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Propriedades Periódicas Estrutura da Matéria - Profa. Eliana Valle Desenvolvimento da Tabela Periódica • A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843. • No último ano foram descobertos 4 novos elementos – 113, 115, 117 e 118; Em 2011 foram incluídos os elementos 114 e 116 na tabela periódica. Desenvolvimento da Tabela Periódica • O objetivo era organizar os elementos de modo que reflitissem as tendências nas propriedades químicas e físicas. • A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em ordem crescente de massa atômica. • Faltaram alguns elementos nesse esquema. Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev. Como organizar tantos elementos diferentes? 1871 – Tabela Periódica de Mendellev Desenvolvimento da Tabela Periódica Porém, alguns elementos pareciam estar fora de ordem, o qual foi questionado quanto a organização dos elementos em termos de massa atômica. • Henry Moseley examinando espectros de raios X dos elementos no começo do século XX percebeu que poderia inferir o número atômico; • Percebeu que os elementos possuem uma organização uniformemente repetida da tabela periódica; • Os elementos poderiam ser organizados por um número atômico e não pela massa atômica. A Tabela Periódica Organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. Reflete as tendências nas propriedades dos elementos Colunas verticais: Grupos numerados de acordo com o no. de elétrons de valência (última camada ocupada) Linhas horizontais: Períodos numerados de acordo com o no. quântico principal (n) da última camada ocupada Desenvolvimento da Tabela Periódica • A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. Tabela Periódica – Classificação dos Elementos Metais Alcalinos - Grupo I Metais Alcalinos Terrosos - Group II Calcogenios - Group VI Halogenios - Group VII Gases Nobres - VIII Propriedade Atômicas Quais propriedades são importantes ? • Tamanho ESTRUTURA • Tendência a ganhar ou perder elétrons LIGAÇÕES QUÍMICAS A tabela periódica resume uma série grande de propriedades importantes para o entendimento das ligações químicas Propriedades Periódicas • Raio atômico • Energia de ionização • Afinidade eletrônica Periodicidade: padrão que se repete com o número atômico Configurações Eletrônicas similares Similaridades na Propriedades dos Elementos Variam como tendências ao longo dos grupos e dos períodos Propriedade Atômicas Carga Nuclear Efetiva • A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. • A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. • Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os protegem da carga nuclear. • A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos. • Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zeff) diminui. • Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui. • Zef = Z - S 1) Escreva a configuração eletrônica dos elementos na seguinte ordem e grupos: (1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (4f) (5s, 5p) etc. 2) Elétrons em qualquer grupo à direita do grupo com o elétron a ser considerado, não contribuem para a constante de blindagem. 3) Todos os outros elétrons do mesmo grupo com o elétron a ser considerado blindam com 0,35 o elétron de valência, exceto no grupo 1s, no qual usa-se o valor de 0,30. 4) Se o elétron considerado pertencer a um grupo (ns, np), cada elétron do nível (n - 1) contribui com 0,85 e cada elétron dos níveis mais internos (n - 2) contribui com 1,00. 5) Se o elétron considerado pertencer a um grupo (nd) ou (nf), cada elétron dos grupos mais internos contribui com 1,00. Regra de Slater Exemplo Calculando o elétron mais externo para os seguintes átomos: a) 7N b) 9F c) 30Zn 1s2 2s2 2p3 S = (2 x 0,85) + (4 x 0,35) = (1,70) + (1,40) = 3,10 Z* = Z – S Z* = 7 – 3,10 = 3,90 1s2 2s2 2p5 S = (2 x 0,85) + (6 x 0,35) = (1,70) + (2,10) = 3,80 Z* = Z – S Z* = 9 – 3,80 = 5,20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 S = (2 x 1,0) + ( 8 x 1,0) + (18 x 0,85) + (1x0,35) = 25,65 Z* = 30 – 25,65 = 4,35 Para 3d10 em 30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 S = (18 x 1,0) + (9 x 0,35) = 21,15 Z* = 8,85 Carga Nuclear Efetiva (Z*) Os elétrons mais externos sentem uma carga nuclear menos intensa do que deveriam devido ao efeito de blindagem exercidos pelos elétrons mais internos. Zef = Z - S (S = blindagem) Aumenta da esquerda para a direita e de cima para baixo na tabela periódica • Definição: distância do núcleo até a região onde se encontra o máximo da função densidade de probabilidade associada com os elétrons mais externos Raio Atômico Como determinar o tamanho de um átomo se ele não tem uma forma definida ? Átomos empacotados na forma de sólidos ou em moléculas têm seus centros separados por distâncias bem definidas. Raio Atômico • A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação. • Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo. Para uma molécula diatômica simples Tamanho dos Átomos e Íons Para