Unidade 2 - Configuração eletrônica e Periodicidade (1)

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE Federal de Alfenas
UNIFAL - MG
Configuração eletrônica e 
periodicidade
Unidade Curricular: Química dos Elementos
Professor : Gaël Yves Poirier
Poços de Caldas - MG
2020-1
Início
I
Configuração eletrônica
Átomos multieletrônicos
•A equação de schrödinger resolvida para somente um elétron
• Elétrons ocupam orbitais parecidas com as orbitais presentes 
no hidrogênio (aproximação)
• Carga nuclear maior: atração eletrônica mais forte
=Abaixa a energia dos orbitais
• Repulsões elétron-elétron em átomos multieletrônicos
=Aumenta a energia dos orbitais
Ep =
2e2
40r1
Exemplo: He (2 elétrons e carga nuclear = 2)
-
2e2
40r2
- +
2e2
40r12
Energias dos orbitais
Como explicar essas diferenças de energia ?
Repulsões elétron-elétron
• Carga nuclear efetiva: Carga nuclear que os elétrons
experimentam em átomos multieletrônicos
•Blindagem :
A repulsão elétron-elétron diminui a atração do núcleo sobre os
elétrons (diminui a carga nuclear efetiva) : cada elétron está
parcialmente blindado da atração do núcleo pelos outros elétrons
Elétrons p mais blindados que elétrons s (mais distantes): energia maior
O princípio de construção : princípio de Aufbau
Estrutura eletrônica de um átomo descrita pela sua 
configuração eletrônica
Configuração eletrônica : lista de todos os orbitais ocupados , 
com o número de elétrons que cada um contém
Os orbitais atômicos são preenchidos pelos elétrons em ordem 
crescente de energia
Regra 1 : princípio de exclusão de Pauli
Não mais que 2 elétrons podem ocupar um dado 
orbital. Quando 2 elétrons ocupam um orbital, 
seus spins devem estar emparelhados
2 elétrons não podem ser descritos pelos mesmos 4 números quânticos
Regra 2 : Regra de Hund
Se mais de um elétron estiver disponível em uma 
subcamada, adicione elétrons com spins paralelos em 
diferentes orbitais desta subcamada ao invés de 
emparelhar 2 elétrons em um mesmo orbital
2 elétrons em 2 orbitais diferentes estão mais distantes : repulsão 
elétron-elétron menor
Configuração eletrônica do estado 
fundamental dos elementos
Camada fechada
Cerne do Hélio
Elétrons de valência
Camada fechada
3
11 Na 1s22s22p63s1 , [Ne]3s1
Rules for Electron Configurations
Subshell filling order ...
Each subshell must be 
filled before moving 
to the next level
EOS
1s22s22p63s23p6 ...
Illustration
ppt_Heitz/AABTGYZ0.MOV
Tabela periódica
Período
Grupo
Número do grupo indica o número de elétrons de valencia:
- Bloco s : número do grupo = número de elétrons de valência
Exemplo: Li:1 elétron de valência Mg: 2 elétrons de valência 
- Bloco p : número do grupo – 10 = número de elétrons de valência
Exemplo: F(grupo 17) : 7 elétrons de valência
Camada de valência: camada ocupada que tem o maior valor de n
Exceções
H : 
- tem um elétron s então pertence ao grupo 1
-tem um elétron a menos que a configuração dos gases nobres 
então pertence ao grupo 17 (halogênios)
He : 
- pertence ao bloco s mas mostrado no bloco p
- camada de valência completa então possui propriedades dos 
gases nobres
[He]2sn
[Ne]3sn
[Ar]4sn
[Kr]5sn
[Xe]6sn
[He]2s22pn
[Ne]3s23pn
[Ar]3dn4s2
[Ar]3d104s24pn
[Kr]4dn5s2
[Kr]4d105s25pn
[Xe]4f n6s2
[Xe]4f 145dn6s2
[Xe]4f145d106s26pn
Blocos s e p : camada de valência é camada ns , np
Bloco d : camada de valência é camada (n-1)d , ns2
Bloco f : camada de valência é camada (n-2)f, ns
Elétrons internos e de valência
Elétrons em camadas “fechadas”: elétrons internos
Enxofre possui 10 elétrons internos
Elétrons com o maior n: elétrons de valência
Enxofre possui 6 elétrons de valência
EOS
Configuração eletrônica dos íons
Ânions: 
ganham elétrons para completer camada de valência
EOS
-
Cátions:
Perdem elétrons para atingir uma configuração de gás nobre
(Z = 11) Na
EOS
(Z = 11) Na+
Configuração eletrônica dos íons
Tabela periódicaMetais alcalinos
Alcalino-terrosos
Metais de transição
Halogênios
Gases nobres
Lantanídeos e actinídeos
Grupo principal
Grupo principal
II
A periodicidade das 
propriedades atômicas
• 1869, Dimitri Mendeleev
When the elements are arranged in order 
of increasing atomic mass, certain sets of 
properties recur periodically.
