Química Inorgânica Básica_Aula 03_Introdução

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UnB - Universidade de Brasília
Instituto de Química - Laboratório de CatáliseU n i v e r s i d a d e d e B r a s í l i a - I n s t i t u t o d e Q u í m i c a
UnB - Universidade de Brasília
Instituto de Química - Laboratório de Catálise
Nível: Graduação
Professor Julio Lemos de Macedo
ESTRUTURA ATÔMICA
 Penetração e Blindagem
Carga Nuclear Efetiva
 Propriedade Periódicas
Blindagem & Penetração
 Vimos que:
 Em átomos com um elétron (hidrogenóides), os
orbitais de uma mesma camada são degenerados.
 Em átomos com dois elétrons, como o He, um elétron
sofre repulsão do outro elétron:
He
 Energia cinética dos e-.
 Energia potencial de atração e-n.
 Energia potencial de repulsão e-e.
He → He+ + e- EI1 = 2372 kJ
He+ → He2+ + e- EI2 = 5248 kJ
◦ Um elétron reduz a carga nuclear do outro elétron.
 De forma geral, em átomos polieletrônicos, um
elétron sofre repulsões de todos os outros
elétrons, reduzindo a carga total do núcleo. Esse
efeito recebe o nome de blindagem.
 A carga reduzida experimentada pelos elétrons
blindados é chamada carga nuclear efetiva (Z*).
 A Z* experimentada por elétrons nos orbitais s e p
são diferentes, pois as funções de onda são
diferentes, ou seja, os orbitais de uma mesma
camada NÃO são degenerados.
◦ Um elétron em s tem maior penetração através das
camadas internas que um elétron em p da mesma
camada, experimentando uma maior Z*.
F
u
n
ç
ã
o
 d
e
 D
is
tr
ib
u
iç
ã
o
 R
a
d
ia
l
r/ao
 Os efeitos de penetração e blindagem dos
orbitais são responsáveis pela ordenação dos
níveis de energia nos átomos polieletrônicos:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p, etc.
 Princípio de Exclusão de Pauli:
 Somente dois e- podem ocupar um único orbital e
seus spins devem estar emparelhados.
 Regra de Hund:
 Máxima multiplicidade de spin.
Z Elemento Configuração Eletrônica
1 H 1s1
2 He 1s2
3 Li [He]2s1
4 Be [He]2s2
5 B [He]2s22p1
6 C [He]2s22p2
7 N [He]2s22p3
8 O [He]2s22p4
9 F [He]2s22p5
10 Ne [He]2s22p6
Configuração eletrônica dos elementos do 1º e 2o períodos:
 O conceito de carga nuclear efetiva (Z*) foi
estabelecido em 1930 por J. C. Slater (1900 - 1976):
“É a carga sentida por um elétron em um dado orbital em
função da sua maior ou menor blindagem em relação ao
núcleo atômico.”
Z* = Z - 
Z*  carga nuclear efetiva.
Z  carga nuclear = número atômico.
  constante de blindagem.
Na aproximação orbital tratamos a repulsão entre e-
supondo que a carga eletrônica estivesse distribuída
esfericamente ao redor do núcleo:
 Cada e- se move no campo atrativo do núcleo e sente a
carga repulsiva média dos outros e-.
Segundo as leis da eletrostática, o
campo gerado por uma
distribuição esférica de carga é
equivalente a uma carga pontual
no centro da distribuição.
r
 Vimos que a presença de um elétron dentro
das camadas de outros elétrons é chamada
penetração.
Ex.: Para o Li, existe uma probabilidade
diferente de zero de que o elétron do orbital 2s
seja encontrado dentro da camada 1s e
experimente a carga nuclear total.
 Quanto mais próximo do núcleo o elétron
penetrar, mais próximo será o valor de Z*
em relação a Z, resultando em:
 maior estabilidade.
 menor blindagem.
 ns > np > nd > nf (efeito de penetração).
A penetração de um elétron em 2s no caroço interno é maior do que
a de um elétron 2p, pois este último vai a zero no núcleo.
 Há um conjunto de regras empíricas,
estabelecidas por Slater, para estimar a
extensão da blindagem:
Dividir em grupos (ns, np) ou (nd, nf).
