Propriedades da tabela periódica

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Martín Custódio Quintão
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1 Propriedades da tabela periódica Química Geral Prof. Edson Nossol Uberlândia, 30/09/2016

2 calcogênioos halogênios Metais alcalinos Metais alcalinos terrosos Gases nobres Metais de transição

3 Dimitris Mendeliev (1869) Propriedades características dos átomos mostram variações periódicas regulares com o número atômico Li, Na, K: lábeis (reativos) ns 1 He, Ne, Ar: não-lábeis (inertes) ns 2 np 6

4 Li : fármaco antipsicótico

5 Na Z= 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na + 1s 2 2s 2 2p 6

6 Cl Z= 17 H 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

7 Raio atômico 90 % da densidade eletrônica Metade da distância internuclear entre átomos vizinhos

8 Mais camadas eletrônicas (grupo) Raio atômico Carga nuclear efetiva aumenta (período)

9 Raio atômico Peter Agre Roderick MacKinnon Nobel em Química (2003) canais iônicos Canais são seletivos para Na+ (raio iônico menor que K+)

10 Espectroscopia fotoeletrônica E i = EI + E c EI =E i - E c E c EI 2p EI 2s EI 1s E c E c E c E c

11 Exemplo: Um certo elemento estudado por XPS mostra um espectro com 5 linhas distintas ( 5 Ec). Quais os possíveis elementos que podem originar esse espectro? Determinar os orbitais que podem originar o espectro 1s 2s 2p 3s 3p Elementos que possuem elétrons nesses orbitais Al Si P S Cl Ar

12 Energia de ionização Energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo em fase gasosa 1ª energia de ionização: remoção elétron menos firmemente ligado 2ª energia de ionização: maior que a primeira B 2+ (1s 2 2s 1 ) B 2+ (1s 2 2s 1 ) B 3+ (1s 2 ) 3ª energia de ionização: maior que a segunda

13 EI diminui Energia de ionização EI aumenta

14 Energia de ionização (desvios) EI B < EI Be Berílio Boro No boro o elétron mais externo ocupa o orbital 2p, ficando menos fortemente ligado

15 Energia de ionização (desvios) EI O < EI N Nitrogênio Oxigênio No oxigênio os elétrons no orbital 2p se repelem fortemente, compensando a maio carga nuclear

16 Afinidade eletrônica (E a ) Habilidade de um átomo (ou íon) em ganhar elétrons X (g) X - (g) Energia é liberada, então o íon é mais estável que o átomo neutro E a = E(átomo A) E(átomo A - ) 349

17 Ea diminui Gases nobres Afinidade eletrônica (E a ) Pode ser positiva ou negativa E a = -7 kj / mol N mais estável que N - Ea aumenta F: 1s 2 2s 2 2p 5 F - : 1s 2 2s 2 2p 6 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 Ne - : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

18 Eletronegatividade (c) Capacidade de um átomo tem de atrair densidade elétrônica de outro átomo c 1/2 (Ea + EI) Eletronegatividade de Mulliken

19 Eletronegatividade (c) Capacidade de um átomo tem de atrair densidade elétrônica (roubar) de outro átomo

20 Exercício: (a) Qual dos átomos deverá ter uma energia de ionização mais baixa: oxigênio ou enxofre? (b) Qual dos átomos deverá ter a maior segunda energia de ionização: Li ou Be?

21 Ligação iônica e suas propriedades Química Geral Prof. Edson Nossol Uberlândia, 30/09/2016

22 Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. c Cl = 3,0 c Br = 2,8 Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos não metal + não metal: c entre 0,3 e 1,6

23 Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. c Na = 0,9 Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. metal + metal

24 Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. c Na = 0,9 c Cl = 3,0 Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. metal + não metal: c 2

25 Ligação iônica NiCl 2.6H 2 O K 2 Cr 2 O 4 CoCl 2.6H 2 O transferência eletrônica CuSO 4.5H 2 O NaCl

26 Eletronegatividade (c) Capacidade de um átomo tem de atrair densidade elétrônica de outro átomo c 1/2 (Ea + EI) Eletronegatividade de Mulliken

27 Regra do octeto Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s 2 p 6 (não lábeis). A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.

28 Símbolos de Lewis Na Z= 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Cl Z= 17 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 elétrons que participam da ligação

Símbolos de Lewis 1 2 13 14 15 16 17 18 Na Z= 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Cl Z= 17 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Metal: número

29 Símbolos de Lewis Na Z= 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Cl Z= 17 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Metal: número total de pontos é o máximo de e - que ele pode perder Não -metal: número e - desemparelhados é igual n o elétrons ele ganha

30 Ligação iônica Fórmula: LiF O número total de elétrons perdidos pelo metal deve ser o mesmo do número total de elétrons ganhos pelo não metal Exercício: Use os diagramas dos orbitais e símbolos de Lewis para representar a formação da ligação entre os íons Na e O partindo de seus respectivos átomos, e determine a fórmula do composto.

31 Ligação iônica Fórmula: LiF O número total de elétrons perdidos pelo metal deve ser o mesmo do número total de elétrons ganhos pelo não metal Exercício: Use os diagramas dos orbitais e símbolos de Lewis para representar a formação da ligação entre os íons Mg e Cl partindo de seus respectivos átomos, e determine a fórmula do composto.

32 Ligação iônica As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável: Mg: [Ne]3s 2 Mg + : [Ne]3s 1 Mg 2+ : [Ne] não estável estável Cl: [Ne]3s 2 3p 5 Cl - : [Ne]3s 2 3p 6 = [Ar] estável

33 Ligação iônica NaCl 147 kj mol

34 Constante de Madelung Sólido Número de coordenação (cátion:ânion) Constante de Madelung (A) ZnS 4:4 1,638 NaCl 6:6 1,748 CsCl 8:8 1,763

35 Expoente de Born Configuração do íon Expoente de Born (a) [He] 1s 2 5 [Ne] ou 2s 2 2p 6 7 [Ar] ou 3s 2 3p 6 9 [Kr] ou 4s 2 4p 6 10 [Xe] ou 5s 2 5p 6 12

gasoso, se aproximam De uma distância infinita até uma

36 Expoente de Born U = E + Er = ANq+ q e 2 4πεr + NB r n U = energia liberada quando um mol de pares de íons, no estado gasoso, se aproximam De uma distância infinita até uma distância de equilíbrio para formar um sólido iônico Máxima atração Mínima repulsão

37 Expoente de Born U = E + Er = ANq+ q e 2 4πεr + NB r n U = energia liberada quando um mol de pares de íons, no estado gasoso, se aproximam De uma distância infinita até uma distância de equilíbrio para formar um sólido iônico U 0 = ANq+ q e 2 4πεr + ( 1-1 n )

38 Propriedades sólidos iônicos Sólido iônico Retículo de Bravais Ponto de fusão ( C) NaCl KCl MgO cúbico face centrada cúbico face centrada cúbico face centrada Solubilidade em água (mg ml -1 ) 801 0, , , U 0 = ANq+ q e 2 4πεr + ( 1-1 n )

39 Propriedades sólidos iônicos Valores altos de ponto de fusão e ebulição

40 Propriedades sólidos iônicos Dureza força externa Cargas iguais se repelem Cristal quebra

41 Propriedades sólidos iônicos Condutividade sólido sólido fundido solução

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