AULA 2 Tabela Periodica

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Profa. Sandra Gomes de Moraes
 
Profa. Sandra Gomes de Moraes
ASPECTOS HISTÓRICOS
 O DESENVOLVIMENTO DA TABELA PERIÓDICA:
 Existem 114 elementos conhecidos desde de 1999.
 A maioria dos elementos foram descobertos entre 1735 e 1843.
 Como é possível organizar os 114 diferentes elementos de modo que permita fazer previsões de elementos desconhecidos?
 Inicialmente, Mendeleev e Meyer organizaram os elementos de acordo com o aumento da massa atômica (lei periódica): no entanto, ocorreram alguns “equívocos” nesta organização. 
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Na tabela periódica atual os elementos são organizados de acordo com o aumento do número atômico.
 O arranjo dos elementos reflete as tendências das propriedades físicas e químicas!
 A posição do elemento na tabela periódica é uma conseqüência da distribuição eletrônica do mesmo.
ASPECTOS HISTÓRICOS
Profa. Sandra Gomes de Moraes
 O conjunto de combinações dos números quânticos n, l e m ou o conjunto de orbitais atômicos deve agora ser arranjado em ordem crescente de energia.
 A princípio é simples preencher os níveis principais em ordem crescente e em cada um destes níveis colocar seus correspondentes subníveis também em ordem crescente de energia.
 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d < 4s < 4p < 4d..... 
Entretanto, esta situação não é tão simples ! 
ORBITAIS ATÔMICOS
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O formato e a orientação espacial destas regiões do espaço (orbital) são independentes da ocupação das mesmas. O mesmo não ocorre com a energia ou distância ao núcleo que é extremamente sensível à ocupação dos mesmos. 
IMPORTANTE!
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
Existem duas maneiras de escrever a configuração eletronica: 
1) Notação espectroscópica. 
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
Um elétron tem: n = 1, l = 0, ml = 0, ms = + 1/2
Outro elétron tem: n = 1, l = 0, ml = 0, ms = - 1/2
Existem duas maneiras de escrever a configuração eletronica: 
2) Notação em caixa de orbital. 
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Lítio
Grupo 1A
Z = 3
 1s22s1
Berílio
 Grupo 2A
Z = 4
1s22s2 
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Boro
Z = 5
 1s2 2s2 2p1
A configutação do C é um exemplo da regra de HUND:
A menor energia para um orbital ocorre quando os elétrons estão o mais distante possível.
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Nitrogênio
Z = 7
1s2 2s2 2p3
Oxigênio
Z = 8
1s2 2s2 2p4
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Fluor
Z = 9 
 1s2 2s2 2p5
Neônio
Z = 10
1s2 2s2 2p6 
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ou “neônio” + 3s1
[Ne] 3s1 (uso a notação de gases nobres)
Na (sódio) começa um novo período.
All Group 1A elements: Li Na K Rb Cs
 Todos apresentam configuração [gás nobre] ns1
Sódio
Z = 11
1s2 2s2 2p6 3s1
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A medida que se afasta do núcleo a diferença de energia entre os vários subníveis vai se tornando cada vez menor e assim, a possibilidade de inversão na seqüência esperada torna-se cada vez maior e mais acentuada. 
Inversão ou alteração na seqüência esperada para ordem crescente de energia:
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 Para os orbitais 4s e 3d: a inversão na seqüência esperada de ordem crescente dos subníveis de energia ocorrem entre os subníveis do terceiro nível principal de energia em diante. 
Inversão ou alteração na seqüência esperada para ordem crescente de energia:
Orbitais 4s e 3d: a diferença de energia entre os orbitais 4s e 3d é bastante sensível à ocupação.
 A medida que os orbitais 3d são preenchidos: inicialmente a diferença de energia entre os dois orbitais (3d e 4s) será bem pequena com os elétrons em ambos os orbitais sentindo praticamente a mesma atração por parte do núcleo. 
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Inversão ou alteração na seqüência esperada para ordem crescente de energia: influência da forma dos orbitais.
dz2
dx2-y2
dxz
dyz
dxy
s
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A medida que os orbitais 3d são preenchidos: inicialmente a diferença de energia entre os dois orbitais (3d e 4s) será bem pequena com os elétrons em ambos os orbitais sentindo praticamente a mesma atração por parte do núcleo. 
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Orbitais 4s e 3d: 
Após o elemento de configuração [Ar] 4s2 3d2 (Ti, Z = 22) a medida que aumentamos o número de elétrons no orbital d, a diferença de energia de ambos os orbitais diminuem, só que a energia do orbital 3d diminui mais drasticamente. 
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Orbitais 5s e 4d: Seguem o mesmo padrão de 3d e 4s.
 Orbitais 5p e 4p: Seguem o mesmo padrão de 4p e o 4s.
Próximo passo: ocupação dos orbitais 6s, seguido do 4f:
 Quando iniciamos a ocupação do 4f, o 6s já encontra-se ocupado, a medida que o orbital 4f vai sendo ocupado sua energia passa a diminuir mais rapidamente que a do orbital 6s ( da mesma forma que 3d e 4s).
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A maneira mais simples de iniciarmos o estudo sobre a tabela periódica é imaginarmos uma sequência contínua de todos os orbitais atômicos vazios segundo a ordem crescente de energia.
 
