Estrutura eletrônica dos átomos

1. Estrutura eletrônica dos átomos • Alunos: Armando Ferreira Cavani 18691 Heitor Milani Neto 18709 Prof. Dr. Élcio • UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ

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

3. Natureza Ondulatória da Luz • A luz que podemos ver com nossos olhos, luz visível, é um tipo de radiação eletromagnética. Como a radiação eletromagnética transporta energia pelo espaço, ela é também conhecida como energia radiante.

4. Radiação Eletromagnética • -> Ondas de rádio • -> Radiação Infravermelha • -> Raios X • Todos os tipos de radiações eletromagnéticas movem-se no vácuo a uma velocidade de 3,00  108 m/s

5. Características Ondulatórias • Comprimento de onda: Distância entre picos ou depressões da onda. • Frequência: Quantidade de ciclos que passam por determinado ponto. • Essas características ondulatórias em radiações eletromagnéticas devem-se a oscilações periódicas de intensidade de forças.

6. Relação inversa entre Frequência e Comprimento • υλ = c , onde: • υ (ni) é a frequência. • λ (lambda) é o comprimento. • c é a velocidade da luz.

7. Espectro eletromagnético

8. Energia quantizada e fótons • Apesar do modelo ondulatório da luz explicar muitos aspectos de seu comportamento, existem vários fenômenos que ele não pode explicar. • Emissão de luz por objetos quentes • Efeito fotoelétrico • Espectros de emissão

9. Objetos quentes e quantização da matéria A distribuição dos comprimentos de onda depende da temperatura.

10. Max Planck (1858-1947) • Energia podia ser absorvida (ou liberada) por átomos em “pacotes” distintos de tamanho mínimo. • Quantum (quantidade fixa): Menor quantidade de energia que podia ser emitida ou absorvida de radiação eletromagnética.

11. Teoria Quântica • E = h υ , onde: • ‘E’ seria a energia. • ‘h’ seria a constante de Plank = 6,63  10-34 Js • ‘υ’ seria a frequência.

12. Efeito Fotoelétrico e Fótons • Emissão de elétrons por um material, geralmente metálico, quando exposto a uma radiação eletromagnética de frequência superior à que o material suporta antes de começar a liberar elétrons. • Curiosidade: tal fato foi observado por Heinrich Hertz em 1887 (por isso esse fenômeno também ficou conhecido por efeito Hertz) e somente explicado em 1905 por Einstein.

13. Fóton • Segundo Einstein, a radiação eletromagnética que atinge a superfície do material é como um fluxo de pacotes de energia minúsculos. • Tais pacotes foram chamados de fótons • Utilizando-se da Teoria Quântica de Planck, ele chegou à seguinte conclusão: • E = hυ, seria uma forma de calcular a energia do fóton

14. Espectro • Separação de uma radiação em seus diferentes comprimentos de ondas. • São divididos em dois tipos: • Contínuo: Todos os comprimentos de onda. • De Linhas: Comprimentos específicos.

15. Modelo de Bohr Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas, são permitidas para os elétrons em um átomo. Um elétron em certa órbita permitida tem energia específica e está em um estado de energia ‘permitido’. Um elétron em estado de energia permitido não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral na direção do núcleo.

16. 3) A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um estado de energia permitido para outro. Essa energia é emitida ou absorvida como fóton, E = hυ.

17. A partir dos postulados, Bohr pode calcular as energias correspondentes a cada órbita permitida nos átomos de hidrogênio utilizando a seguinte fórmula: • E = (-2,18  10-18 J)(1/n²)

18. Comportamento Ondulatório da Matéria • Louis Broglie (1892-1987) • Sugeriu que o elétron, em seu movimento ao redor do núcleo, tinha associado a ele um comprimento de onda particular. Tal comprimento é encontrado através de: • λ = h/mv , onde : ‘m’ seria a massa ‘v’ seria a velocidade ‘h’ seria a constante de Planck

19. Quando começou a surgir o pensamento da mecânica quântica? Mecânica quântica e os orbitais atômicos

20. Mecânica quântica Em 1926, o físico austríaco Schrödinger propôs uma equação que atualmente é conhecida como a equação de onda de Schrödinger. Ela incorpora os dois comportamentos do elétron que são: Onda + Partícula = Mecânica quântica

21. Mecânica quântica • A resolução da equação de Schrödinger leva a uma série de funções matemáticas chamadas de funções de onda, que descrevem a questão ondulatória do elétron. • Representada pelo símbolo grego ‘ψ’(psi). • Essas funções em si não têm um significado físico direto, porém o quadrado da função de onda ,ψ², fornece uma possível localização do elétron num determinado ponto.

22. Orbitais • Orbitais: Regiões de maior probabilidade de se encontrar o elétron. Cada orbital tem energia e forma característica. • A mecânica quântica nos permite conhecer os estados de energia possíveis de um orbital através da análise dos números quânticos. Esses números são: ( n ) principal – Nível (n>1) ( ℓ ) secundário – Subnível (0 a n-1) ( m) magnético – Orientação (ℓ..0..-ℓ) ( s ) spin – Rotação (-½ e ½)

23. Representação de orbitais

24. Átomos Polieletrônicos • Basicamente, a idéia de um átomo polieletrônico é que para um certo valor no nível principal (n), a energia no orbital só aumenta se o valor (ℓ) do número quântico magnético (m) aumentar.

25. Princípio da exclusão de Pauli • Em 1925, o físico austríaco Wolfgang Pauli, descobriu o princípio que governa a distribuição dos elétrons em átomos polieletrônicos. • Esse princípio afirma que dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto de quatro números quânticos n, ℓ, m e s iguais. • Para um orbital, os valores de n, ℓ e m são fixos, então para colocar outro elétron nesse orbital, temos que respeitar esse princípio, modificando o valor de s (spin), porém como s só tem dois valores para ser atribuído, concluímos que um orbital pode ter no máximo dois elétrons.

26. Configurações eletrônicas • Diagrama de Pauling Criou um sistema que determina a ordem crescentede energia dos subníveis atômicos.

27. Configurações eletrônicas • A regra de Hund Ela parte do princípio da máxima multiplicidade,que é, o preenchimento dos orbitais de um mesmo subnível, de modo que haja o maior número de elétrons desemparelhados, ou seja, isolados.

28. Configurações eletrônicas A regra de Hund

29. Tabela periódica • Com o estudo dos orbitais, princípio da exclusão de Pauli e a regra de Hund, podemos compreender a estrutura e os elementos da tabela periódica.

30. Tabela periódica

31. Referências Bibliográficas • “Química: A ciência central” - Brown • www.wikipedia.com