Universidade Federal de Sergipe Departamento de Química. Disciplina de Química I. Prof. Dr. Adriano Bof de Oliveira. São Cristóvão, 2011

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1 Universidade Federal de Sergipe Departamento de Química Disciplina de Química I Prof. Dr. Adriano Bof de Oliveira São Cristóvão, 2011

2 Avaliações Datas: 21 e 29 de julho Locais: Didática 4 Turma M1 Sala 002 Turma M6 Sala 003 Turma T2 Sala 009 Turma T5 Sala 011

3 Química - A Ciência Central Autor: Brown / Lemay / Bursten Editora: Pearson Education

4 Princípios de Química Autores: Jones, Loretta; Atkins, Peter Editora: BOOKMAN

5 Química - Um Curso Universitario Autor: Mahan, L. Kathleen Editora: Edgard Blucher

6 Temas desta aula: -Distribuição Eletrônica -Princípio de Exclusão de Pauli -Regra de Hund -Blindagem/Regra de Slater/Carga Nuclear Efetiva -Propriedades Periódicas

7 Configurações eletrônicas Regra de Hund As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento estão localizados. Três regras: - Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. - Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (princípio de exclusão de Pauli). - Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).

8 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos

9 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau. Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para um sistema de um só elétron. À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor.

10 Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos

11 Distribuição dos elétrons nos orbitais

12 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10...

13 Distribuição dos orbitais em função dos níveis de energia

14 Representações orbitais Orbitais s Todos os orbitais s são esféricos. À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero. Em um nó, Ψ 2 = 0 Para um orbital s, o número de nós é n-1.

15 Representações orbitais

16 Orbitais s

17 Representações orbitais Orbitais p Existem três orbitais p, p x, p y, e p z. Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y-e z-de um sistema cartesiano. As letras correspondem aos valores permitidos de m l, -1, 0, e +1. Os orbitais têm a forma de halteres. À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.

18 Representações orbitais Orbitais p

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20 Representações orbitais Orbitais d e f Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y-e z. Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y-e z. Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.

21 Representações orbitais

22 Átomos polieletrônicos Orbitais e suas energias Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados. Para n 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons interagem entre si. Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas com muitos elétrons.

23 Átomos polieletrônicos Orbitais e suas energias

24 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10...

25 Configurações eletrônicas Configurações eletrônica condensadas O neônio tem o subnível 2p completo. O sódio marca o início de um novo período. Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como Na: [Ne] 3s 1 [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].

26 Configurações eletrônicas Metais de transição Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos. Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser preenchidos. Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são os elétrons de valência.

27 Configurações eletrônicas Lantanídeos e actinídeos Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. Observe: La: [Kr]6s 2 5d 1 4f 1 Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras raras. Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos. A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.

28 Configurações eletrônicas e a tabela periódica A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas. O número do periodo é o valor de n. Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido. Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido. Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido. Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

29 Configurações eletrônicas e a tabela periódica

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31 1A: ns 1 np 0 7A: ns 2 np 5

32 O desenvolvimento da tabela periódica Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos. A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre elementos não descobertos?

33 O 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.

34 O desenvolvimento da tabela periódica A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. 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.

35 Carga nuclear efetiva 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 (Z eff ) diminui. Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Z ef diminui.

36 Carga nuclear efetiva Todos os orbitais ns têm a mesma forma, mas tamanhos e números de nós diferentes. Considere: He: 1s 2, Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 e Ar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. A densidade eletrônica radial é a probabilidade de se encontrar um elétron a uma determinada distância.

37 Zef = Z S Zef= Carga Nuclear efetiva. Z= Número de Prótons no Núcleo. S= Número de elétrons que está entre o núcleo e o elétron em questão.

38 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.

39 Tamanho dos átomos e dos íons Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do orbital aumenta. Considere os orbitais s. Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando n aumenta. A simetria esférica dos orbitais pode ser vista nos mapas de relevos. Mapas de relevos são pontos conectados de densidade eletrônica igual.

40 Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam periodicamente. O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica. Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam. Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores. Existem dois fatores agindo: Número quântico principal, n, e a carga nuclear efetiva, Z ef.

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42 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. 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.

43 Variação do Raio Atômico (r, em Å) dos Elementos Químicos em Função do Incremento do Número Atômico (Z)

44 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.

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46 Tamanho dos átomos e dos íons Tendências dos tamanhos dos íons Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um grupo na tabela periódica. 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 : O 2- > F - > Na + > Mg 2+ > Al 3+

47 Átomos C. E. Íons C. E. O 1s 2 2s 2 2p 4 O 2-1s 2 2s 2 2p 6 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 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na + 1s 2 2s 2 2p 6 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Mg 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Al 3+ 1s 2 2s 2 2p 6

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49 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 -. Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.

50 Energia de Ionização Energia de Ionização, I, é a energia mínima necessária para remover um elétron de um elemento químico na fase gasosa. A (g) A + (g) + e - I em ev = Energia adquirida por um elétron quando ele passa por uma diferença de potencial de 1 V. 1 ev = 96,49 kj mol -1. I depende do tamanho do átomo, carga do núcleo, efeito de proteção das camadas internas do elétrons e do tipo de elétron envolvido. Primeira Energia de Ionização A(g) A + (g) + e - Segunda Energia de Ionização A(g) + A 2+ (g) + e - Terceira Energia de Ionização A(g) 2+ A 3+ (g) + e -

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52 Variação da Primeira Energia de Ionização, I em ev em Função do Incremento do Número Atômico, Z

53 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. Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período. Ao longo de um período, Z ef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron. São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.

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55 Energia de ionização Configurações eletrônicas de íons Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n: Li (1s 2 2s 1 ) Li + (1s 2 ) Fe ([Ar]3d 6 4s 2 ) Fe 3+ ([Ar]3d 5 ) Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível: F (1s 2 2s 2 2p 5 ) F (1s 2 2s 2 2p 6 )

56 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: Cl(g) + e - Cl - (g) A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica: Ar(g) + e - Ar - (g)

57 Afinidade Eletrônica Afinidade Eletrônica, A e, pode ser definida como a variação da energia provocada pelo ganho de um elétron por um átomo neutro em estado gasoso. A (g) + e - A - (g) A e é determinada pelo nível energético do orbital desocupado de menor energia de um átomo no estado fundamental. A e em ev ou kj mol -1, onde 1 ev = 96,49 kj mol-1. A e pode ser positiva (processo endotérmico) ou negativa (processo exotérmico) e está relacionada à variação da entalpia associada ao ganho de elétron por um átomo neutro em estado gasoso.

58 A Afinidade Eletrônica pode ser determinada indiretamente, através do ciclo de Haber-Born e está associada à entalpia para o recebimento de um elétron por um átomo no estado fundamental e gasoso K + (g)+e - (g)+cl(g) K + (g)+e - (g)+1/2cl 2 K + (g)+cl - (g) A e = -355 kj A e = 355 kj 89 K(g)+1/2Cl 2 (g) K(s)+1/2Cl 2 (g) KCl (s) Obs.: Todos os valores em kj

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60 Eletronegatividade Eletronegatividade, χ, é a tendência de um átomo de atrair elétrons quando combinado num composto químico. A energia de ionização (I) e a afinidade eletrônica (A e ) podem ser associadas à Eletronegatividade. Eletronegatividade de Mulliken: χ M = ½(I + A e )

61 Variação da Eletronegatividade de Pauling dos Elementos Químicos em Função do Incremento do Número Atômico, Z