Átomos multieletrônicos e

configuração eletrônica

Prof. Edson Nossol

Uberlândia, 12/05/2017

Química Fundamental I

Número quântico de spin magnético

Stern e Gerlach (1923)

Número quântico de spin magnético

Elétron se comporta

como um imã!

horário anti-horário

ms=+1/2 ms=-1/2

Número quântico de spin magnético

frequência

Número quântico de spin magnético

Wolfgang Pauli

Princípio de exclusão de Pauli

Wolfgang Pauli

Dois elétrons no mesmo átomo não podem

ter os mesmos quatro números quânticos

→ n, l, ml descreve o orbital

→ n, l, ml e ms descreve o elétron

Número quântico de spin magnético

→ ms completa a descrição do elétron, não é

dependente do orbital!

→ n, l, ml descreve o orbital

→ n, l, ml e ms descreve o elétron

Princípio de exclusão de Pauli

Wolfgang Pauli

Dois elétrons no mesmo átomo não podem

ter os mesmos quatro números quânticos

→ n, l, ml descreve o orbital

→ n, l, ml e ms descreve o elétron

Exercício: Quantos elétrons possui um átomo com os números quânticos n= 4, ml= -2

Equação de Schrödinger

Hidrogênio (1 e-)

Hélio (2 e-)

Lítio (3 e-)

Seis novas incógnitas → Equações complicadas

Aproximação

Método Hartree: Ψ né- → produto Ψ 1e-

Hélio (2 e-) e-#1 e-#2

Lítio (3 e-)

1s(2) 2s(1)

Configuração eletrônica (abreviação da notação para função de onda do elétron)

1s2 2s2 1s2 2s2 2p1

Multi-elétrons X átomo de hidrogênio

Ar:

Semelhanças

Diferenças

→ Têm o mesmo formato

→ Mesma “estrutura” nodal

→ Os orbitais são menores nos átomos multieletrônicos

→ A energia dos orbitais em átomos multieletrônicos depende de n e de l

Energia de ligação

Orbitais em átomos multieletrônicos possuem energia menor (mais negativa) que orbitais no H

Átomo de H Átomo multieletrônico

→ A energia dos orbitais em átomos multieletrônicos depende de n e de l

(1e-) (ne-)

-EIn -EInl

Z não é igual a Zeff

Z difere de Zeff devido a BLINDAGEM

Exemplo 1

Z=2

He (carga=2+)

e-

e- elétron#1

elétron#2

• elétron#1: Zeff= 1+

-EInl Ee-#1 = - (+1)2 RH

(1)2

2,18 x 10-18 J

Z=2

He (carga=2+)

e-

elétron#2

• elétron#2: Zeff= 2+

-EInl Ee-#1 = - (+2)2 RH

(1)2

8,72 x 10-18 J

e-

elétron#1

Exemplo 2

Exemplo 1

Exemplo 2

Zeff= 1

Zeff= 2

EI= 2,18 x 10-18 J

blindagem total

EI= 8,72 x 10-18 J

sem blindagem

Experimental EI= 3,94 x 10-18 J

Sabendo a EI podemos obter a carga nuclear efetiva (Zef)

EI =

Exercício: Qual valor de Zef abaixo é possível para um elétron 2s no átomo de Li (Z= 3) a) 0,39 b) 0,87 c) 1,42 d) 3,19 e) a e b f) a, b e c g) b e d

Por quê E2s < E2p e E3s < E3p < E3d ?

Elétrons s são menos

blindados que os elétrons p

Princípio de Aufbaun

1) Princípio de exclusão de Pauli

2) Regra de Hund: quando elétrons são adicionados na mesma E

→ Um e- em cada estado primeiro

→ Spin paralelos (mais estável)

O (Z=8)

↑↓

↑↓

↑ ↑ ↑↓

Na (Z=11)

↑↓

↑↓

↑

↑↓ ↑↓ ↑↓

Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Elétrons internos

Elétrons de valência

Na: [Ne] 3s1

Mg: [Ne] 3s2

Al: [Ne] 3s2 3p1

.

.

.

.

Ar: [Ne] 3s2 3p6

Quarto período

-EIn

-EIn

(exceções)

(exceções)

Experimental: orbitais d semi e

totalmente preenchidos

possuem menor energia

Configuração eletrônica de íons

Quando um orbital d é preenchido, a energia

diminui abaixo do orbital s

3d24s2

3d2