AULA4QGPERIODICIDADEQUIMICA 05042018101227

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QUÍMICA GERAL:
4 - PERIODICIDADE QUÍMICA
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Período em que os elementos foram descobertos
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Idade Média-1700
Tempos Antigos
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Em 1864, o químico inglês John Newlands observou que colocando-se os elementos em ordem das massas atômicas, cada um deles tinha propriedades semelhantes com o oitavo elemento seguinte – Lei das Oitavas.
Em 1869, o russo Dimitri Mendeleev e o alemão Lothar Meyer, descobriram a lei periódica. Propriedades como volume molar, ponto de ebulição e dureza, como uma função da massa atômica.
Em suas tabelas Meyer e Mendeleev listaram os elementos em ordem crescente de massa atômica. (na época as massas atômicas eram conhecidas, mas os números atômicos não).
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A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, seqüencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica nas suas propriedades.
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É o arranjo dos elementos em ordem crescente de número atômico.
 
Reflete tendências nas propriedades dos elementos.
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CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
Elementos
Representativos
Zinco
Cádmio
Mercúrio
Metais de 
Transição
Gases
Nobres
Lantanídeos
Actinídeos
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Classificação dos grupos de elementos na tabela periódica, de acordo com o tipo de subcamada preenchida de elétrons.
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Como seria a Tabela Periódica se os lantanídeos e actinídeos fossem inseridos?
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Perdem ou ganham elétrons 
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Números Quânticos
Os números quânticos são necessários para descrever a distribuição dos elétrons no átomo de hidrogênio e em outros átomos.
Os números quânticos derivam da solução matemática da equação de Schrödinger para o átomo de hidrogênio:
 Número quântico principal.
 Número quântico de momento angular.
 Número quântico momento magnético.
 Número quântico spin.
OBS: Esses números têm origem na solução matemática da equação de Schrödinger.
“endereço 
do elétron no átomo”
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O valor n determina a energia de um orbital.
O número quântico principal também está relacionado com a distância média entre o elétron, em um determinado orbital, e o núcleo (tamanho do orbital).
Número Quântico Principal (n):
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 Esta relacionado com a forma do orbital.
Os valores de ℓ dependem do valor do número quântico principal, n.
 ℓ pode assumir valores inteiros entre 0 e (n-1).
 Indica o subnível de energia (subcamada) no qual o elétron está localizado.
Número Quântico Momento Angular (ℓ):
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ℓ = 0 (orbitais s)
ℓ = 1 (orbitais p)
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ℓ = 2 (orbitais d)
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 O número quântico magnético (mℓ) descreve a orientação do orbital no espaço.
 Dentro de uma subcamada o valor de mℓ depende do valor do número quântico de momento angular, ℓ. Para um certo valor de ℓ, há (2ℓ +1) valores inteiros de mℓ:
Número Quântico Magnético (mℓ):
ℓ, (-ℓ + 1), ...0, ...(+ℓ - 1), +ℓ
Por exemplo:
 se ℓ = 2, há [(2 x 2) + 1], ou seja, 5 valores de mℓ:
-2, -1, 0, 1, 2
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mℓ = -1
mℓ = 0
mℓ = 1
mℓ = -2
mℓ = -1
mℓ = 0
mℓ = 1
mℓ = 2
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Número Quântico de Spin Eletrônico (ms):
 O Número quântico de spin magnético ms surge em decorrência do fato de elétron comportar-se como se estivesse girando em torno do seu próprio eixo.
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 Descreve o arranjo dos elétrons em um átomo.
 O arranjo do estado fundamental é aquele que apresenta menor energia possível.
 O arranjo de menor energia é o mais estável.
Configuração Eletrônica
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Cada pequena linha horizontal representa um orbital.
 A energia de um elétron em um átomo de hidrogênio depende somente do número quântico principal.
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Níveis energéticos dos orbitais em um átomo de hidrogênio
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Energia
O nível de energia depende tanto do valor de n quanto de ℓ.
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Níveis energéticos dos orbitais em um átomo polieletrônico
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Preencher os elétrons nos orbitais com menor
H 1 elétron
H 1s1
He 2 elétrons
He 1s2
Li 3 elétrons
Li 1s22s1
Be 4 elétrons
Be 1s22s2
B 5 elétrons
B 1s22s22p1
C 6 elétrons
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Energia
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C 6 elétrons
C 1s22s22p2
N 7 elétrons
N 1s22s22p3
O 8 elétrons
O 1s22s22p4
F 9 elétrons
F 1s22s22p5
Ne 10 elétrons
Ne 1s22s22p6
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Energia
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Ordem de preenchimento das subcamadas atômicas em um átomo polieletrônico.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
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1 s 1
Exemplo: Configuração eletrônica do hidrogênio.
