
- O espectros de átomos com mais de um elétron não podem ser calculados com exatidão.
O modelo de Bohr
FÓTONS:
IV
VISÍVEL
ULTRAVIOLETA
ESPECTROS DE LINHAS
MODELO ATUAL
• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece
razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.
• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie
mostrou (1924):

h
λ=
mv

• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é uma
propriedade ondulatória.
• De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos
notáveis se os objetos são pequenos.
MODELO ATUAL
- Experimento de difração de luz
- Comportamento ondulatório
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- Interferência destrutiva = escuro (ondas totalmente fora de fase.
INTERFERÊNCIA : ONDAS NA SUPERFÍCIE DA ÁGUA
MODELO ATUAL

Experimento de difração de
Elétrons
O Princípio de Incerteza

•

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partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a
posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente.

•

Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua
posição simultaneamente.

•

Se ∆x é a incerteza da posição e ∆mv é a incerteza do momento,
então:
h

∆x·∆mv ≥

4π
Modelo Atual
•

Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e
partícula.

Função de onda

Equação diferencial – múltiplas respostas
Onde V é a energia potencial do elétron no campo do núcleo, e
E é a energia total
Esta equação é resolvida para o átomo de hidrogênio num
sistema de três dimensões (números quânticos)

•A resolução da equação leva às funções de onda.
•A resolução da função de onda fornece o contorno do orbital
atômico.

Orbital é a região de probabilidade máxima de se encontrar o e-.

•O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de
se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o
átomo.
A função de onda contém uma
informação dinâmica acerca do
elétron
A probabilidade de encontra o e
em um dado lugar é proporcional
ao quadrado da função de onda
em um ponto, Ψ2

Densidade de probabilidade

Probabilidade de encontrar um e
num dado volume
Para facilitar a resolução da
Função de onda podemos utilizar
as coordenadas polares ao invés
das cartesianas

Distribuição dos elétrons no
átomo com a função de onda
4 dimensões

A energia potencial do elétron no campo do núcleo é
esfericamente simétrica, ou seja, proporcional a Z/r
e independe da orientação do núcleo
Modelo Atual
Podemos dividir a função de onda em duas partes:

Ψn,l,ml (r,θ,φ) = R (r).Θ(θ).Φ(φ)
Função radial

Função angular
Orbitais e números quânticos

•

Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de
onda e as energias para as funções de onda.

•

Chamamos as funções de onda de orbitais.

•

A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr.
À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron
passa mais tempo mais distante do núcleo.
2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico
depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e
aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l
(s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos
aos orbitais s, p, d e f.
3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico
depende de l. O número quântico magnético tem valores
inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no
espaço
Orbitais e números quânticos
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elétron a uma dada distância do núcleo
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A ordem dos orbitais depende fortemente do número de
elétrons do átomo
Os efeitos de penetração são
mais pronunciados para os
elétrons 4s no K e no Ca

Energia do 4s< 3d

Do Sc ao Zn os orbitais
3d apresentam energias
próximas mas menores
que as do 4s
Do Ga (Z=31) em diante
os 3d possuem energias
menores que o 4s
Princípio de Aufbau
•

Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para
produzir um diagrama de Aufbau.

•

À medida que n aumenta, o espaçamento
entre os níveis de energia torna-se menor.

•

Há problemas de penetração e
blindagem
•
•

Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.
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elétrons interagem entre si.
• Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente
diferente para sistemas com muitos elétrons.
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aumenta na ordem ns<np<nd<nf
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ocupação para orbitais d e f
Configurações eletrônicas
e a tabela periódica
•

A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as
configurações eletrônicas.

•

O número do periodo é o valor de n.

•

Os grupos 1 e 2 (1A e 2A) têm o orbital s preenchido.

•

Os grupos de 13 a 18 (3A a 8A) têm o orbital p preenchido.

•

Os grupos de 3 a 12 (3B a 2B) têm o orbital d preenchido.

•

Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
Configurações eletrônicas
e a tabela periódica
Configurações eletrônicas
Configurações eletrônica condensadas
•
•
•

O neônio tem o subnível 2p completo.
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Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada
para o sódio como
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•
•
•

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Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
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Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de
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Chamamos as funções de onda de orbitais.

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Spin eletrônico e o princípio
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determinar o porquê.

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•

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Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
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spins opostos.
Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
Regra de Hund
•

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os elétrons de um elemento estão localizados.

•

Três regras:
- Os orbitais são organizados em ordem crescente de n.
-

Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o
mesmo orbital (Pauli).