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
Reunir os orbitais em grupos que pertencem ao mesmo nível principal de energia (isto é feito facilmente seguindo a ordem crescente de energia dos orbitais e interrompendo-se a mesma em todas as situações que encontramos um novo número quântico principal). 
1s2 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p
 
2e- 8e- 8e- 18e- 18e- 32e- 32e-
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Sete conjuntos de orbitais correspondem aos sete níveis principais de energia.
 O número de elétrons corresponde ao número de elementos químicos em cada um desse níveis.
 
 Cada um deste níveis principais correspondem a um período (linha horizontal) da tabela periódica.
A posição do elemento na tabela é uma correspondência da distribuição eletrônica do mesmo. 
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 Orbitais s
 Elétrons mais externos ns1 ou ns2.
Em qualquer um destes elementos temos o início de um novo período.
Os elétrons encontram-se a maior distância possível do núcleo. Isto equivale a dizer que eles sentem a menor atração possível por parte do núcleo:
 - facilmente ionizável (energia de ionização baixa);
- são agentes redutores muito poderosos;
- apresentam somente um estado de oxidação, ou seja +1 para ns1 e +2 para ns2.
- Afinidade eletrônica baixa.
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 Orbitais p
 
 Elétrons mais externos ns2 np1-6.
 Ao contrário dos elementos do bloco s estes podem apresentar comportamento bastante distinto uns dos outros.
 De ns2np1 até ns2np3: apesar da diminuição do raio atômico em relação aos elementos ns2, a distância ao núcleo não é ainda pequena o suficientemente baixa para que estes elementos apresentem um alta afinidade eletrônica. Como estes elementos não tem tendência de formar cátions e nem âninos então eles formam principalmente compostos covalentes. 
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Orbitais p
A partir de ns2np3 : não tem sequer que fornecer energia para adicionar um elétron ao átomo neutro mas sim, a partir deste elemento as afinidade eletrônicas correspondem à energia liberada para o sistema, tamanho a atração que o núcleo exerce sobre os elétrons mais externos principalmente nos elementos ns2np4 (grupo 16) e ns2np5 (grupo 17).
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 Orbitais d
 Elétrons mais externos (n-1)d1-10 ns2
 Z Símbolo Distribuição eletrônica Estados de oxidação
19 K [Ar] 4s1 +1
20 Ca [Ar] 4s2 +2
21 Sc [Ar] 3d14s2 +3
22 Ti [Ar] 3d24s2
+4, +3
23 V [Ar] 3d34s2 +5, +4, +3, +2
24 Cr [Ar] 3d54s1 +6, +3, +2
25 Mn [Ar] 3d54s2 +7, +6, +5, +4, +3, +2
26 Fe [Ar] 3d64s2 +3, +2
27 Co [Ar] 3d74s2 +3, +2
28 Ni [Ar] 3d84s2 +3, +2
29 Cu [Ar] 3d104s1 +2, +1
30 Zn [Ar] 3d104s2 +2
Os elementos do início do bloco perdem seus elétrons mais facilmente.
Elementos do final do bloco perdem principalmente os elétrons do orbital s. 
Na região intermediária cada elemento perde um número diferente de elétrons (esta é uma característica única dos elementos do bloco d).
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 Orbitais f
 Elétrons mais externos ns2 (n-2)f1-14 (n-1)d.
 Série dos Lantanídios e Actinídeos.
