Estrutura e Propriedades da Matéria Aula 3

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Estrutura e Propriedades da Matéria 
 
 
Periodicidade das propriedades atômicas 
 
A tabela periódica moderna organiza os elementos em ordem crescente de número atômico 
(Z). 
 
Para entender as propriedades dos átomos, devemos estar familiarizados não só com as 
configurações eletrônicas, mas também com a intensidade da força de atração entre o núcleo 
e os elétrons mais externos. 
 
A força de atração entre um elétron e o núcleo depende da magnitude da carga nuclear 
líquida agindo no elétron e da distância média entre o núcleo e o elétron, a qual aumenta na 
mesma proporção que a carga nuclear e diminui à medida que o elétron se afasta do núcleo. 
Para estimar a energia de cada elétron considerando como se estivesse se movendo no 
campo elétrico criado pelo núcleo e pela densidade eletrônica vizinha dos outros elétrons, 
utiliza-se a carga nuclear efetiva. 
 
A carga nuclear efetiva (Zef) agindo sobre um elétron é igual ao número de prótons no 
núcleo, Z, menos a número médio de elétrons, S, que está entre o núcleo e o elétron em 
questão: 
Zef = Z – S 
 
Onde Z é a carga nuclear verdadeira e S é a constante de blindagem que por ser um número 
médio, não é necessário que ele seja um número inteiro 
 
Qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e um elétron mais externo diminui a carga 
nuclear efetiva agindo em um elétron mais externo, ou seja, que blinda ou protege os 
elétrons da carga total do núcleo. Como exemplo Considere o 12Mg: 1s2 2s22p6 3s2 
 
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a) A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externo do magnésio depende 
principalmente da carga 12+ do núcleo e da carga 10- do cerne de neônio, que sendo 
eficiente, cada elétron sofreria uma carga nuclear efetiva de 2+. 
b) Os elétrons 3s têm alguma probabilidade de estar dentro do cerne do Ne devido o 
efeito da penetração, desta forma os elétrons internos não blindas com eficiência os 
elétrons 3s e a carga nuclear efetiva sobre eles é maior que 2+ e cálculos mais 
detalhados indicam que é 3,3+. 
 
Zef varia ao longo dos períodos consideravelmente e muito menos ao longo da família, 
quando comparada à variação nos períodos. 
 
Blindagem é o efeito que os elétrons mais internos do átomo exercem em relação aos mais 
externos, bloqueando o efeito da carga nuclear sobre estes. 
 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS. Como exemplo, podemos citar o raio atômico, o volume 
atômico a densidade absoluta, as temperaturas de fusão e de ebulição, etc. Esse fato 
costuma ser traduzido pela Lei da Periodicidade de Moseley. 
 
Evidentemente, essa periodicidade decorre da estrutura eletrônica dos elementos, que 
também se “repete” de período em período. E é também essa periodicidade que confere 
uma importância enorme à Classificação Periódica, que passa, então, a nos servir na previsão 
das propriedades e do comportamento dos elementos químicos. 
 
Há, contudo, algumas propriedades cujos valores só aumentam ou só diminuem com o 
número atômico e que são chamadas de PROPRIEDADES APERIÓDICAS. Dentre elas podemos 
citar a massa atômica e o calor específico. 
 Massa Atômica: É a unidade usada para pesar átomos e moléculas, equivale a 1/12 da 
massa de um átomo isótopo do carbono-12 (C12). Sempre aumenta com o aumento 
do número atômico. 
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 Calor Específico: É a quantidade de calor necessária para elevar de 1°C a temperatura 
de 1g do elemento. O calor específico do elemento no estado sólido sempre diminui 
com o aumento do número atômico. 
 
AS PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
1. Tamanhos de átomos e íons 
Uma das propriedades mais importantes de um átomo é o tamanho. As núvens eletrônicas 
não têm fronteiras muito definidas, então não podemos verdadeiramente falar de raio de um 
átomo. Entretanto, quando átomos empacotam-se em sólidos e moléculas, seus centros são 
encontrados a distâncias definidas de um outro. 
 
O raio atômico de um elemento é definido como a metade da distância entre os núcleos de 
dois átomos vizinhos. 
 Se o elemento é um metal ou um gás nobre, usamos a distância entre os centros de 
átomos vizinhos em uma amostra sólida. 
 Se o elemento é um não metal, usamos a distância entre os núcleos de átomos unidos 
por uma ligação química, que é chamado também de raio covalente de um elemento. 
 O raio de Van Der Waals ou raio de colisão, corresponde à metade da distância entre 
os núcleos de dois átomos da substância e pertencem a moléculas distintas, trata-se, 
portanto, de uma distância intermolecular 
 
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 Tendência periódica dos raios atômicos 
 
• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a 
distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio 
atômico aumenta. 
• Ao longo de um período, há dois efeitos importantes a considerar. Cada elemento de 
um período tem, relativamente ao elemento à sua esquerda, mais um próton e mais 
um elétron. Com o aumento de prótons, aumenta a carga nuclear; com o aumento de 
elétrons, aumenta a repulsão entre os mesmos; esta repulsão corresponde a um efeito 
de blindagem que faz com que um dado elétron “sinta” uma atração nuclear menor. 
De um modo geral, predomina o efeito do aumento da carga nuclear ao longo de um 
período, e por isso se verifica uma diminuição do raio atômico ao longo de um 
período. 
 