metais: raio atômico é definido como metade da distância entre os centros de dois átomos adjacentes Para elementos que existem como moléculas diatômicas: raio atômico é definido como metade da distância entre os centros dos átomos na molécula O tamanho do íon equivale à distância entre os íons em um composto iônico. Depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais dos elétrons de valência. Tendência do Raio Atômico Aumenta ao longo do grupo: aumento do número de camadas Diminui ao longo do período : aumento da carga nuclear efetiva Por quê? Aumento do raio atômico no início de cada período Diminuição ao longo do período Tendência do Raio Atômico Raio Atômico – Propriedades Gerais O raio atômico diminui ao longo do período por causa do aumento de Zef. Os elétrons preenchem uma mesma camada enquanto que a carga nuclear aumenta, como conseqüência, a atração elétron-núcleo aumenta. O raio atômico aumenta ao longo do grupo, pois os elétrons ocupam camadas mais distantes do núcleo. Como conseqüência há uma menor atração elétron-núcleo. Por que o raio atômico varia pouco no bloco dos elementos d (metais de transição) ? No caso dos metais de transição, o raio atômico é pouco afetado pois a subcamada 3d é mais interna que a 4s. Sendo assim, os elétrons na subcamada 4s sentem uma carga nuclear efetiva mais ou menos constante. Raio Atômico – Metais de Transição Raio Atômico – Metais de Transição Como explicar a mesma ordem de grandeza entre os raios atômicos dos metais do 5º período com 6º período? Contração Lantanídea Aumento da carga nuclear efetiva devido à pequena capacidade de blindagem dos elétrons que ocupam os orbitais f. Raio Iônico x Raio Atômico Quando um elemento perde elétrons para formar um cátion observa-se uma diminuição do raio em razão do aumento da atração elétron-núcleo. Cátions são sempre menores que os átomos do elemento de origem. Quando um elemento ganha elétrons para formar um ânion ocorre um aumento do raio em razão de um maior efeito de repulsão inter-eletrônica. Ânionssão sempre maiores que os átomos do elemento de origem. Raio Iônico x Raio Atômico Raio Iônico – Espécies Isoeletrônicas Íon O2- F- Na+ Mg2+ No. Elétrons 10 10 10 10 No. Prótons 8 9 11 12 r(íon)/pm 126 119 116 86 • 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+ Quais são as propriedades relacionadas com a perda e o ganho de elétrons ? Porque os haletos formam ânions com carga -1 ? Porque o Mg forma cátions com carga +2 e não +3? Energia de Ionização Energia necessária para remover um elétron da camada de valência de um elemento na fase gasosa. Quanto maior o Zef maior é a força que mantém os elétrons junto ao elemento E.I. E.I. • A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. À medida que o átomo aumenta de tamanho, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso. - Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período devido ao aumento do Zeff. Conseqüentemente, fica mais difícil remover um elétron. Energia de Ionização – Propriedades Gerais Porque EI B e O diminui? Energia de Ionização – Propriedades Gerais • Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais estável. • Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p semi- preenchido, 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. • B: 2s2 2p1 2s2 2p0 (mais estável) • O: 2s2 2p4 2s2 2p3 (mais estável) Energia de Ionização – Propriedades Gerais Mg (g) Mg+ (g) + e- EI(1) = 738 kJ.mol-1 Mg+ (g) Mg2+ (g) + e- EI(2) = 1451 kJ.mol-1 Mg2+ (g) Mg3+ (g) + e- EI(3) = 7733 kJ.mol-1 Afinidade Eletrônica Energia liberada quando um elétron é adicionado a um elemento na fase gasosa. Elementos com elevada AE Grupo 6A – aceitam até 2 e- formando ânions com carga 2- Grupo 7A – aceitam 1 e- formando ânions com carga 1- Um elemento que apresenta alta afinidade eletrônica é aquele onde o elétron adicional ocupa uma camada que apresenta uma forte influência da carga nuclear efetiva Afinidade Eletrônica F (g) + e- F-(g) H = - 328 kJ/mol Elementos com alta afinidade eletrônica: Processo exotérmico O processo de adição de um segundo elétron (ex: O2-) é exotérmico ou endotérmico? Por quê a AE do N é maior do que zero (endotérmico) ? Afinidade Eletrônica O processo de adição de um segundo elétron (ex: O2-) é exotérmico ou endotérmico? Por quê a AE do N é maior do que zero (endotérmico)? Neste caso, o elétron adicionado ocupará a subcamada p semipreenchida. O Mesmo ocorre com o P. O(g) + e - → O-(g) ∆H = -141 KJ/mol Exotérmico (favorável) O-(g) + e - → O2-(g) ∆H = +780 KJ/mol Endotermico (desfavoráel) Embora O2- apresente configuração de gás nobre, a repulsão elétron-elétron contrabalanceia esta estabilidade ganha Caráter Metálico • O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução aquosa). • O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo. • O caráter metálico diminui ao longo do período. • Os metais têm energias de ionização baixas. • A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução. • Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos. • Todos