PERIODICIDADE. Química Geral Augusto Freitas

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1 PERIODICIDADE Química Geral Augusto Freitas 1

2 1 A organização da Tabela Periódica As colunas são denominadas Grupos ou Famílias As linhas são denominadas Períodos. 2

3 1 A organização da Tabela Periódica 3

4 2 Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica O número do grupo é equivalente a soma dos elétrons dos últimos subníveis preenchidos s, p e d. No bloco S, o número do grupo (1 ou 2) é igual ao número de elétrons de valência. A camada de valência indica o período em que se encontra o elemento na Tabela. Ex.: Fósforo P: 3p 3 3: indica o período Camada de valência: 3s 2 3p 3 Somando: = 5 elétrons de valência Portanto, o P está no 3 período e família VA ou grupo 15

5 2 Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica Grupo 1 2º 3º 4º 5º 6º 3 Li Lítio 11Na Sódio 19K 37Rb 55Cs Potássio Rubídio Césio 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 36Kr 5s 1 54Xe 6s 1 1 elétron na camada de valência ns 1 : n é o número do período 7º 87Fr Frâncio 86Rn 7s 1 5

6 2 Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica Grupo 2 2º 3º 4 Be Berílio 12Mg Magnésio 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2 elétrons na camada de valência 4º 5º 6º 20Ca 38Sr 56Ba Cálcio Estrôncio Bário 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 36Kr 5s 2 54Xe 6s 2 ns 2 : n é o número do período 7º 88Ra Rádio 86Rn 7s 2 6

7 2 Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica A Tabela é dividida em blocos s, p, d e f, nomes das últimas subcamadas ocupadas, de acordo com o princípio da construção. 7

8 2 Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica 8

9 2 Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica 9

10 2 Estrutura Eletrônica e Tabela Periódica Exemplos 11 Na 1s 2 2s 2 2p6 3s 1 17 Cl 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p 5 10

11 3 Propriedades Periódicas Propriedades dos elementos químicos que variam ao longo do período, na tabela periódica. Entre as propriedades periódicas temos: raio atômico raio iônico energia de ionização afinidade eletrônica 11

12 3.1 Raio Atômico O raio atômico de um elemento é definido como sendo a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos. Ex. As distâncias entre os núcleos no Br 2 e no Cl 2 são respectivamente 228 pm e 198 pm. O raio atômico de cada um pode ser definido simplesmente como metade desta distância, 114 pm para o bromo e 99 pm para o cloro. O raio atômico geralmente decresce da esquerda para a direita ao longo de um período e cresce com o valor de n em cada grupo. 12

13 Carga Nuclear Efetiva 3.1 Raio Atômico 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. Apenas uma parte da carga nuclear (Z) atua realmente sobre os elétrons: é a Carga Nuclear Efetiva (Z ef ). 13

14 Carga Nuclear Efetiva 3.1 Raio Atômico A carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron é dada por: Z ef = Z S Z ef = carga nuclear efetiva Z = carga nuclear (número atômico) S = constante de blindagem Cada elétron de um átomo é protegido (blindado) do efeito de atração da carga nuclear pelos elétrons do mesmo nível de energia e, principalmente, pelos elétrons dos níveis mais internos. Este efeito é conhecido como efeito de blindagem. 14

15 Carga Nuclear Efetiva 3.1 Raio Atômico A carga nuclear efetiva que atua sobre um elétron é dada por: Z ef = Z S Z ef = carga nuclear efetiva Z = carga nuclear (número atômico) S = constante de blindagem Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Z ef ) diminui. Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Z ef diminui. 15

16 3.1 Raio Atômico 16

17 3.1 Raio Atômico 17

18 3.1 Raio Atômico 18

19 3.2 Raio Iônico O Raio Iônico de um elemento é a sua parte da distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. Em outras entre um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos. 19

20 3.2 Raio Iônico Na prática, tomamos o raio do íon óxido como 140 pm e calculamos o raio dos outros íons com base nesse valor. Assim, como a distância entre os centros dos íons Mg 2+ e O 2- no óxido de magnésio é 212 pm, o raio do Mg 2+ é 212 pm 140 pm = 72 pm. 20

21 3.2 Raio Iônico Tabelas comparativas das variações dos raios iônicos para alguns cátions e ânions 21

22 3.3 Energia de Ionização A energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa. X (g) X + (g) + e - (g) I = E(X + ) E(X) A energia de ionização é normalmente expressa em elétron-volts (ev) para um átomo isolado e em joules por mol de átomos (J mol 1 ). Na (g) Na + (g) + e - (g) EI = 496 kj/mol 22

23 3.3 Energia de Ionização Primeira energia de ionização, I, é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro na fase gasosa. Cu (g) Cu + (g) + e - (g) energia necessária I = 8,14 ev; 785 kj/mol Segunda energia de ionização, I 2, de um elemento é a energia necessária para remover um elétron de um cátion com carga unitária na fase gasosa. Cu + (g) Cu 2+ (g) + e - (g) energia necessária I 2 = 20,26 ev; 1955 kj/mol 23

24 3.3 Energia de Ionização Elementos com baixa energia de ionização devem formar cátions facilmente e devem conduzir eletricidade no estado sólido. Elementos com energias de ionização altas não devem formar cátions facilmente ou conduzir eletricidade. 24

25 3.3 Energia de Ionização As primeiras energias de Ionização geralmente decrescem com n em um grupo. As primeiras energias de Ionização geralmente aumentam em um período. 25

26 3.4 Afinidade Eletrônica A Afinidade Eletrônica, E AE, de um elemento é a energia liberada quando um elétron se liga a um átomo na fase gasosa. X (g) + e- (g) X - (g) + Energia E AE = E(X) E(X ) 26

27 3.4 Afinidade Eletrônica Uma alta AE significa que grande quantidade de energia é liberada quando um elétron se liga a um átomo na fase gasosa. Uma AE negativa significa que é necessário fornecer energia para fazer com que um elétron se ligue a um átomo. Cl (g) + e - (g) Cl - (g) E AE = 3,62 ev; 349 kj/mol Como o elétron tem energia mais baixa quando ocupa um dos orbitais do átomo, a diferença E(Cl) E(Cl ) é positiva e a AE do cloro é positiva. 27

28 3.4 Afinidade Eletrônica 28