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Átomos
Estrutura eletrônica e orbitais atômicos
por Marília Isabel Tarnowski Correia
marilia.itc@gmail.com
1
Descrição mecânico-quântica do
átomo de hidrogênio
• Equação de Schrödinger -> estados possíveis de
energia para o elétron no átomo de H e as fx de
onda (Ψ)
• Densidade de probabilidade -> região 3D em torno
do núcleo -> Região onde o elétron pode estar em
um determinado instante -> Ψ²
• Princípio da incerteza de Heisenberg:
A localização e o momento de uma partícula não podem
ser conhecidos simultaneamente.
2
Modelo quântico do átomo
• Elétron: função de onda
• Orbitais
• Energia característica
• Distribuição de
densidade eletrônica
característica
Representação do átomo de hélio
Imagem (fonte): https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/23/Helium_atom_QM.svg/2000px-Helium_atom_QM.svg.png
3
Números quânticos
Principal n Nível de energia
Inteiros positivos
Momento
angular
l Formato do orbital
Entre 0 e (n-1)
Magnético ml
Orientação no espaço
(2l+1) valores
Spin
eletrônico
ms
Rotação do elétron
(+1/2, -1/2)
4
Orbitais atômicos
Imagem (fonte): https://i.stack.imgur.com/K5EcA.jpg
5
Orbital s
• A partir de n = 1
• Esfera (90% de probabilidade)
• Tamanho aumenta com o n
Imagem (fonte): https://dr282zn36sxxg.cloudfront.net/datastreams/...IMAGE_THUMB_POSTCARD_TINY%2BIMAGE_THUMB_POSTCARD_TINY.16
Orbital p
• A partir de n = 2, l = 1
• Halter
• Orientação espacial: px, py, pz
7
Orbital d
• A partir de n = 3, l = 2
• Orientação espacial: dx²-y², dz², dxy, dxz, dyz
Imagem (fonte): http://grund-wissen.de/physik/_images/d-orbitale.png
8
Orbital f
• A partir de n = 4, l = 3
• Elementos com número atômico acima de 57
Imagem(fonte):http://www.geo.arizona.edu/xtal/geos306/f-orbitals.gif
9
Números quânticos x orbitais
n l Orbital ml ms nº de e-
1 0 s 0 +1/2,-1/2 2 2
2
0 s 0 +1/2,-1/2 2
8
1 p -1,0,+1 +1/2,-1/2 6
3
0 s 0 +1/2,-1/2 2
181 p -1,0,+1 +1/2,-1/2 6
2 d -2,-1,0,+1,+2 +1/2,-1/2 10
4
0 s 0 +1/2,-1/2 2
32
1 p -1,0,+1 +1/2,-1/2 6
2 d -2,-1,0,+1,+2 +1/2,-1/2 10
3 f -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 +1/2,-1/2 14
10
Exemplo
Dê o conjunto de números quânticos (n,l,ml,ms) para um
elétron em um orbital 3p:
• n = 3 -> terceiro período
• l = (0,n-1) -> 0, 1, 2
• 0 = s; 1 = p; 2 = d
• ml = (2l+1) valores
• l = 0 , ml = (2*0+1) = 1 valor entre (-l, 0, +l) -> 0
• l = 1 , ml = (2*1+1) = 3 valores entre (-l, 0, +l) -> (-1,0+1)
• l = 2 , ml = (2*2+1) = 5 valores entre (-l, 0, +l) -> (-2,-1,0,+1,+2)
• ms = (+1/2,-1/2)
• No orbital 3p (n=3, l=1):
(3,1,-1,+1/2), (3,1,-1,-1/2), (3,1,0,+1/2), (3,1,0,-1/2), (3,1,1,+1/2), (3,1,1,-1/2)
11
Energias dos orbitais
12
Energia(eV)
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
5f
4f
5d
4d
3d
Energia(eV)Energia(eV)
Imagem(fonte):http://www.xtec.cat/~frecreo/media/moeller.gif;
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/95/Klechkovski_rule.svg/1200px-Klechkovski_rule.svg.png
13
Configuração eletrônica
• Estado fundamental
• Número de elétrons = número atômico (Z)
Ex: Hidrogênio, Z = 1
Configuração eletrônica:
1s1 Número de elétrons no orbital
Número quântico de momento angular (l)
Número quântico principal (n)
14
Princípio da exclusão de Pauli
• Dois elétrons em um átomo não podem ter o
mesmo conjunto de 4 números quânticos.
• Se estiverem no mesmo orbital e tiverem o mesmo
número de n, l e ml, o ms será diferente.
