Tendências periódicas dos elementos químicos

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1 Energia de ionização E.I. = Energia mínima necessária para remover um ou mais e- de um átomo neutro em seu estado fundamental no estado gasoso. 1 ª E.I. do sódio: Na (g) Na + (g) + e - 2ª E.I. do sódio: Na (g) + Na (g) 2+ + e- Quanto maior a E.I., mais difícil a remoção de um elétron.

2 Os fatores que influenciam o tamanho atômico também influenciam as E.I. 1- Em cada período, I aumenta com o aumento de Z. 2- Em cada grupo, I diminui com o aumento de Z.

3 Variações das E. I. sucessivas Pela análise desses valores numéricos, pode-se saber quantos e- podem ser perdidos por um dado e-.

4 Variações das E. I. sucessivas As E.I. aumentam à medida que os e- são removidos: I 1 <I 2 <I 3 etc... Exemplo: Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 As energias variam de 876 a 4360 kj/mol, para a retirada dos quatro primeiros e-. A remoção do quinto e- é inviável, pois necessita de uma quantidade muito grande de energia. Isso pois os e- do nível 2p estão mais próximos do núcleo e apresentam Z ef maiores que os e- 3s e 3p do nível de valência.

5 Irregularidades das E. I. sucessivas

6 Irregularidades das E. I. sucessivas As irregularidades dentro de um período são poucas e sutis. Um exemplo Clássico diz respeito ao par Be e B. Pela tendência geral descrita anteriormente, se esperaria que o B tive a maior I 1. Porém, experimentalmente, observa-se o oposto. A forma de preenchimento dos orbitais também deve ser levado em consideração.

7 Irregularidades das E. I. sucessivas No B o e- a ser removido está no orbital 2p, enquanto o Be está no orbital 2s. Um elétron 2s está mais firmemente preso ao núcleo do que um elétron 2p, o que conduz à baixa energia de ionização do B. Ainda que a carga nuclear do B seja maior, os e- 2s no B podem blindar parte desta carga do seu e- 2p.) Portanto, menor energia é requerida para remover o e- 2p do B, em relação ao e- 2s do berílio, mesmo com a maior carga nuclear do B.

8 Irregularidades das E. I. sucessivas Uma irregularidade também é observada para a I 1 do N (1s 2 2s 2 2p 3 ) e do O (1s 2 2s 2 2p 4 ). Essa é ligeiramente diferente ao caso do Be e do B. A 1ª E.I. do O é mais baixa do que a esperada, porque o e- é removido de um orbital 2p que contém um segundo e-. Dois e- no mesmo orbital ocupam a mesma região do espaço e se repelem com maior intensidade do que se estivem em orbitais diferentes. A repulsão inter eletrônica facilita a remoção do elétron do átomo de oxigênio. No átomo de N não há tal repulsão. Assim, quando o e- abandona o orbital 2p do O, é como se ele fosse "empurrado" pelo outro e- daquele orbital.

9 Tendências periódicas dos elementos A energia de ionização é expressa em elétron-volts (ev), onde 1 ev é a energia adquirida por um elétron quando é submetido a uma diferença de potencial de 1 V. Pode-se deduzir que 1 ev é equivalente a kj/mol. A 1ª E.I. do H é de 13,6 ev. Então, remover um e- do H é equivalente a arrastar esse e- através de uma diferença de potencial de 13,6 V.

10 As energias de ionização podem ser medida em elétron-volts [ev] ou em (quilo)joules por mol [(k)j/mol]. Tem-se abaixo um exemplo com base no alumínio onde a medida desta energia encontra-se expressa em quilojoules por mol (kj/mol). 1º Potencial de ionização do Al (I 1 ): Al (g) (+ I 1 ) Al + (g) + e- I 1 = + 577,5 kj/mol 2º Potencial de ionização do Al (I 2 ): Al + (g) (+ I 2 ) Al2+ (g) + e- I 2 = ,7 kj/mol 3º Potencial de ionização do Al (I 3 ): Al 2+ (g) (+ I 3 ) Al3+ (g) + e- I 3 = ,8 kj/mol Note que os sinais de todas as energias são positivas, significando que a energia é consumida nos processos das perdas dos e-.

11 Energia de Afinidade eletrônica A.E. = Energia mínima necessária para adicionar um ou mais e- de um átomo neutro em seu estado fundamental no estado gasoso. Para a maioria dos elementos, quando se adicionam e- em um átomo há liberação de energia: 1 ª A.E. do Cl: Cl (g) + e - Cl - (g), E<0 1ª E.I. do Cl: Cl (g) Cl (g) + e-, E = kj/mol Para alguns elementos específicos, como os gases nobres, A.E. tem valor positivo. Isso significa que o ânion tem energia mais alta do que os átomos e e- separados. Ar(g) + e- Ar - (g) E>0 Como E>0, o íon Ar - é muito instável e não se forma na prática.

12 Energia de afinidade eletrônica A A.E. torna-se mais negativa à medida que caminhamos para os halogênios, tendo A.E. altas por terem seus ânions com orbitais p totalmente preenchidos. Os G.N. apresentam altas A.E. onde o e- adicional teria que entrar em um orbital de maior energia, o que configura um situação energeticamente desfavorável. Para o Be e o Mg ocorre o mesmo. Note que o Cl, é o elemento de maior afinidade eletrônica, liberando a maior das energias ao receber um elétron, (ΔH= 349 kj/mol).

13 Irregularidades das A. E. As A.E. não variam muito à medida que descemos um grupo. Para o F, o e- adicionado entra em um orbital 2p, para o Cl em um 3p, para o Br em um 4p, e assim por diante. Conforme descemos em um dado grupo, as repulsões elétron-elétron são reduzidas progressivamente. Essas repulsões fazem com que as energias de A.E. sejam positivas ou menos negativas do que poderiam ser. As A.E. do grupo 5ª (N, P, As e Sb) também apresentam peculiaridades. Esse grupo apresenta subníveis p preenchidos pela metade, onde o e- entrará em um subnível ocupado, aumentando as repulsões elétron-elétron. Assim, esses elementos têm A.E. positivas (N) ou menos negativas que as de seus vizinhos à esquerda (P, As, Sb).

14 Tendências periódicas dos elementos ELETRONEGATIVIDADE/ELETROPOSITIVIDADE Poder de um átomo de atrair elétrons quando faz parte de um composto. Assim, diz-se que ele é eletronegativo. Se o átomo apresenta a maior tendência para perder elétrons, diz-se que ele é eletropositivo. Eletronegatividade de Mulliken (χ m ): m ( I A. E.) 2

15 ELETRONEGATIVIDADE H B C N O F Cl Br I Fr