-

Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem
cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital
receber um segundo elétron (regra de Hund).
Configurações eletrônicas
Metais de transição
•
•

Depois do Ca, os orbitais d começam a ser preenchidos.
Ex.: Sc: [Ar] 3d1 4s2
a
Zn: [Ar] 3d10 4s2

•

Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os
orbitais 4p começam a ser preenchidos.
Ex.: Ga: [Ar] 3d10 4s2 4p1

•
•

Nos Metais de transição os elétrons d são elétrons de
valência.
Configurações eletrônicas
Lantanídeos e actinídeos
•
•

Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.
Observe: Ce: [Kr] 4f15d16s2

•

Os elementos de Ce a Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são
chamados lantanídeos ou elementos terras raras.

•

Os elementos de Th a Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são
chamados actinídeos.

•

A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Propriedades Atômicas
Algumas propriedades características dos átomos como tamanho,
energia associada a remoção e adição de elétrons mostram
variações periódicas com o número atômico

O conhecimento destas variações permite organizar
as observações e predizer o comportamento
químico e estrutural
Configurações eletrônicas
e a tabela periódica
Raio Atômico
Tamanho de átomos e íons: considerações geométricas são
muito importantes para estruturas de sólidos e moléculas
individuais e formação de íons

Raio metálico: metade da distância
experimental determinada entre os
núcleos dos átomos vizinhos mais
próximos em um sólido
Raio covalente: metade da
separação de átomos vizinhos de
um mesmo elemento em uma
molécula

Raio iônico: a distância
entre os núcleos de cátions
e ânions que estão vizinhos
Raios atômicos aumentam à medida que se desce em um
grupo (aumenta n) e decrescem ao longo de um período
devido ao efeito de carga nuclear
Carga nuclear efetiva
• Os elétrons são atraídos pelo núcleo, mas são repelidos pelos
outros elétrons, que também os protegem (blindam) da carga
nuclear.
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do
núcleo e do número de elétrons mais internos.

Zef = Z - S (Blindagem)
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a
carga nuclear efetiva (Zef) diminui.
• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
Carga nuclear efetiva
A ordem dos orbitais depende fortemente do número de
elétrons do átomo
Os efeitos de penetração são
mais pronunciados para os
elétrons 4s no K e no Ca

Energia do 4s< 3d

Do Sc ao Zn os orbitais
3d apresentam energias
próximas mas menores
que as do 4s
Do Ga (Z=31) em diante
os 3d possuem energias
menores que o 4s
Energia de Ionização (EI)
Definição: Energia necessária para remover um elétron de um
átomo isolado em fase gasosa
A(g) → A+(g) + e-(g)
É expressa em elétron-volts (ev), onde 1ev = 96,485 kJ/mol e
é sempre positiva (endotérmica)
É possível remover mais que um elétron, tendo assim a 1a, 2a,
3a e 4a energia de ionização (potencial de ionização)
Tendências gerais:

Quanto maior n, menor a EI (efeitos de tamanho e blindagem)
No período a EI aumenta a medida que n aumenta (carga nuclear)
Orbitais s e p:
O máximo ocorre nos gases nobres e o mínimo nos metais alcalinos: Gases
nobres a camada é fechada, os elétrons estão fortemente presos ao núcleo
(átomos pouco reativos), carga nuclear efetiva alta. Os metais alcalinos possuem
um elétron que está muito blindado, fora da configuração de gás nobre, sendo
fácil removê-lo. Quando caminhamos no período, a carga nuclear aumenta de
uma unidade, mas o elétron extra só blinda parcialmente os outros da ação deste
aumento, então a EI, geralmente, aumenta no período.
Aumento da EI no período não é uniforme, pois temos dois problemas:

•EI diminui da configuração ns2 para ns2p1: orbital p menos penetrante que s.
•EI diminui da configuração ns2p3 para ns2p4 : configuração esférica X repulsão.
A EI diminui quando se passa de um gás nobre para o metal alcalino
seguinte: A carga nuclear efetiva diminui. A distância média em relação ao
núcleo de um elétron varia com “n”, sendo que esta distância é diretamente
proporcional a “n” .
•Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um
elétron mais interno é removido (diminuição de “n” e grande
aumento da carga nuclear efetiva).
Afinidade Eletrônica (AE)
Definição: é a alteração de energia quando um átomo gasoso
ganha um elétron para formar um íon gasoso
A(g) + e-(g)→ A-(g)
Pode ser exotérmica ou endotérmica
Um elemento possui uma alta afinidade eletrônica se o elétron
adicional pode entrar numa camada onde ele experimenta uma
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Química Geral - Estrutura Atômica

