TABELA PERIÓDICA E PROPRIEDADES PERIÓDICAS. Prof. Cristiano Torres Miranda Disciplina: Química Geral QM83A Turma Q33

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1 TABELA PERIÓDICA E PROPRIEDADES PERIÓDICAS Prof. Cristiano Torres Miranda Disciplina: Química Geral QM83A Turma Q33

2 Johann Wolfgang Döbereiner John Alexander Reina Newlands Tríades Döbereiner Lei das Oitavas Dimitri Ivanovich Mendeleev Jullius Lothar Meyer 2 Massas Atômicas

3 A TABELA PERIÓDICA MODERNA Henry Gwyn-Jeffreys Moseley 3 Fig. 1 Tabela Periódica

4 A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS Camada e K L M N O Diagrama de Pauling 6 P Q 8

5 A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS 5 Fig. 2 Tabela Periódica e a ordem de preenchimento

6 A TABELA PERIÓDICA MODERNA Fig. 3 Tabela Periódica 6

7 A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS Fig. 4 Diagrama de Aufbaun para sistema polieletrônico. 7

8 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 de blindagem dos elétrons internos. Uma boa aproximação para o cálculo da Carga Nuclear Efetiva pode ser: Z* = Z S com S sendo o número de elétrons internos, ou da camada de blindagem. 8

9 Fig. 5 Carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons de valência do Mg 9

10 As regras de Slater para determinar S para um elétron específico: 1. A estrutura eletrônica do átomo é escrita em ordem crescente de números quânticos n e l: (1s) (2s,2p) (3s,3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f) (5s, 5p) (5d) Elétrons em grupos à direita não atuam com escudo para elétrons à sua esquerda. 3. A constante de blindagem S para elétrons de valência ns e np: a. Cada elétron no mesmo grupo contribui com 0,35 para o valor de S para cada um dos outros elétrons do grupo. b. Cada elétron nos grupos n-1 contribui com 0,85 para S. c. Cada elétron nos grupos n-2 ou menores contribui com 1,00 para S. 10

11 4. Para elétrons de valência nd e nf: a. Cada elétrons no mesmo grupo contribui com 0,35 para o valor de S para cada um dos outros elétrons no grupo. b. Cada elétron nos grupos à esquerda contribui com 1,00 para S. Orbitais e efeito de penetração 11 Fig. 6 Estrutura eletrônica e distribuição radial dos elétrons.

12 EXERCÍCIO Considerando as regras de Slater, determine qual a carga nuclear efetiva observada no último elétron de valência das epécies a seguir: 3Li 1s 2 2s 1 Z* =3-2 0,85 = 1,30 4Be 1s 2 2s 2 Z* =4-2 0,85 1 0,35 = 1,95 26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Z* = , ,85-1 0,35 = 3,75 26Fe 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 Z* = ,00-8 1,00-5 0,35 = 6,25 12

13 Raio Atômico: É baseado na distância que separa os núcleos dos átomos quando eles estão quimicamente ligados. Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo. 13 Fig. 7 Raio atômico

14 Tendências periódicas nos Raios Atômicos: 14

15 Fig. 8 Variação do Raio Atômico. 15

16 16 Fig. 9 Variação do raio atômico na tabela periódica

17 Tendências periódicas nas Energias de Ionização: 17 Fig. 10 Primeiras Energias de Ionização

18 18

19 Tabela 1: Valores das energias de ionização sucessivas, I, para os elementos de Na a Ar (KJ/mol) 19

20 Fig. 11 Primeiras Energias de Ionização para os elementos representativos nos seis primeiros períodos 20

21 Tendências periódicas nas Afinidades Eletrônicas: Fig. 12 Afinidades Eletrônicas em KJ/mol Elementos representativos dos primeiros cinco períodos da tabela periódica. 21

22 22

23 Tendências periódicas nas Eletronegatividades: Fig. 13 Eletronegatividade dos elementos 23

24 24

25 Tabela 2. Escalas de eletronegatividade. Pauling Mulliken Energias de ligação. Média de energia de ionização e afinidade eletrônica. Allred & Rochow Atração eletrostática proporcional a Z*/r 2. Sanderson Pearson Allen Jaffé Densidade de elétrons dos átomos. Média de energia de ionização e afinidade eletrônica. Energia média de elétrons da camada de valência, energias de configuração. Eletronegatividade do orbital. 25

26 Tabela 3. Eletronegatividade (unidades de Pauling) H 2,300 Li 0,912 Na 0,869 K 0,734 Rb 0,706 Cs 0,659 Be 1,576 Mg 1,293 Ca 1,034 Sr 0,963 Ba 0,881 Zn 1,588 Cd 1,521 Hg 1,765 B 2,051 Al 1,613 Ga 1,756 In 1,656 Tl 1,789 C 2,544 Si 1,916 Ge 1,994 Sn 1,824 Pb 1,854 N 3,066 P 2,253 As 2,211 Sb 1,984 Bi (2,01) O 3,610 S 2,589 Se 2,424 Te 2,158 Po (2,19) F 4,193 Cl 2,869 Br 2,685 I 2,359 At (2,39) He 4,160 Ne 4,787 Ar 3,242 Kr 2,966 Xe 2,582 Rn (2,60) 26

27 A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS Raios Atômicos e Raios Iônicos: 27

28 A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS 28 Fig. 14 Comparação dos raios em Å átomos neutros e íons

29 EXERCÍCIO O hidrogênio pode ser considerado um metal pelo fato de ocupar o grupo IA da tabela periódica? Explique. Colocar em ordem crescente (do menor para o maior) os átomos abaixo em relação ao raio atômico: C, C +4, C -4. Quais as razões da ordem escolhida? 29

30 Utilizando o diagrama de Aufbau abaixo, para sistemas polieletrônicos, faça a distribuição eletrônica e determine os 4 números quânticos do último elétron locado de cada elemento a seguir. 11 Na 22 Ti 33 As 35 Br 47 Ag 56 Ba 30

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