O orbital f encontra-se praticamente “escondido”, ou melhor ainda, “mergulhado” em outros orbitais mais internos a medida que o mesmo vai sendo preenchido.
 Desta maneira, a diferença de energia entre os orbitais f e o orbital s que já estavam preenchidos torna-se muito grande fazendo com que estes dois elétrons sejam perdidos muito facilmente. 
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A perda do e- promove estabilidade
}
Perda de um e-
Elétron de valência
Ganho de um e-
O ganho de um e- promove a estabilidade.
}
Elétrons de valência
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RAIO ATÔMICO
As nuvens eletrônicas não tem fronteiras definidas, portanto não podemos falar verdadeiramente em raio de um átomo. 
Entretanto quando os átomos se empacotam em sólidos e moléculas, seus centros são encontrados à distâncias definidas de um ao outro.
O raio atômico, r, do elemento é definido como a metade da distância do núcleo de dois átomos vizinhos.
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RAIO ATÔMICO
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TENDÊNCIA DO RAIO ATÔMICO
Profa. Sandra Gomes de Moraes
RAIO IÔNICO
O raio iônico de um elemento é a sua parte na distância entre íons vizinhos em um sólido iônico.
 
A distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos.
 Na prática tomamos o raio do íon óxido como sendo 120 pm e calculamos o raio dos outros íons com base neste valor.
 Por ex. como a distância entre os centros dos íons vizinhos Mg2+ e O2- no MgO é 212 pm, o raio do íon Mg2+ é dado como 212 pm-140 pm = 72 pm. 
Profa. Sandra Gomes de Moraes
 
Qual é o tamanho do átomo quando ele PERDE um elétron e forma um cátion?
Os cátions são menores que os átomos de origem.
A atração entre o próton e o elétron aumenta.
TAMANHO DOS IONS
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Qual é o tamanho do átomo quando ele GANHA um elétron e forma um ânion?
TAMANHO DOS IONS
Os aniôns são maiores que os átomos de origem.
A atração entre o próton e o elétron diminui.
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TAMANHO DOS IONS
Raio iônico
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Mg (g) + 735 kJ  Mg+(g) + e-	[Ne]3s1
Átomo Mg  configuração eletrônica: [Ne]3s2
Mg
 É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo na fase gasosa.
O gasto de energia para remover o e- mais internos é muito alto.
Mg2+(g) + 7733 kJ  Mg3+(g) + e-	[He]2s22p5
Mg+(g) + 1451 kJ  Mg2+(g) + e-	[Ne]3s0
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
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ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Número atômico (Z)
Energia de ionização (eV)
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A+  A++ + e-
SEGUNDA ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Profa. Sandra Gomes de Moraes
Alguns elementos ganham elétrons e formam ânions.
 	A(g) + e-  A-(g)
AFINIDADE ELETRONICA
Afinidade eletrônica de um elemento é a energia liberada quando um elétron é adicionado à um átomo na fase gasosa
Profa. Sandra Gomes de Moraes
Afinidade eletrônica aumenta no período. 
 
Átomo EA (kJ)
 B 	 -27 
 C 	-122 
 N 	 0 
 O 	-141 
 F	-328
AFINIDADE ELETRONICA
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Curso de Química Unicamp
Química Inorgânica (Atkins)