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Tabela Periódica Prof. Luiz Fernando Brum Malta Química Geral Instituto de Química/UFRJ 1864 – John Newlands Lei das Oitavas -> Ordenamento de massas atômicas mostrava que cada elemento apresentava propriedade semelhante com o oitavo elemento da sequência; 1869 – Dimitri Mendeleev e Lothar Meyer Agrupamento dos elementos em ordem de massa atômica e de acordo com as suas propriedades; Problema Ordenamento por massa atômica não é apropriado na previsão de propriedade Ar -> 39,95 u (gas nobre) K -> 39,10 u (metal alcalino) Lei Periódica “Quando os elementos são listados em ordem crescente de número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades” Tabela Periódica Configurações eletrônicas do estado fundamental dos elementos Periodicidade Configuração eletrônica Bloco s Raio Atômico (a) Raio não-ligante (Raio de van der Waals): Determinado cristalograficamente para uma amostra sólida; (b) Raio ligante (Raio covalente) Definido como a metade da distância entre os núcleos de átomos quimicamente ligados; Raio ligante < Raio não-ligante Carga nuclear efetiva Z ef =Z-S sendo Z a carga nuclear e S a constante de blindagem 100% de blindagem -> S é o número de elétrons do cerne No.elétrons do cerne ->No.elétrons totais – No.elétrons de valência Mas os elétrons do cerne não blindam em 100% Logo 0 < S < Z Regras de Slater Para elétrons em orbitais ns ou np: Escreva a configuração do elemento da seguinte forma: (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)... Os elétrons em grupos a direita não contribuem em nada no cálculo de S; Os outros elétrons no grupo (nsnp) blindam de 0,35 cada; Todos os elétrons do nível n-1 blindam de 0,85 cada; Todos os elétrons do nível n-2 blindam de 1,00 cada. Regras de Slater Para elétrons em orbitais nd ou nf: Escreva a configuração do elemento da seguinte forma: (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)... Os elétrons em grupos a direita não contribuem em nada no cálculo de S; Os outros elétrons no grupo (nd) ou (nf) blindam de 0,35 cada; Todos os elétrons a esquerda do grupo (nd) ou (nf) blindam de 1,00 cada. Comportamento do Raio Atômico na Tabela Periódica ao longo do período: Da esquerda para a direita da tabela periódica, a carga nuclear aumenta, mas n, o número quântico principal do nível de valência, permanece o mesmo; Assim, o efeito de blindagem é menor que o efeito do aumento da carga nuclear; Com isso Z ef aumenta da esquerda para a direita e o raio atômico diminui neste sentido. Comportamento ao longo do grupo: De cima para baixo na tabela periódica, a carga nuclear e n, o número quântico principal do nível de valência, aumentam; O aumento de n leva a um aumento da distância dos elétrons de valência ao núcleo; Z ef aumenta de forma menos efetiva: Z S Z ef ->H=1,0; Li=1,3; Na=2,2; K=2,2; Rb=2,2 Desta forma o raio atômico aumenta de cima para baixo. Variação de raio com o número atômico Raio atômico X Raio iônico Raio iônico Raio iônico (em pm) Formação de íons Ganho de elétrons leva a uma configuração de gás nobre Perda de elétrons leva a uma configuração de gás nobre Periodicidade das cargas dos íons Energia de Ionização É a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso no estado fundamental I 1 é a 1a energia de ionização I 2 é a 2a energia de ionização I 3 é a 3a energia de ionização A partir da Tabela, pode-se concluir que... En = -R/n 2 Comportamento da Energia de Ionização na Tabela Periódica ao longo do período: Da esquerda para a direita da tabela periódica, Z ef aumenta mas o raio diminui, o que leva a um aumento da energia de ionização neste sentido; ao longo do grupo: De cima para baixo em um grupo da tabela periódica o raio aumenta mas Z ef pouco se altera, o que leva a uma diminuição da energia de ionização neste sentido. Variação da 1a energia de ionização com no atômico Exceções ao comportamento A primeira energia de ionização do boro é menor; Está sendo retirado um elétron de um subnível p blindado por 4 elétrons do cerne; Para o berílio a blindagem é de apenas dois elétrons; Em orbital p a densidade eletrônica encontra-se menos próxima ao núcleo do que em um orbital s. Afinidade Eletrônica É o negativo da variação de energia que ocorre quando um elétron é aceito por um átomo gasoso no estado fundamental. Comportamento da Afinidade Eletrônica na Tabela Periódica ao longo do período: Da esquerda para a direita da tabela periódica, Z ef aumenta mas o raio diminui, o que leva a um aumento da afinidade eletrônica neste sentido; ao longo do grupo: De cima para baixo em um grupo da tabela periódica,o raio aumenta mas Z ef pouco se altera, o que leva a uma diminuição da afinidade eletrônica neste sentido. Afinidades eletrônica (em kJ/mol) Variação da Afinidade eletrônica com número atômico Exceções ao comportamento Grupo 2A: A adição de um elétron a um dos elementos deste grupo leva a mudança de subnível de preenchimento; Grupo 5A: A adição de um elétron a um dos elementos deste grupo leva a perda da configuração p3 e aumenta a repulsão elétron-elétron (2 elétrons em um mesmo orbital p); 2o período: Elementos pouco polarizáveis, nuvem eletrônica pouco se deforma na adição do elétron.
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