Aplicar uma tabela de valores, conforme o grupo
que o elétron pertença.
Grupos 
de 
Elétrons
Grupos 
Mais 
Altos
Mesmo 
Grupo
Grupos 
n - 1
Grupos 
Menores que 
n - 1
(1s) 0 0,30 - -
(ns, np) 0 0,35 0,85 1,00
(nd, nf) 0 0,35
elétrons fora do grupo
1,00
Tabela para o cálculo da constante de blindagem ():
Exemplo 1
 Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1
 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)1
 Para um elétron em 1s:
 = (9 x 0) + (1 x 0,30) = 0 + 0,30 = 0,30.
Z* = 11 – 0,30 = 10,70.
 Para um elétron em 2s:
 = (1 x 0) + (7 x 0,35) + (2 x 0,85) = 0 + 2,45 +
1,70 = 4,15.
Z* = 11 - 4,15 = 6,85.
 Para um elétron em 3s:
 = (8 x 0,85) + (2 x 1,00) = 6,80 + 2,00 = 8,80.
Z* = 11 - 8,80 = 2,20.
 Como conseqüência, na ionização do sódio:
Na  1s2 2s2 2p6 3s1
Na+  1s2 2s2 2p6
 O elétron é retirado primeiro do nível 3s, pois
apresenta menor carga nuclear efetiva.
 Função de distribuição radial dos orbitais do Na.
Exercício 1
 Calcule a Z* de um elétron em 1s e 2s no C:
 C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2
Grupos 
de 
Elétrons
Grupos 
Mais 
Altos
Mesmo 
Grupo
Grupos
n - 1
Grupos 
Menores que 
n - 1
(1s) 0 0,30 - -
(ns, np) 0 0,35 0,85 1,00
(nd, nf) 0 0,35
elétrons fora do grupo
1,00
 (1s)2 (2s, 2p)4
 Para um elétron 1s:
 = (4 x 0) + (1 x 0,30) = 0,30.
Z* = 6 – 0,30 = 5,70.
 Para um elétron 2s:
 = (3 x 0,35) + (2 x 0,85) = 2,75.
Z* = 6 - 2,75 = 3,25.
Exercício 2
 Calcule a Z* de um elétron em 1s, 2s e 3p no Cl:
 Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Grupos 
de 
Elétrons
Grupos 
Mais 
Altos
Mesmo 
Grupo
Grupos
n - 1
Grupos 
Menores que 
n - 1
(1s) 0 0,30 - -
(ns, np) 0 0,35 0,85 1,00
(nd, nf) 0 0,35
elétrons fora do grupo
1,00
 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)7
 Para um elétron 1s:
 = (15 x 0) + (1 x 0,30) = 0,30.
Z* = 17 – 0,30 = 16,70.
 Para um elétron 2s:
 = (7 x 0) + (7 x 0,35) + (2 x 0,85) = 4,15.
Z* = 17 - 4,15 = 12,85.
 Para um elétron 3p:
 = (6 x 0,35) + (8 x 0,85) + (2 x 1,00) = 10,90.
Z* = 17 - 10,90 = 6,10.
 Variação de Z* em função de Z do H ao Kr:
Representação Detalhada da Dependência dos Níveis de 
Energia dos Orbitais com o Número Atômico
E
n
e
rg
ia
E
n
e
rg
ia
 Orbitais com menor momento angular (l)
apresentam maior efeito de penetração.
◦ A blindagem provocada pelos orbitais 3d é
bastante efetiva.
◦ Se um elétron em 4s vai para o orbital 3d, a
repulsão e-e aumenta a energia do orbital 3d.
 As configurações eletrônicas d5 e d10
fornecem uma estabilidade extra.
◦ Estas configurações resultam numa distribuição
simétrica da carga eletrônica, minimizando
repulsões.
◦ Esta vantagem energética é chamada energia de
troca:
◦ Ex.: Cr (Z = 24) [Ar]3d54s1 e Cu (Z = 29) [Ar]3d104s1
Grupos 
de 
Elétrons
Grupos 
Mais 
Altos
Mesmo 
Grupo
Grupos 
n - 1
Grupos 
Menores que 
n - 1
(1s) 0 0,30 - -
(ns, np) 0 0,35 0,85 1,00
(nd, nf) 0 0,35
elétrons fora do grupo
1,00
Tabela para o cálculo da constante de blindagem ():
Exemplo 2
 Cr (Z = 24)
 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)8 (3d)5 (4s, 4p)1
 Para um elétron em 4s:
 = (13 x 0,85) + (10 x 1,00) = 11,05 + 10,0 = 21,05.