• Somente dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital e
terão spins opostos.
Ex: Hélio, Z = 2
Configuração eletrônica: 1s²
Números quânticos dos 2 elétrons:
1º elétron: (1,0,0,+1/2)
2º elétron: (1,0,0, -1/2)
15
Diamagnetismo e paramagnetismo
• Paramagnéticos: elétrons paralelos e
desemparelhados (sem par)
• Sofrem atração magnética
Ex: Lítio, Z = 3
Li: 1s² 2s¹
• Diamagnéticos: elétrons antiparalelos e
emparelhados
• Não sofrem atração magnética
Ex: Berílio, Z = 4
Be: 1s² 2s²
16
Efeito de blindagem
• Elétrons em orbitais de menor energia blindam a
penetração dos elétrons em orbitais de maior
energia
1s blinda 2 s e 2p
• Em um mesmo nível n, o poder penetrante (a
proximidade ao núcleo) diminui com o aumento do
número quântico de momento angular l:
s > p > d > f ...
2p é mais blindado (menos próximo do núcleo) que 2s
17
Regra de Hund
• O arranjo mais estável dos elétrons nas
subcamadas é aquele que contém o maior número
de spins paralelos
Exemplo: Nitrogênio (Z = 7)
Configuração: 1s2 2s2 2p3
Oxigênio (Z = 8)
Configuração: 1s² 2s² 2p4
18
Regras de distribuição
1. Cada nível n contém n subníveis
• n = 2 , l = (0,1)
2. Cada subnível l contém (2l+1) orbitais
• l =2 (orbital d), ml = 5 orbitais d
3. 2 elétrons em um átomo não podem ter o mesmo
conjunto de números quânticos
4. Cada orbital pode conter no máximo 2 elétrons
5. O arranjo mais estável é o que apresenta o maior número
de spins paralelos
6. No hidrogênio a energia do elétron depende de n.
7. Em átomos polieletrônicos a energia depende de n e l.
8. Para elétrons com mesmo n, a proximidade com o núcleo
diminui na ordem s > p > d > f > ...
19
Princípio da construção
• Princípio de Aufbau: a cada próton adicionado ao núcleo, um
elétron é adicionado a um orbital atômico.
(Configuração eletrônica do estado fundamental dos átomos).
• Os elementos são representados pelo gás nobre imediatamente
anterior, seguidos das subcamadas mais externas.
• Períodos apresentam um padrão nas camadas mais externas
Exemplo: Argônio (Z = 18), Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cálcio (Z = 20), Ca = [Ar] 4s²
Estrôncio (Z = 38), Sr = [Kr] 5s2
• Metais de transição: subcamada d semipreenchida
• Lantanídeos e actinídeos: subcamada f semipreenchida
• O diagrama deve ser preenchido na seguinte ordem:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10
20
Exceções
• Crômio (Z = 24): [Ar] 4s¹ 3d5
• Cobre (Z = 29): [Ar] 4s¹ 3d10
• Lantânio (Z = 57): [Xe] 6s² 5d¹
• Do Ítrio (Z = 39) à Prata (Z = 47)
Y = [Kr] 4d¹ 5s²
Zr = [Kr] 4d² 5s²
Nb = [Kr] 4d³ 5s²
Etc.