Exemplo
Atomic radius
Cl Cl
Atomic Radii Properties
Raio atômico aumenta de cima para baixo num grupo
A cada período, a camada de valência é mais externa, mais distante 
do núcleo (n maior).
Raio atômico diminui de esquerda para direita no período
O número de elétrons aumenta mas eles estão na mesma camada.
O número de prótons aumenta e aumenta a carga nuclear efetiva.
Ionic Radius
Ionic Radii 
Átomos isoeletrônicos
Átomos com o mesmo número de elétrons
Exemplo : Na+, F- e Mg2+ são isoeletrônicos [He]2s22p6
Eles têm raios iônicos diferentes porque têm 
carga nuclar diferente
Energia de ionização
Primeira energia de ionização:
Cu(g) → Cu+(g) + e- I1 = 785 kJ.mol
-1
Segunda energia de ionização:
Cu+(g) → Cu2+(g) + e- I2 = 1955 kJ.mol
-1
I1 < I2
Energia necessária para retirar um elétron de um átomo 
na fase gasosa
Primeira energia de ionização
Energia de ionização baixa: formam cátions com facilidade
Energia de ionização alta: não formam cátions com facilidade
Orbital 2p mais externo e menos fortemente ligado
Repulsão elétron-elétron no O e configuração semi-preenchida do O+
Outras energias de ionização
[X]ns1 [X]ns2 [X]ns2np1
Efeito do par inerte
Efeito complexo
Hipóteses :
• Nos últimos períodos, elétrons s de valência têm baixa energia em relação aos elétrons p 
pela boa penetração e baixa capacidade de blindagem dos elétrons d (permanecem ligados)
• Entalpias de ligação M-X baixas para os elementos pesados do bloco p: energia de 
oxidação fornecida pela formação de ligações iônicas ou covalentes
Exemplos :
Al2O3 mas TlO ; SnO2 mas PbO ; P2O5 mas Bi2O3
Altamente oxidantes
Relações diagonais
Boro
Silício
Raios atômicos e energias de ionização similares
➢ Eletronegatividade
• Em 1931 Pauling definiu a eletronegatividade de um
átomo como a tendência de atrair elétrons em sua
direção quando combinado, formando um composto.
• Ligação covalente – os e- utilizados para formar a
ligação não precisam ser distribuídos igualmente entre
os dois átomos.
H F••+ −
(a) Se dois átomos apresentam
eletronegatividades semelhantes, a ligação
entre eles será predominantemente
covalente.
(b) Se dois átomos apresentam
eletronegatividades diferentes, a ligação
entre eles será predominantemente
covalente polar.
(c) Uma grande diferença de
eletronegatividade leva a uma ligação com
um elevado grau de caráter polar, ou seja,
a uma ligação predominantemente iônica.
Valores de eletronegatividade de Pauling
Metais tendem a perder elétrons
Não-metais tendem a ganhar elétrons
Lendo a Tabela Periódica: Classificação
Reducing Ability of Group 1 and 
2 Metals
2 K(s) + 2 H2O(l) → 2 K
+ + 2 OH- + H2(g) 
Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca
2+ + 2 OH- + H2(g) 
I1 = 419 kJ 
I1 = 590 kJ
I2 = 1145 kJ 
Oxidizing Abilities of the 
Halogens
2 Na + Cl2 → 2 NaCl
Cl2 + 2 I
- → 2 Cl- + I2
Acidic, Basic, and Amphoteric 
Oxides
Acidic oxides are oxides that 
produce acids by reacting with 
water
e.g., SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
Acidic, Basic, and Amphoteric 
Oxides
Basic oxides are oxides that 
produce bases by reacting 
with water
e.g., MgO + H2O → Mg(OH)2
Sódio metálico
Grupo 14
C
Si
Ge
Sn
Pb
Grupo 16
O S Se Te
Caráter metálico
Metais de transição 3d
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe Co Ni Cu Zn
10-7 Periodic Properties of the 
Elements