Z* = 24 - 21,05 = 2,95.
 Para um elétron em 3d:
 = (1 x 0) + (4 x 0,35) + (18 x 1,00) = 0 + 1,40 +
18,0 = 19,40.
Z* = 24 - 19,40 = 4,60.
 Como conseqüência, na ionização do cromo:
Cr  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 
Cr2+  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4
Cr3+  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3
 Os elétrons são retirados primeiro do nível
ns, pois eles apresentam menor carga
nuclear efetiva para os elementos de
transição.
Exercício 3
 Calcule a Z* de um elétron em 3d e 4s no Sc:
 Sc (Z = 21): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2
Grupos 
de 
Elétrons
Grupos 
Mais 
Altos
Mesmo 
Grupo
Grupos
n - 1
Grupos 
Menores que 
n - 1
(1s) 0 0,30 - -
(ns,np) 0 0,35 0,85 1,00
(nd, nf) 0 0,35
elétrons fora do grupo
1,00
 Sc (Z = 21)
 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)8 (3d)1 (4s, 4p)2
 Para um elétron em 4s:
  = (1 x 0,35) + (9 x 0,85) + (10 x 1,00) = 0,38 + 7,65 +
10,00 = 18,00.
 Z* = 21 - 18,00 = 3,00.
 Para um elétron em 3d:
  = (2 x 0) + (0 x 0,35) + (18 x 1,00) = 0 + 0 + 18,00 =
18,00.
 Z* = 21 - 18,00 = 3,00.
Exercício 4
 Calcule a Z* de um elétron em 3p, 3d e 4s no Fe:
 Fe (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d64s2
Grupos 
de 
Elétrons
Grupos 
Mais 
Altos
Mesmo 
Grupo
Grupos
n - 1
Grupos 
Menores que 
n - 1
(1s) 0 0,30 - -
(ns, np) 0 0,35 0,85 1,00
(nd, nf) 0 0,35
elétrons fora do grupo
1,00
Tabela Periódica dos Elementos Químicos
Propriedades Periódicas
Propriedades Periódicas Importantes 
 Raio Atômico
 Energia de Ionização
 Afinidade Eletrônica
 Eletronegatividade
 Raio Atômico: tamanho de um átomo em
função de sua quantidade de elétrons.
◦ À medida que os elétrons ocupam os
níveis mais energéticos, o raio atômico
dos átomos deve aumentar.
◦ O raio atômico dos elementos
aumenta de cima para baixo em um
mesmo grupo da tabela periódica.
Elemento Z Elétrons Internos Elétrons de Valência
Na 11 10 1
Cl 17 10 7
◦ O raio atômico dos elementos diminui em um
mesmo período da tabela periódica à medida
que aumenta o número atômico.
 À medida que se avança da esquerda para a
direita em um mesmo período a Z* aumenta,
portanto haverá uma redução do raio atômico.
Elemento Z  Z*
Li 3 1,70 1,30
Be 4 2,05 1,95
B 5 2,40 2,60
C 6 2,75 3,25
N 7 3,10 3,90
O 8 3,45 4,55
F 9 3,80 5,20
 Tipos de Raio Atômico:
Raio metálico: metade da distância determinada
entre os núcleos dos átomos vizinhos.
 Tipos de Raio Atômico:
Raio covalente: metade da distância internuclear
entre átomos vizinhos do mesmo elemento.
 Tipos de Raio Atômico:
Raio iônico: distância entre os núcleos de cátions
e ânions que estão vizinhos.
 Energia de Ionização (EI): energia para
remover um elétron de um átomo gasoso
isolado em seu estado fundamental
M(g) + EI  M
+
(g) + 1e
-
 Quanto mais energético for o elétron, menor
será a energia necessária para arrancá-lo do
átomo.
