Propriedade periódica dos elementos

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Rui Machado
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1 Propriedade periódica dos elementos

2 O desenvolvimento da tabela periódica 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. Z ef = Z - S

3 Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Z ef = Z S Z ef = = 2

4 Tamanho dos átomos e dos íons Considere uma molécula diatômica simples. 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.

, descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo

5 Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos 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.

Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante.

6 Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua. Li (Z=3): 1s 2 2s 1 Z ef = 3 2 = 1 Be (Z = 4): 1s 2 2s 2 Z ef = 4 2 = 2 B (Z = 5): 1s 2 2s 2 2p 1 Z ef = 5 2 = 3 C (Z = 6): 1s 2 2s 2 2p 2 Z ef = 6 2 = 4 N (Z = 7): 1s 2 2s 2 2p 3 Z ef = 7 2 = 5 O (Z = 8): 1s 2 2s 2 2p 4 Z ef = 8 2 = 6 F (Z = 9): 1s 2 2s 2 2p 5 Z ef = 9 2 = 7 Ne (Z = 10): 1s 2 2s 2 2p 6 Z ef = 10 2 = 8

8 Tamanho dos átomos e dos íons Tendências 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.

10 Tamanho dos átomos e dos íons Tendências dos tamanhos dos íons Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons. +2e - O (Z = 8): 1s 2 2s 2 2p 4 O 2- (Z = 8): 1s 2 2s 2 2p 6 +1e - F (Z = 9): 1s 2 2s 2 2p 5 F - (Z = 9): 1s 2 2s 2 2p 6-1e - Na (Z = 11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na + (Z = 11): 1s 2 2s 2 2p 6 Quando a carga nuclear (Z) aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores : O 2- > F - > Na + > Mg 2+ > Al 3+ Z =

11 Energia de ionização A energia de ionização, I, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso: Ex.: H(g) H + (g) + e -. *

12 Energia de ionização Quanto maior a dificuldade para se remover o elétron, maior será a energia de ionização. A primeira energia de ionização, I 1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso: Na(g) Na + (g) + e -. A segunda energia de ionização, I 2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso: Na + (g) Na 2+ (g) + e -.

13 Energia de ionização Quanto maior a dificuldade para se remover o elétron, maior é a energia de ionização.

14 Energia de ionização 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.

15 Energia de ionização Variações nas energias de ionização sucessivas Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

16 Energia de ionização Variações nas energias de ionização sucessivas Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

17 Energia de ionização Variações nas energias de ionização sucessivas Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

18 Energia de ionização Variações nas energias de ionização sucessivas Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 Si + : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 + e - Si 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 + e - Si 3+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 + e - Si 4+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 + e - Si 5+ : 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 5 + e - I 1 = 787 kj/mol I 2 = kj/mol I 3 = kj/mol I 4 = kj/mol I 5 = kj/mol

19 2s 2 2p 4 N O Be B 2s 2 2p 1

20 Energia de ionização Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização Os elétrons s têm maior penetração no átomo do que os elétrons p.

21 Energia de ionização Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização Conseqüentemente, a formação de s 2 p 0 a partir de s 2 p 1 se torna mais favorável (envolve menor energia) do que a formação de s 1 a partir de s 2 (envolve maior energia). B: s 2 p 1 B + : s 2 p 0 Be: s 2 p 0 Be + : s 1 p 0

22 Energia de ionização Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização Quando um segundo elétron encontra-se em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. A configuração s 2 p 3 é mais estável (possui menor energia) do que a configuração s 2 p 4. O: s 2 p 4 N: s 2 p 3

23 N: 2s 2 2p 3 O: 2s 2 2p 4 Be: 2s 2 2p 0 B: 2s 2 2p 1 Número atômico

25 Afinidades eletrônicas A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica quanto endotérmica: Cl(g) + e - Cl - (g) E = -349 kj/mol [Ne]3s 2 3p 5 [Ne]3s 2 3p 6 Ar(g) + e - Ar - (g) E > 0 [Ne]3s 2 3p 6 [Ne]3s 2 3p 6 4s 1

26 Afinidades eletrônicas

27 Afinidades eletrônicas * * * + e - 2A Be, Mg: ns 2 np 0 ns 2 np 1 * 5A N, P, As, Sb: + e ns 2 np 3 - ns 2 np 4

28 Afinidades eletrônicas A 2ª Afinidade eletrônica é sempre positiva: O + e - O - O - + e - O 2-1ª A.E. = -141 kj/mol 2ª A.E. = +844 kj/mol O elétron deve ser adicionado em um íon negativo, e a repulsão intereletrônica faz com que seja necessário fornecer energia para compensar essa repulsão. O elétron não vai se aproximar de um íon negativo sem uma forcinha

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