Notação Espectroscópica
Diagrama do Orbital
1s
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H (Z=1) 1s1			
He(2) 1s2
Li(3)	1s2 2s1 		
Be(4)	1s2 2s2
B (5)	1s2 2s2 2px1
C (6)	1s2 2s2 2px1 2py1
N (7)	 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
O (8)	1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
F (9)	1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1
Ne(10) 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2
 1s 2s 2px 2py 2pz
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H: 1s1 He: 1s2
Li: [He] 2s1 		Be: [He] 2s2
B: [He] 2s2 2p1 	 Ne: [He] 2s2 2p6 
Na: [He] 2s2 2p6 3s1  [Ne] 3s1
Mg: [He] 2s2 2p6 3s2  [Ne] 3s2
Al: [Ne] 3s2 3p1	 Si: [Ne] 3s2 3p2
P: [Ne] 3s2 3p3	 S: [Ne] 3s2 3p4
Cl: [Ne] 3s2 3p5 	 Ar: [Ne] 3s2 3p6
Camada de valência: última camada, ou seja, 
a de maior energia, preenchida por elétrons
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Classificação dos grupos de elementos na tabela periódica, de acordo com o tipo de subcamada preenchida de elétrons.
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Dê a configuração eletrônica do silício, do enxofre e do alumínio usando a notação espectroscópica, a notação do núcleo de gás nobre e a das caixas de orbitais.
Al (Z=13) 
Si (Z=14) 
S (Z=16) 
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2. Que elemento tem a configuração:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 = 
1s2 2s2 2p4 = 
3. Qual o número máximo de elétrons que podem estar presentes no nível quântico principal n=3?
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Configurações Eletrônicas dos Cátions e dos Ânions 
[He] 1s2
[Ne] 1s22s22p6
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Na+: [Ne]
Al3+: [Ne]
F-: 1s22s22p6 ou [Ne]
O2-: 1s22s22p6 ou [Ne]
N3-: 1s22s22p6 ou [Ne]
Na+, Al3+, F-, O2-, N3-, Ne são todos isoeletrônicos.
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Com o auxílio da Tabela Periódica, escreva as configurações eletrônicas do estado fundamental para:
N (Z=7) 
P (Z=15) 
Ca(Z=20) 
Ca2+(Z=20) 
Cr(Z=24) 
Cr3+(Z=24) 
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1 – Carga Nuclear Efetiva
2 - Raio Atômico
3 – Raio Iônico
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Variação Periódica das Propriedades Físicas 
Tendências ao longo dos grupos e dos períodos
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Carga Nuclear Efetiva (Zef) é a carga sentida por um elétron
Zef = Z - s
0 < s < Z
Z = Número atômico do elemento
s = constante de blindagem
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Efeito de blindagem: elétrons mais internos blindam elétrons mais externos da atração pelo núcleo
CARGA NUCLEAR EFETIVA:
Zef = Z - s
constante 
de blindagem
Etotal = Eatração + E repulsão e-e
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Aumento da Zef
Aumento da Zef
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40
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41
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 Os raios dos cátions são menores do que os raios dos seus respectivos átomos.
 Os raios dos ânions são maiores do que os raios dos seus respectivos átomos.
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Cátion é sempre menor que o átomo do qual é formado.
Ânion é sempre maior que o átomo do qual é formado.
3 - Raio Iônico 
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3 - Raio Iônico 
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Espécies Isoeletrônicas: 
apresentam o mesmo número de elétrons 
Aumento do raio
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É a energia necessária para remover 
1 elétron de um átomo no estado gasoso:
 A (g)  A + (g) + e-
EI1 primeira energia de ionização
EI2 segunda energia de ionização
EI3 terceira energia de ionização
EI1 < EI2 < EI3
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n = 1
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camada n=1 preenchida
camada n=2 preenchida
camada n=3 preenchida
camada n=4 preenchida
camada n=5 preenchida
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Tendência Geral na Primeira Energia de Ionização 
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∆H = -328 kJ/mol
∆H = -141 kJ/mol
Elementos com alta afinidade eletrônica:
Processos exotérmicos
AFINIDADE ELETRÔNICAÉ a energia envolvida no processo de adição de 1 elétron a um átomo no estado gasoso:
 A (g) + e-  A-(g)
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Conceito de Eletronegatividade de Mulliken
Eletronegatividade
Eletronegatividade
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CÁTIONS
ÂNIONS
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Tabela parcial de eletronegatividade segundo Mulliken 
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Elementos do Grupo 1A (ns1, n  2)
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Metais alcalinos:
Baixa energia de ionização,
tendência a perder o único e-
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Elementos do Grupo 2A (ns2, n  2)
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Metais alcalinos-terrosos:
Baixa energia de ionização,
tendência a formar íons M2+
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Elementos do Grupo 3A (ns2np1, n  2)
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O primeiro membro o Boro, é um semi-metal; os outros são metais.
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Elementos do Grupo 4A (ns2np2, n  2)
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C: não-metal
Si e Ge: são semi-metais
Sn e Pb: são metais 
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Elementos do Grupo 5A (ns2np3, n  2)
N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(aq)
P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(aq)
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N e P: não-metal
As e Sb: são semi-metais
Bi: é metal 
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Elementos do Grupo 6A (ns2np4, n  2)
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O, S e Se: não-metal
Te e Po: são semi-metais
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Elementos do Grupo 7A (ns2np5, n  2)
X2(g) + H2(g) 2HX(g)
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Todos os halogênios são não-metais que apresentam fórmula geral X2.
Reagem com H2 para formar haletos de hidrogênio.
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Elementos do Grupo 8A (ns2np6, n  2)
Camadas ns e np completas.
Elementos com alta energia de ionização.
Não tem tendência de aceitar elétrons extra.
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