21
Classificação dos elementos
1 H Hidrogênio : 1s¹
2 He Hélio : 1s²
3 Li Lítio : 1s² 2s¹
4 Be Berílio : 1s² 2s²
5 B Boro : 1s² 2s² 2p¹
6 C Carbono : 1s² 2s² 2p²
7 N Nitrogênio : 1s² 2s² 2p3
8 O Oxigénio : 1s² 2s² 2p4
9 F Flúor : 1s² 2s² 2p5
10 Ne Néon : 1s² 2s² 2p6
11 Na Sódio : [Ne] 3s¹
12 Mg Magnésio : [Ne] 3s²
13 Al Alumínio : [Ne] 3s² 3p¹
14 Si Silício : [Ne] 3s² 3p²
15 P Fósforo : [Ne] 3s² 3p3
16 S Enxofre : [Ne] 3s² 3p4
17 Cl Cloro : [Ne] 3s² 3p5
18 Ar Argônio : [Ne] 3s² 3p6
19 K Potássio : [Ar] 4s¹
20 Ca Cálcio : [Ar] 4s²
21 Sc Escândio : [Ar] 3d¹ 4s²
22 Ti Titânio : [Ar] 3d² 4s²
23 V Vanádio : [Ar] 3d3 4s²
24 Cr Crômio : [Ar] 3d4 4s²
25 Mn Manganês : [Ar] 3d5 4s²
26 Fe Ferro : [Ar] 3d6 4s²
27 Co Cobalto : [Ar] 3d7 4s²
28 Ni Níquel : [Ar] 3d8 4s²
29 Cu Cobre : [Ar] 3d9 4s²
30 Zn Zinco : [Ar] 3d10 4s²
31 Ga Gálio : [Ar] 3d10 4s² 4p¹
32 Ge Germânio : [Ar] 3d10 4s² 4p²
33 As Arsénio : [Ar] 3d10 4s² 4p3
34 Se Selénio : [Ar] 3d10 4s² 4p4
35 Br Bromo : [Ar] 3d10 4s² 4p5
36 Kr Crípton : [Ar] 3d10 4s² 4p6
37 Rb Rubídio : [Kr] 5s¹
38 Sr Estrôncio : [Kr] 5s²
39 Y Ítrio : [Kr] 4d¹ 5s²
40 Zr Zircónio : [Kr] 4d² 5s²
41 Nb Nióbio : [Kr] 4d3 5s²
42 Mo Molibdénio : [Kr] 4d4 5s²
43 Tc Tecnécio : [Kr] 4d5 5s²
44 Ru Ruténio : [Kr] 4d6 5s²
45 Rh Ródio : [Kr] 4d7 5s²
46 Pd Paládio : [Kr] 4d8 5s²
47 Ag Prata : [Kr] 4d9 5s²
48 Cd Cádmio : [Kr] 4d10 5s²
49 In Índio : [Kr] 4d10 5s² 5p¹
50 Sn Estanho : [Kr] 4d10 5s² 5p²
51 Sb Antimónio : [Kr] 4d10 5s² 5p3
22
Exercícios
• Indique os valores possíveis de l e ml para um elétron com n = 3
• Dê o conjunto de números quânticos para um elétron num
orbital:
a) 3s
b) 4p
c) 3d
• Quais conjuntos de números quânticos são inaceitáveis? Por que?
a) (1,0,1/2,1/2)
b) (3,0,0,+1/2)
c) (2,2,1,+1/2)
d) (4,3,-2,+1/2)
e) (3,2,1,1)
• Faça a configuração eletrônica e diga se o elemento no estado
fundamental é diamagnético ou paramagnético:
B, Ne, P, S, Al, Fe
23
Referências
• Chang, Raymond. Química geral: conceitos
essenciais. AMGH Editora, 2009.
24

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Átomos

  • 1. Átomos Estrutura eletrônica e orbitais atômicos por Marília Isabel Tarnowski Correia marilia.itc@gmail.com 1
  • 2. Descrição mecânico-quântica do átomo de hidrogênio • Equação de Schrödinger -> estados possíveis de energia para o elétron no átomo de H e as fx de onda (Ψ) • Densidade de probabilidade -> região 3D em torno do núcleo -> Região onde o elétron pode estar em um determinado instante -> Ψ² • Princípio da incerteza de Heisenberg: A localização e o momento de uma partícula não podem ser conhecidos simultaneamente. 2
  • 3. Modelo quântico do átomo • Elétron: função de onda • Orbitais • Energia característica • Distribuição de densidade eletrônica característica Representação do átomo de hélio Imagem (fonte): https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/23/Helium_atom_QM.svg/2000px-Helium_atom_QM.svg.png 3
  • 4. Números quânticos Principal n Nível de energia Inteiros positivos Momento angular l Formato do orbital Entre 0 e (n-1) Magnético ml Orientação no espaço (2l+1) valores Spin eletrônico ms Rotação do elétron (+1/2, -1/2) 4
  • 5. Orbitais atômicos Imagem (fonte): https://i.stack.imgur.com/K5EcA.jpg 5