  • 1. ESTRUTURA ATÔMICA Átomo nuclear: Modelo de Rutherford Número de Massa A Número Atômico Z X
  • 3.
  • 4.
  • 5.
  • 6.
  • 7. ESTRUTURA ATÔMICA • Distribuição dos elétrons em torno do núcleo • Energia dos elétrons Até 1913 trabalho volumoso experimental para medir as freqüências em que a luz poderia ser absorvida ou emitida por átomos Esforços centralizados em torno do átomo de Hidrogênio
  • 13. ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS ENERGIA DO FÓTON: E = hν
  • 16. RAIAS ESPECTRAIS DO HIDROGÊNIO Conjunto de linhas ( séries convergentes): Série de Lyman (UV) Série de Balmer (VIS) Dados ficaram sem explicação
  • 17. Átomo de Bohr (1913) Elétrons moveriam-se em torno do núcleo (prótons) em órbitas estacionárias com raios definidos e que o momento angular (mvr) do elétron seria quantizado. En = - 2π2me4Z2 h2n2 ZH = 1
  • 18. - O espectros de átomos com mais de um elétron não podem ser calculados com exatidão.
  • 19. O modelo de Bohr
  • 22. MODELO ATUAL • Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória. • Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou (1924): h λ= mv • O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto λ é uma propriedade ondulatória. • De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos.
  • 23. MODELO ATUAL - Experimento de difração de luz - Comportamento ondulatório - Interferência construtiva = claro (ondas em fase) - Interferência destrutiva = escuro (ondas totalmente fora de fase.
  • 24. INTERFERÊNCIA : ONDAS NA SUPERFÍCIE DA ÁGUA
  • 25. MODELO ATUAL Experimento de difração de Elétrons
  • 26. O Princípio de Incerteza • O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente. • Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente. • Se ∆x é a incerteza da posição e ∆mv é a incerteza do momento, então: h ∆x·∆mv ≥ 4π
  • 27. Modelo Atual • Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. Função de onda Equação diferencial – múltiplas respostas Onde V é a energia potencial do elétron no campo do núcleo, e E é a energia total
  • 28. Esta equação é resolvida para o átomo de hidrogênio num sistema de três dimensões (números quânticos) •A resolução da equação leva às funções de onda. •A resolução da função de onda fornece o contorno do orbital atômico. Orbital é a região de probabilidade máxima de se encontrar o e-. •O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
  • 29.
  • 30. A função de onda contém uma informação dinâmica acerca do elétron A probabilidade de encontra o e em um dado lugar é proporcional ao quadrado da função de onda em um ponto, Ψ2 Densidade de probabilidade Probabilidade de encontrar um e num dado volume
  • 31. Para facilitar a resolução da Função de onda podemos utilizar as coordenadas polares ao invés das cartesianas Distribuição dos elétrons no átomo com a função de onda 4 dimensões A energia potencial do elétron no campo do núcleo é esfericamente simétrica, ou seja, proporcional a Z/r e independe da orientação do núcleo
  • 32. Modelo Atual Podemos dividir a função de onda em duas partes: Ψn,l,ml (r,θ,φ) = R (r).Θ(θ).Φ(φ) Função radial Função angular
  • 33. Orbitais e números quânticos • Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda. • Chamamos as funções de onda de orbitais. • A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
  • 34. 1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço
  • 35. Orbitais e números quânticos
  • 36.
  • 37. Outra grandeza importante: Função de distribuição radial Dá a probabilidade de se ter um elétron a uma dada distância do núcleo sem consideração da direção (r2R2) r max= a0/Z a0= ε0ħ2πmee2 a0= 0,529Å – raio de Bohr 1s
  • 38.
  • 39.
  • 40.
  • 41.
  • 43. A ordem dos orbitais depende fortemente do número de elétrons do átomo Os efeitos de penetração são mais pronunciados para os elétrons 4s no K e no Ca Energia do 4s< 3d Do Sc ao Zn os orbitais 3d apresentam energias próximas mas menores que as do 4s Do Ga (Z=31) em diante os 3d possuem energias menores que o 4s
  • 44. Princípio de Aufbau • Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau. • À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor. • Há problemas de penetração e blindagem
  • 45. • • Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados. Para n ≥ 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons interagem entre si. • Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas com muitos elétrons. • Dentro de um nível energético a energia dos orbitais aumenta na ordem ns<np<nd<nf • Ocorrem modificações na ordem de ocupação para orbitais d e f
  • 46. Configurações eletrônicas e a tabela periódica • A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas. • O número do periodo é o valor de n. • Os grupos 1 e 2 (1A e 2A) têm o orbital s preenchido. • Os grupos de 13 a 18 (3A a 8A) têm o orbital p preenchido. • Os grupos de 3 a 12 (3B a 2B) têm o orbital d preenchido. • Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
  • 47. Configurações eletrônicas e a tabela periódica
  • 48. Configurações eletrônicas Configurações eletrônica condensadas • • • 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 Na: [Ne] 3s1 • • • [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
  • 49. Orbitais e números quânticos • Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda. • Chamamos as funções de onda de orbitais. • A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