Variações das primeiras energias de alguns elementos da
tabela periódica:
Li
(5,39)
Be
(9,32)
B
(8,30)
C
(11,26)
N
(14,53)
O
(13,63)
F
(17,42)
Ne
(21,56)
Na
(5,14)
Para um mesmo grupo na tabela periódica, a EI diminui de
cima para baixo.
Para um mesmo período na tabela periódica, a EI aumenta
da esquerda para direita.
 Anomalias na primeira Energia de Ionização
(EI) podem ser observadas na tabela periódica.
 Exemplo 1:
◦ Be ([He]2s2; EI = 9,32) e B ([He]2s22p1; EI = 8,30).
◦ O último elétron do Be encontra-se no subnível 2s e
no B o elétron mais energético está no subnível 2p.
◦ Embora o raio do B seja menor que o do Be haverá
uma compensação energética, pois o subnível p é
mais energético que o subnível s.
 Exemplo 2:
◦ N ([He]2s22p3; EI = 14,53).
◦ O ([He]2s22p4; EI = 13,63).
◦ Embora o O apresente um raio menor que o N, sua
EI também é menor.
◦ A anomalia se deve à simetria da distribuição
eletrônica dos orbitais do N neutro e do O+. Em
ambos casos os átomos apresentam 3 elétrons no
subnível 2p (um em cada px, py e pz).
1a, 2a e 3a energia de ionização de alguns elementos da
tabela periódica:
Espécie Configuração Eletrônica
Energia de Ionização 
(kJ/mol)
Li
Li+
Li2+
1s22s1
1s2
1s1
520
7300
11816
Na
Na+
Na2+
1s22s22p63s1
1s22s22p6
1s22s22p5
496
4563
6913
Be
Be+
Be2+
1s22s2
1s22s1
1s2
899
1757
14850
Mg
Mg+
Mg2+
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
1s22s22p6
738
1451
7734
 Afinidade Eletrônica (AE): quantidade de
energia liberada quando um átomo gasoso
isolado recebe um elétron:
A(g) + 1e
- A-(g) + AE
Alguns elementos liberam energia quando
capturam elétrons (processo exotérmico), mas a
maioria necessita absorver energia (processo
endotérmico).
 Em um mesmo grupo da tabela periódica a AE
diminui de cima para baixo.
 Em um mesmo período da tabela periódica a AE
aumenta da esquerda para direita.
Elemento AE (kJ/mol)
H AE1 -72,7
O AE1
AE2
-141,0
+780
F AE1 -327,9
S AE1
AE2
-200,4
+590
Cl AE1 -348,8
 Eletronegatividade (c): medida empírica da
tendência de um átomo em atrair elétrons
numa ligação química.
 Linus Pauling observou que havia uma
estabilização termodinâmica adicional para
moléculas heteronucleares em reação as
homonucleares. Ex.:
Cl-Cl (DHligação = 242 kJ/mol).
 F-F (DHligação = 153 kJ/mol).
Cl-F (DHligação = 255 kJ/mol).
 A ligação Cl-F apresenta uma estabilidade
adicional devido ao caráter iônico da ligação
química, i.e., um dos elementos é mais
eletronegativo que o outro.
 Pauling inventou uma escala para todos os
elementos químicos baseando-se em seus
dados termodinâmicos.
 A diferença de eletronegatividade entre dois elementos é
raiz quadrada da diferença de energia devido ao caráter
iônico em eV.
 Ex.: Para o Cl-F, (255 – 198) kJ/mol = 57 kJ/mol = 0,59
eV. Portanto, Dc = (0,59)1/2 = 0,77.
 Pauling atribuiu uma valor arbitrário de
eletronegatividade para um determinado
elemento e a partir de dados termoquímicos
elaborou valores para todos os elementos.
 Embora existam outras definições de
eletronegatividade, a definição de Pauling é
a mais utilizada.
 A eletronegatividade decresce de cima para
baixo em um grupo e aumenta da esquerda
para a direita em um período.
 Polarização  aplicação da eletronegatividade
para estimar a direção da polaridade nas ligações
químicas:
C-— H+
(2,6) (2,2)
 Si+—H-
(1,9) (2,2) 
 +  menor densidade de carga.
 -  maior densidade de carga.
-----x-----x-----x----- Fim da Aula 3 -----x-----x-----x-----