  • 6. Orbital s • A partir de n = 1 • Esfera (90% de probabilidade) • Tamanho aumenta com o n Imagem (fonte): https://dr282zn36sxxg.cloudfront.net/datastreams/...IMAGE_THUMB_POSTCARD_TINY%2BIMAGE_THUMB_POSTCARD_TINY.16
  • 7. Orbital p • A partir de n = 2, l = 1 • Halter • Orientação espacial: px, py, pz 7
  • 8. Orbital d • A partir de n = 3, l = 2 • Orientação espacial: dx²-y², dz², dxy, dxz, dyz Imagem (fonte): http://grund-wissen.de/physik/_images/d-orbitale.png 8
  • 9. Orbital f • A partir de n = 4, l = 3 • Elementos com número atômico acima de 57 Imagem(fonte):http://www.geo.arizona.edu/xtal/geos306/f-orbitals.gif 9
  • 10. Números quânticos x orbitais n l Orbital ml ms nº de e- 1 0 s 0 +1/2,-1/2 2 2 2 0 s 0 +1/2,-1/2 2 8 1 p -1,0,+1 +1/2,-1/2 6 3 0 s 0 +1/2,-1/2 2 181 p -1,0,+1 +1/2,-1/2 6 2 d -2,-1,0,+1,+2 +1/2,-1/2 10 4 0 s 0 +1/2,-1/2 2 32 1 p -1,0,+1 +1/2,-1/2 6 2 d -2,-1,0,+1,+2 +1/2,-1/2 10 3 f -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 +1/2,-1/2 14 10
  • 11. Exemplo Dê o conjunto de números quânticos (n,l,ml,ms) para um elétron em um orbital 3p: • n = 3 -> terceiro período • l = (0,n-1) -> 0, 1, 2 • 0 = s; 1 = p; 2 = d • ml = (2l+1) valores • l = 0 , ml = (2*0+1) = 1 valor entre (-l, 0, +l) -> 0 • l = 1 , ml = (2*1+1) = 3 valores entre (-l, 0, +l) -> (-1,0+1) • l = 2 , ml = (2*2+1) = 5 valores entre (-l, 0, +l) -> (-2,-1,0,+1,+2) • ms = (+1/2,-1/2) • No orbital 3p (n=3, l=1): (3,1,-1,+1/2), (3,1,-1,-1/2), (3,1,0,+1/2), (3,1,0,-1/2), (3,1,1,+1/2), (3,1,1,-1/2) 11
  • 14. Configuração eletrônica • Estado fundamental • Número de elétrons = número atômico (Z) Ex: Hidrogênio, Z = 1 Configuração eletrônica: 1s1 Número de elétrons no orbital Número quântico de momento angular (l) Número quântico principal (n) 14
  • 15. Princípio da exclusão de Pauli • Dois elétrons em um átomo não podem ter o mesmo conjunto de 4 números quânticos. • Se estiverem no mesmo orbital e tiverem o mesmo número de n, l e ml, o ms será diferente. • Somente dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital e terão spins opostos. Ex: Hélio, Z = 2 Configuração eletrônica: 1s² Números quânticos dos 2 elétrons: 1º elétron: (1,0,0,+1/2) 2º elétron: (1,0,0, -1/2) 15
  • 16. Diamagnetismo e paramagnetismo • Paramagnéticos: elétrons paralelos e desemparelhados (sem par) • Sofrem atração magnética Ex: Lítio, Z = 3 Li: 1s² 2s¹ • Diamagnéticos: elétrons antiparalelos e emparelhados • Não sofrem atração magnética Ex: Berílio, Z = 4 Be: 1s² 2s² 16
  • 17. Efeito de blindagem • Elétrons em orbitais de menor energia blindam a penetração dos elétrons em orbitais de maior energia 1s blinda 2 s e 2p • Em um mesmo nível n, o poder penetrante (a proximidade ao núcleo) diminui com o aumento do número quântico de momento angular l: s > p > d > f ... 2p é mais blindado (menos próximo do núcleo) que 2s 17
  • 18. Regra de Hund • O arranjo mais estável dos elétrons nas subcamadas é aquele que contém o maior número de spins paralelos Exemplo: Nitrogênio (Z = 7) Configuração: 1s2 2s2 2p3 Oxigênio (Z = 8) Configuração: 1s² 2s² 2p4 18