  • 50. 1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço
  • 51. Orbitais e números quânticos
  • 52. Configurações eletrônicas Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli • O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas minimamente espaçado. • Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê. • Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os átomos foram então detectados. • Duas marcas foram encontradas.
  • 53. Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli • Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número quântico de SPIN = ± ½. • O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.
  • 54. Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli
  • 55. Regra de Hund • As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento estão localizados. • Três regras: - Os orbitais são organizados em ordem crescente de n. - Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli). - Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).
  • 56.
  • 57. Configurações eletrônicas Metais de transição • • Depois do Ca, os orbitais d começam a ser preenchidos. Ex.: Sc: [Ar] 3d1 4s2 a Zn: [Ar] 3d10 4s2 • Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser preenchidos. Ex.: Ga: [Ar] 3d10 4s2 4p1 • • Nos Metais de transição os elétrons d são elétrons de valência.
  • 58. Configurações eletrônicas Lantanídeos e actinídeos • • Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. Observe: Ce: [Kr] 4f15d16s2 • Os elementos de Ce a Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras raras. • Os elementos de Th a Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos. • A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.
  • 59. PROPRIEDADES PERIÓDICAS Propriedades Atômicas Algumas propriedades características dos átomos como tamanho, energia associada a remoção e adição de elétrons mostram variações periódicas com o número atômico O conhecimento destas variações permite organizar as observações e predizer o comportamento químico e estrutural
  • 60. Configurações eletrônicas e a tabela periódica
  • 61.
  • 62. Raio Atômico Tamanho de átomos e íons: considerações geométricas são muito importantes para estruturas de sólidos e moléculas individuais e formação de íons Raio metálico: metade da distância experimental determinada entre os núcleos dos átomos vizinhos mais próximos em um sólido
  • 63. Raio covalente: metade da separação de átomos vizinhos de um mesmo elemento em uma molécula Raio iônico: a distância entre os núcleos de cátions e ânions que estão vizinhos
  • 64.
  • 65. Raios atômicos aumentam à medida que se desce em um grupo (aumenta n) e decrescem ao longo de um período devido ao efeito de carga nuclear
  • 66.
  • 67. Carga nuclear efetiva • Os elétrons são atraídos pelo núcleo, mas são repelidos pelos outros elétrons, que também os protegem (blindam) da carga nuclear. • A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos. Zef = Z - S (Blindagem) • Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zef) diminui. • Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
  • 69.
  • 70. A ordem dos orbitais depende fortemente do número de elétrons do átomo Os efeitos de penetração são mais pronunciados para os elétrons 4s no K e no Ca Energia do 4s< 3d Do Sc ao Zn os orbitais 3d apresentam energias próximas mas menores que as do 4s Do Ga (Z=31) em diante os 3d possuem energias menores que o 4s
  • 71.
  • 72.
  • 73.
  • 74. Energia de Ionização (EI) Definição: Energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado em fase gasosa A(g) → A+(g) + e-(g) É expressa em elétron-volts (ev), onde 1ev = 96,485 kJ/mol e é sempre positiva (endotérmica) É possível remover mais que um elétron, tendo assim a 1a, 2a, 3a e 4a energia de ionização (potencial de ionização) Tendências gerais: Quanto maior n, menor a EI (efeitos de tamanho e blindagem) No período a EI aumenta a medida que n aumenta (carga nuclear)
  • 75.
  • 76. Orbitais s e p: O máximo ocorre nos gases nobres e o mínimo nos metais alcalinos: Gases nobres a camada é fechada, os elétrons estão fortemente presos ao núcleo (átomos pouco reativos), carga nuclear efetiva alta. Os metais alcalinos possuem um elétron que está muito blindado, fora da configuração de gás nobre, sendo fácil removê-lo. Quando caminhamos no período, a carga nuclear aumenta de uma unidade, mas o elétron extra só blinda parcialmente os outros da ação deste aumento, então a EI, geralmente, aumenta no período. Aumento da EI no período não é uniforme, pois temos dois problemas: •EI diminui da configuração ns2 para ns2p1: orbital p menos penetrante que s. •EI diminui da configuração ns2p3 para ns2p4 : configuração esférica X repulsão. A EI diminui quando se passa de um gás nobre para o metal alcalino seguinte: A carga nuclear efetiva diminui. A distância média em relação ao núcleo de um elétron varia com “n”, sendo que esta distância é diretamente proporcional a “n” .
  • 77.
  • 78.
  • 79.
  • 80. •Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido (diminuição de “n” e grande aumento da carga nuclear efetiva).
  • 81. Afinidade Eletrônica (AE) Definição: é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso A(g) + e-(g)→ A-(g) Pode ser exotérmica ou endotérmica Um elemento possui uma alta afinidade eletrônica se o elétron adicional pode entrar numa camada onde ele experimenta uma carga nuclear efetiva forte (F, O, N e Cl) Segue a tendência da energia de ionização