Estrutura eletrônica dos átomos

1. Engenharia de Controle e Automação Estrutura eletrônica dos átomos Bianca Dias Noronha Isabella Cembranelli

2. Natureza ondulatória de luz • Energia quantizada e fótons • Espectros de linhas e modelo de Bohr • Comportamento ondulatório da matéria • Mecânica quântica e os orbitais atômicos • Representações de orbitais • Átomos polieletrônicos • Configurações eletrônicas • Tabela Periódica

3. Natureza 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

4. Características: Todos os tipos de radiações eletromagnéticas possuem a mesma velocidade no vácuo c= 3,00x 108 m/s (velocidade da luz)

5. Freqüência: o número de ciclos que passam por determinado ponto por segundo. c = λ.ν ν= freqüência (Hz ou s-1) λ = comprimento de onda c = velocidade da luz Freqüência e comprimento de onda possuem relação inversa

6. Exemplo: • A luz amarela emitida por uma lâmpada de sódio usada para iluminação tem um comprimento de 589 nm. Qual é a freqüência dessa radiação?

7. Espectro eletromagnético

8. Energia quantizada e fótons • Fenômenos não explicados pelo • modelo 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.

9. 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 . ν

10. 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.

11. É necessária uma determinada quantidade de energia para 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.

12. 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.

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

14. 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.

15. 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.

16. O 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.

17. 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.

18. 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.ν Portanto, o modelo de Bohr para o átomo de H afirma que apenas freqüências específicas de luz podem ser emitidas ou absorvidas.

19. 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.

20. 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?

21. Princípio 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.

22. Mecânica Quântica e os Orbitais Atômicos Físico austríaco Erwin Schödinger • Equação de onda de Schrödinger Comportamento do elétron de partícula ondulatório Mecânica quântica

23. Equação de Onda de Schrödinger • Funções de Onda ψ ψ2

24. Modelo Bohr x Modelo da Mecânica Quântica * 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.

25. Densidade 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

26. Os Números Quânticos • 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

27. 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 = 1 • n = 2 = p  1 orbital + 3 orbitais  n2 = 4 • n = 3 = d  1 orbital + 3 orbitais + 5 orbitais  n2 = 9

28. Representações de Orbitais • 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

29. 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

30. Orbitais d e f • Diferentes formatos e orientação no espaço • Dxy, Dxz, Dyz, • Dz2, Dx2-y2

31. Átomos monoeletrônicos x Átomos polieletrônicos • 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.

32. Princípio da Exclusão de Pauli • 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.

33. Configuração 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 Hund • Para orbitais degenerados (de mesma energia), a menor energia será obtida quando o nº de elétrons com o mesmo spin for maximizado (spin paralelos)

34. Configuração Eletrônica Condensada 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 )

37. Referências bibliográficas Química A ciência central 9ª edição Brown - LeMay - Bursten