Aula_2_Propriedades_Periodicas_2013_Eliana_Valle_Modo_de_Compatibilidade_

Prévia do material em texto

Propriedades Periódicas
Estrutura da Matéria - Profa. Eliana Valle
Desenvolvimento da Tabela Periódica
• Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos.
• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.
• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazer
previsões sobre elementos não descobertos?
Desenvolvimento da Tabela Periódica
• Ordenar os elementos de modo que reflita 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.
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
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
Desenvolvimento da Tabela Periódica
• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em
ordem crescente de número atômico.
Apresentação dos Elementos
Tabela Periódica – Classificação dos Elementos
Metais Alcalinos - Grupo IA 
Metais Alcalinos Terrosos - Group IIA
Calcogenios - Group VIA
Halogenios - Group VIIA
Gases Nobres - VIIIA
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.
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 (ns, np) não contribuem
para a constante de blindagem.
3) Todos os outros elétrons no grupo (ns, np) blindam o elétron de valência
de 0,35 cada.
4) Todos os elétrons na camada (n -1) contribuem com 0,85 cada.
5) Todos os elétrons (n - 2) ou em camadas mais baixas blindam
completamente, ou seja, contribuem com 1 para o fator de blindagem.
Regra de Slater
Quando o elétron que está sendo blindado pertence a um grupo (nd) ou (nf),
as regras 2 e 3 são as mesmas, mas as regras 4 e 5 tornam-se:
6) Todos os elétrons nos grupos à esquerda do grupo (nd) ou (nf) contribuem
com 1,0 para o fator de blindagem.
Exemplo
Calculando os elétron de valência 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) + (1 0,35) = 25,65
Z* = 30 – 25,65 = 4,35
Para 3d10 em 30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10
S = (2 x 1,0) + (8 x 1,0) + (8 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.
Z* = 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 repulsãointer-eletrônica.
Ânions são 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
Exercício
O menor comprimento de onda emitido pelo átomo de hidrogênio é igual a 91,1
nm. Com base neste dado calcule a energia de ionização do hidrogênio?
∞
E = h x c/λλλλ
E = 2,18 x 10-18 J
Para 1 mol de átomos de hidrogênio: E = 2,18 x 10-18 x 6,02 x 1023
E = 1.312.360 J/mol
E = 1,31 M.J/mol Energia de Ionização
E = (6,63 x 10-34 J.s) x (3,00 x 108 m/s)
(91,1 x 10-9 m)
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- X-(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
Endotérmico (desfavorável)
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 (χχχχ)
• 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)
44
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
+δ-δ
O F
+δ
-δ
O H
+δ-δ
O F
+δ
-δ
H – Cl
Poder relativo de atração do átomo
A escala varia de 1 a 4
Como Pauling mediu χ
 χ χ χ ? 
• 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 devida ao caráter iônico seria a diferença de
χ entre os 2 elementos:
χA-χB= 0,102 √∆
Atribuiu um valor arbitrário de χ para um elemento e a partir de
dados termoquímicos elaborou todos os valores, por isso χ é
relativo e sem unidade.
Como Pauling mediu χ
 χ χ χ ? 
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 Eletrônica2
AEEI +
=χ
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
Polarizáveis
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
• A força polarizante do cátion pode ser estimada pela relação (Z/r)
• Al3+
raio iônico = 0.39 Å. carga = +3
Z/r = 7.7. Isto é chamado de densidade de carga ou potencial
iônico
Polarizabilidade
Como racionalizar aformação 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
• tendência a 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
Exercícios
1 – Descreve as contribuições dos cientistas a seguir para nosso
conhecimentos de estrutura atômica: J.J Thomson, R.A. Millikan,
Ernest Rutherford e James Chadwick.
2 – Por que todos os átomos de um elemento tem mesmo número
atômico, embora possam ter números de massa diferentes? Que nome é
dado a átomos do mesmo elemento com número de massa diferente?
Explique o significado de cada um dos termos ZXA.
3 – Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons em cada espécie:
15
7N; 6329Cu; 13056Ba; 20280Hg.
4 – Lâmpadas de vapor de sódio usadas na iluminação pública emitem
luz amarela de 589 nm. Quanta energia é emitida por um átomo de
sódio excitado quando ele gera um fóton?
5 – Quantas subcamadas existem para n = 4? Quais os valores
permitidos para l?
6 – Quantos elétrons podem ter os seguintes números quânticos em um
átomo? a) n=2, l=1 b) n=4, l=2 c) n=3, l=2
7 – 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
8 – No conjunto dos quatro números quânticos, indique quais os que não
podem existir e por quê:
a) {4, 2, -1, +1/2} b) {5, 0, -1, +1/2} c) {4, 4, -1, +1/2}
9 – Defina: carga nuclear efetiva;
energia de ionização;
efeito de blindagem;
eletronegatividade;
polarizabilidade.