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Tendência nos tamanhos dos íons 
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico. 
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos 
orbitais que contenham os elétrons de valência. 
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos que 
lhes dão origem. 
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os 
átomos que lhe dão origem. 
 
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um 
grupo na tabela periódica. 
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons. 
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se 
menores : 
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
 
 
 
 
 
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2. Energia de ionização e caráter metálico 
 
Energia de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo na fase 
gasosa. Para a primeira energia de ionização, I1, partimos de um neutro e para a segunda 
energia de ionização, I2, partimos de um cátion gasoso. Por exemplo, para o cobre 
 
Cu(g)  Cu+(g) + e-(g) energia requerida I1 = 785 kJ∙mol-1 
Cu+(g)  Cu2+(g) + e-(g) energia requerida I2 = 1.955 kJ∙mol-1 
 
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron é removido. 
 
 
Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização 
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. Isso significa 
que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo. 
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital 
mais volumoso. 
• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período. 
• Ao longo de um período, Zef aumenta, consequentemente, fica mais difícil remover um 
elétron, exceto a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p. 
• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Consequentemente, 
a formação de s2p0 se torna mais favorável. 
• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-
elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável 
do que a configuração inicial s2p4.Portanto, há uma diminuição na energia de 
ionização. 
 
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Configurações eletrônicas de cátions 
• Os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico 
principal, n: 
 Li (1s2 2s1)  Li+ (1s2) 
 Fe ([Ar]3d6 4s2)  Fe3+ ([Ar]3d5) 
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OBS.: A tendência em formar cátions com duas unidades mais baixa do que a esperada para 
um determinado grupo é chamada de efeito do par inerte que é mais pronunciado nos 
metais pesados do bloco p, o qual ocorre em parte devido à diferença de energia entre os 
elétrons de valência s e p. Por exemplo, o alumínio (grupo 13) forma íons Al3+, enquanto o 
índio forma íons In3+ e In+. No grupo 14 também se observa este fenômeno, o estanho forma 
óxido de estanho(IV) quando aquecido ao ar, mas o átomo de chumbo, mais pesado, perde 
seus elétrons p e forma óxido de chumbo(II). 
 
Caráter metálico ou Eletropositividade é a capacidade de um átomo perder elétrons 
originando cátions. Quanto menor a energia de ionização, maior a tendência de um átomo 
perder elétrons e, portanto, maior será a sua eletropositividade ou caráter metálico. 
 
 Li  Na  K  Rb  Cs 
 
3. Afinidade eletrônica e caráter não metálico 
 
Afinidade eletrônica, Eae, ou Eletroafinidade é a energia liberada quando um elétron é 
adicionado a um átomo na fase gasosa. 
 
 Cl(g) + e-  Cl-(g) Eae = -349 kJ∙mol-1 
 
Segundo a convenção de sinal termodinâmico, a adição de um elétron é um processo 
exotérmico 
 
O valor da eletroafinidade é, na maioria das vezes, negativo, embora possa também ser 
positivo (ao contrário da energia de ionização, que é sempre positiva). 
 Ar(g) + e-  Ar-(g) Eae > 0 
 
Como Eae > 0 o íon Ar- é instável e não se forma. 
 
Quanto maior a afinidade eletrônica, maior será o caráter não metálico. 
 
Tendências periódicas das afinidades eletrônicas 
• Ao longo de um período, a afinidade eletrônica torna-se em geral mais negativa; ou seja, é 
cada vez mais elevada a energia libertada na captação de um elétron pelo átomo. 
• Os gases nobres são exceções porque possuem configurações eletrônicas muito estáveis. 
• Como seria de esperar, os halogênios têm afinidades eletrônicas muito negativas. 
• É também de referir os valores positivos das afinidades eletrônicas dos alcalino-terrosos. 
De fato, um elétron vindo do exterior deverá ir ocupar uma orbital de um subnível 
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energético np, que sofre um efeito de blindagem considerável da orbital ns do mesmo 
nível. Daí que seja necessário fornecer energia ao átomo para que ele consiga reter um 
elétron extra. 
 
 
 
Elementos com afinidades eletrônicas elevadas são os dos grupos 16 e 17. Os átomos do 
grupo 17 adquirem um elétron e os do grupo 16 dois com liberação de energia e formam, 
respectivamente os ânions X- e A2-. 
 
Configurações eletrônicas de anions 
 
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível: 
 F (1s2 2s2 2p5)  F- (1s2 2s2 2p6) 
 
Eletronegatividade É a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons de outro átomo 
quando os dois formam uma ligação química distingue-se da afinidade eletrônica na medida 
em que esta última é uma propriedade de átomos de um elemento isolado no estado gasoso. 
A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que representa a força do átomo para 
atrair elétrons. Diversas escalas foram sugeridas, incluindo as de R. S. Mullinken, L. Pauling e 
R.T. Sanderson. A escala de Pauling, a mais antiga, surgiu da consideração das energias 
necessárias para romper as ligações químicas nas moléculas. 
A eletronegatividade não é um valor absoluto, mas sim relativo. Assim, a eletronegatividade 
de um elemento só é definida em termos de eletronegatividade de outros elementos. Na 
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tabela periódica aumenta com a diminuição do tamanho atômico, tanto para elementos do 
mesmo período como para do mesmo grupo. 
 
Escala de Linus Pauling para a eletronegatividade