  • 19. Regras de distribuição 1. Cada nível n contém n subníveis • n = 2 , l = (0,1) 2. Cada subnível l contém (2l+1) orbitais • l =2 (orbital d), ml = 5 orbitais d 3. 2 elétrons em um átomo não podem ter o mesmo conjunto de números quânticos 4. Cada orbital pode conter no máximo 2 elétrons 5. O arranjo mais estável é o que apresenta o maior número de spins paralelos 6. No hidrogênio a energia do elétron depende de n. 7. Em átomos polieletrônicos a energia depende de n e l. 8. Para elétrons com mesmo n, a proximidade com o núcleo diminui na ordem s > p > d > f > ... 19
  • 20. Princípio da construção • Princípio de Aufbau: a cada próton adicionado ao núcleo, um elétron é adicionado a um orbital atômico. (Configuração eletrônica do estado fundamental dos átomos). • Os elementos são representados pelo gás nobre imediatamente anterior, seguidos das subcamadas mais externas. • Períodos apresentam um padrão nas camadas mais externas Exemplo: Argônio (Z = 18), Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Cálcio (Z = 20), Ca = [Ar] 4s² Estrôncio (Z = 38), Sr = [Kr] 5s2 • Metais de transição: subcamada d semipreenchida • Lantanídeos e actinídeos: subcamada f semipreenchida • O diagrama deve ser preenchido na seguinte ordem: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 20
  • 21. Exceções • Crômio (Z = 24): [Ar] 4s¹ 3d5 • Cobre (Z = 29): [Ar] 4s¹ 3d10 • Lantânio (Z = 57): [Xe] 6s² 5d¹ • Do Ítrio (Z = 39) à Prata (Z = 47) Y = [Kr] 4d¹ 5s² Zr = [Kr] 4d² 5s² Nb = [Kr] 4d³ 5s² Etc. 21
  • 22. Classificação dos elementos 1 H Hidrogênio : 1s¹ 2 He Hélio : 1s² 3 Li Lítio : 1s² 2s¹ 4 Be Berílio : 1s² 2s² 5 B Boro : 1s² 2s² 2p¹ 6 C Carbono : 1s² 2s² 2p² 7 N Nitrogênio : 1s² 2s² 2p3 8 O Oxigénio : 1s² 2s² 2p4 9 F Flúor : 1s² 2s² 2p5 10 Ne Néon : 1s² 2s² 2p6 11 Na Sódio : [Ne] 3s¹ 12 Mg Magnésio : [Ne] 3s² 13 Al Alumínio : [Ne] 3s² 3p¹ 14 Si Silício : [Ne] 3s² 3p² 15 P Fósforo : [Ne] 3s² 3p3 16 S Enxofre : [Ne] 3s² 3p4 17 Cl Cloro : [Ne] 3s² 3p5 18 Ar Argônio : [Ne] 3s² 3p6 19 K Potássio : [Ar] 4s¹ 20 Ca Cálcio : [Ar] 4s² 21 Sc Escândio : [Ar] 3d¹ 4s² 22 Ti Titânio : [Ar] 3d² 4s² 23 V Vanádio : [Ar] 3d3 4s² 24 Cr Crômio : [Ar] 3d4 4s² 25 Mn Manganês : [Ar] 3d5 4s² 26 Fe Ferro : [Ar] 3d6 4s² 27 Co Cobalto : [Ar] 3d7 4s² 28 Ni Níquel : [Ar] 3d8 4s² 29 Cu Cobre : [Ar] 3d9 4s² 30 Zn Zinco : [Ar] 3d10 4s² 31 Ga Gálio : [Ar] 3d10 4s² 4p¹ 32 Ge Germânio : [Ar] 3d10 4s² 4p² 33 As Arsénio : [Ar] 3d10 4s² 4p3 34 Se Selénio : [Ar] 3d10 4s² 4p4 35 Br Bromo : [Ar] 3d10 4s² 4p5 36 Kr Crípton : [Ar] 3d10 4s² 4p6 37 Rb Rubídio : [Kr] 5s¹ 38 Sr Estrôncio : [Kr] 5s² 39 Y Ítrio : [Kr] 4d¹ 5s² 40 Zr Zircónio : [Kr] 4d² 5s² 41 Nb Nióbio : [Kr] 4d3 5s² 42 Mo Molibdénio : [Kr] 4d4 5s² 43 Tc Tecnécio : [Kr] 4d5 5s² 44 Ru Ruténio : [Kr] 4d6 5s² 45 Rh Ródio : [Kr] 4d7 5s² 46 Pd Paládio : [Kr] 4d8 5s² 47 Ag Prata : [Kr] 4d9 5s² 48 Cd Cádmio : [Kr] 4d10 5s² 49 In Índio : [Kr] 4d10 5s² 5p¹ 50 Sn Estanho : [Kr] 4d10 5s² 5p² 51 Sb Antimónio : [Kr] 4d10 5s² 5p3 22
  • 23. Exercícios • Indique os valores possíveis de l e ml para um elétron com n = 3 • Dê o conjunto de números quânticos para um elétron num orbital: a) 3s b) 4p c) 3d • Quais conjuntos de números quânticos são inaceitáveis? Por que? a) (1,0,1/2,1/2) b) (3,0,0,+1/2) c) (2,2,1,+1/2) d) (4,3,-2,+1/2) e) (3,2,1,1) • Faça a configuração eletrônica e diga se o elemento no estado fundamental é diamagnético ou paramagnético: B, Ne, P, S, Al, Fe 23
  • 24. Referências • Chang, Raymond. Química geral: conceitos essenciais. AMGH Editora, 2009. 24