metais do grupo 1A formam íons M+. • Todos metais do grupo 2A formam íons M2+. • A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis. Metais Resumo das Propriedades Atômicas Tendências das Famílias Tendência a perder elétrons Tendência a ganhar elétrons Linus Pauling A única pessoa a receber dois prêmios Nobel (Química e da Paz) sozinho. Trabalhou em diversas áreas de química como ligação, eletronegatividade e estrutura de proteínas Eletronegatividade () • 1932- Pauling: “...eletronegatividade é o poder de um átomo em uma molécula de atrair elétrons (par de elétrons de uma ligação covalente) para si...” Conceito proposto por Linus Pauling (1901-1994) Conceito proposto por Linus Pauling (1901-1994) H – H O resultado da eletronegatividade é que o átomo mais eletronegativo tem a maior parte do par de elétrons na ligação covalente! O H +- O F + - O H +- O F + - H – Cl Poder relativo de atração do átomo A escala varia de 1 a 4 Como Pauling mediu ? • Pauling observou que havia uma estabilização termodinâmica adicional para moléculas heteronucleares em relação as homonucleares Espécie Entalpia de ligação (kJmol-1) Cl – Cl 242 F – F 153 Cl – F 255 Se os elétrons fossem compartilhados igualmente (Lewis tinha essa idéia), então a energia para Cl-F seria a média, ou seja, igual a 198 kJmol-1 Pauling propôs que a energia adicional, 57 kJmol-1 é devida ao caráter iônico da ligação A escala de Pauling surgiu daí, propondo que a raiz quadrada da diferença de energia devido ao caráter iônico, seria a diferença de entre os 2 elementos: A-B= 0,102 Atribuiu um valor arbitrário de para um elemento e a partir de dados termoquímicos elaborou todos os valores, por isso é relativo e sem unidade. Como Pauling mediu ? Energia de ligação adicional Propriedades de Átomos em Compostos: Eletronegatividade Conceito de Eletronegatividade de Mulliken Tendência de um átomo de atrair elétrons para si quando é parte de um composto eletronegatividade Energia de Ionização Afinidade Eletrônica 2 AEEI Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade Parâmetro que indica a facilidade com que uma nuvem eletrônica de um determinado elemento pode ser distorcida. Alto poder polarizante está associado a uma carga elevada e tamanho pequeno. • Polarização: é a distoção da nuvem eletrônica de um átomo por outro • Átomos que sofrem grande distorção da nuvem são chamados de polarizáveis • Átomos que causam a distoção tem alta força polarizante Poder polarizante Considere a ligação: Mesma eletronegatividade – mesma tendência a atrair o par de elétrons E se B é mais eletronegativo que A? Isto descreve uma ligação polar! Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade • Ligação puramente covalente. • Ligação com caráter iônico • Ligação iônica Propriedades de Átomos em Compostos: Polarizabilidade Molécula não polar Levemente polar Altamente polar Polarização pode ser usada para estimar a importância da covalência em sistemas que possuem ligações polares Polarizabilidade Regras de Fajans: • Íons positivos tem o efeito de polarizar íons negativos Força polarizante aumenta para cátions pequenos e carga alta • Íons negativos grandes e cargas grandes são facilmente polarizáveis Como racionalizar a formação e as propriedades de substâncias a partir das propriedades dos elementos ? Propriedades Atômicas x Propriedades da Matéria 1 - Razão entre o raio do cátion e ânion Permite prever quanto átomos vizinhos existem na estrutura 2 - Afinidade Eletrônica - Formação de ânions • Ligações iônicas com elementos do bloco s • Compostos covalentes com elementos não metálicos 3 - Energia de Ionização Elementos dos grupos 1 e 2 (baixa EI) • muito reativos (elétrons podem ser perdidos facilmente) - quanto mais pesado mais reativo • formam compostos iônicos com elementos dos grupos 16 e 17 • tendênciaa formar óxidos básicos BAIXA → tendência a formar ligações metálicas e iônicas ALTA → tendência a formar ligações covalentes Propriedades Atômicas x Propriedades da Matéria 4 - Eletronegatividade • Permite prever o tipo de ligação que será formada entre os elementos • Polaridade das ligações • Interações intermoleculares / estado de agregação • estabilidade térmica • solubilidade • caráter covalente das ligações • relações diagonais entre os elementos da tabela periódica 5 - Polarizibilidade 1 - Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons em cada espécie: 157N; 63 29Cu; 130 56Ba; 202 80Hg 2 - Escreva as notações para os números quânticos a seguir: a) n=5, l=2, ml=+1, ms = +1/2 b) n=1, l=0, ml=0, ms = -1/2 c) n=6, l=3, ml=-2, ms = +1/2 3 - Quantos orbitais existem em subcamadas com l igual a (a) 0, (b) 2 e (c) 3? 4 - Quantos elétrons desemparelhados são previstos para a configuração do estado fundamental de cada um dos seguintes átomos: (a) Si; (b) Ni. 5 – Defina carga nuclear efetiva. Qual a relação entre Zef e raio atômico? Exercícios
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