Periodicidade Química

Transcrição

1 Periodicidade Química - Elementos e Propriedades Periódicas - (Russel cap. 7; Atkins cap. 1) Curso Superior de Engenharia de Controle e Automação IFSC, Campus Chapecó Prof. Fabio M. da Silva

2 A TABELA PERIÓDICA E OS ELEMENTOS OBJETIVO: Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas propriedades químicas e físicas.; Na primeira tentativa, Mendeleev e Meyer organizaram os elementos em ordem crescente de massa atômica, fazendo que ficassem algumas lacunas na tabela; Ex.: 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. Em 1886 o Ge foi descoberto.

3 A TABELA PERIÓDICA E OS ELEMENTOS Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos; A maior parte deles foi descoberto entre 1735 e 1843; Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre elementos não descobertos? Carga nuclear! Ordem de número atômico (Z). ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA ATUAL

4 A LEI PERIÓDICA Sequência halogênio, gás-nobre e metal alcalino Se repete periodicamente Periodicidade química. Halogênio, gás nobre, metal alcalino Número atômico A Lei Periódica Fonte: Russel Vol. 1.

5 A TABELA PERIÓDICA E OS ELEMENTOS Classificação mais comum e geral dos elementos: Metal Metaloide Não Metal Metal: conduz eletricidade, tem brilho, é maleável e dúctil. Apresenta tendência em se oxidar perder elétrons, formando cátions. Metaloide: tem a aparência e algumas propriedades de metal, mas se comporta quimicamente como um não metal. Ex.: Si tem brilho metálico, mas é quebradiço. Utilizados na indústria de semicondutores. Não metal: não conduz eletricidade, não é maleável nem dúctil. Tendem a ganhar elétrons, formando ânions.

6 Localização dos 07 elementos metaloides. O berílio e o bismuto, são algumas vezes incluídos nessa classificação. O boro, embora não tenha a aparência de um metal, é incluído porque se parece quimicamente com o silício. Fonte: Atkins Fundamentos.

7 A TABELA PERIÓDICA E OS ELEMENTOS Classificação levando em conta as linhas verticais e horizontais: Grupos ou famílias (linhas verticais): Reunem os elementos com propriedades químicas semelhantes. Grupos maiores Cinco ou seis elementos Grupos representativos, principais ou grupos A

8 GRUPOS OU FAMÍLIAS Grupos menores Região central da tabela Grupos de Transição ou Grupos B

9 Grupos ou famílias com nomes especiais: Grupo 1: Grupo 2: Grupo 16: Grupo 17: Grupo 18: Metais alcalinos Metais alcalinos Terrosos Calcogênios Halogênios Gases Nobres Para os demais grupos, a identificação se dá apenas pelo número do grupo ou pelo elemento que inicia o grupo. Ex.: Grupo 14 ou grupo do carbono.

10 Estrutura da tabela periódica com os nomes de algumas regiões e grupos. Fonte: Atkins Fundamentos. Elementos de transição interna.

11 Algumas propriedades dos principais grupos Grupo 1: os metais alcalinos Todos os metais alcalinos são macios. A química é dominada pela perda de seu único elétron s: M M + + e - A reatividade aumenta ao descermos no grupo. a) lítio, b) sódio, c) potássio, d) rubídio e césio. Fonte: Atkins, Cap. 15.

12 Algumas propriedades dos principais grupos Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio (M=metal): Ver Vídeo! 2 M (s) + 2 H 2 O (l) 2 MOH (aq) + H 2(g) a) Lítio reage lentamente, b) sódio reage vigorosamente, c) potássio reage ainda mais que sódio. Fonte: Atkins, Cap. 15.

13 Algumas propriedades dos principais grupos Grupo 2: os metais alcalinos terrosos Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais alcalinos. A química é dominada pela perda de dois elétrons s: M M e -. Mg (s) + Cl 2(g) MgCl 2(s) 2 Mg (s) + O 2(g) 2 MgO (s) O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em diante: Ca (s) + 2 H 2 O (l) Ca(OH) 2(aq) + H 2(g)

14 a) berílio, b) magnésio, c) cálcio, d) estrôncio, e) bário. Fonte: Atkins, Cap. 15. Grupo 16: O Grupo do Oxigênio (Calcogênios) Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O 2 é um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal). O oxigênio (O 2 ) é um agente de oxidação potente, uma vez que o íon O 2- tem uma configuração de gás nobre. O enxofre é outro importante membro desse grupo, sendo que a forma mais comum é o S 8 amarelo.

15 Oxigênio líquido (O 2 ) - azul pálido (-183ºC). Ozônio líquido (O 3 ) - azul pálido (-112ºC). S 8 ortorrômbico em blocos. Galena PbS/ Cinábrio HgS/ pirita FeS 2 / esfarelita ZnS. Fonte: Atkins, Cap. 15.

16 Grupo 17: O Grupo dos Halogênios A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um ânion: X e - 2 X -. O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 2 F 2(g) + 2 H 2 O (l) 4 HF (aq) + O 2(g) ΔH = -758,9 kj. Sublimação do I 2 (s). Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X 2 ). Bromo líquido.

17 Grupo 17: O Grupo dos Halogênios O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl): Ele é 2 NaCl (aq) + 2 H 2 O (l) 2 NaOH (aq) + H 2(g) + Cl 2(g). A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que desinfeta a água de piscina: Cl 2(g) + H 2 O (l) HCl (aq) + HOCl (aq). Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com exceção do HF.

18 Grupo 18: Os gases nobres Todos esses são não-metais e monoatômicos. Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p completamente preenchidos. Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF 2, XeF 4 e XeF 6. Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF 2 e o HArF. Cristais de tetrafluoreto de xenônio, XeF 4. Preparado pela primeira vez em 1962 pela reação entre xenônio e flúor, sob 6 atm. E 400ºC. Fonte: Atkins, Cap. 15.

19 PERÍODOS Períodos (linhas horizontais) Numerados de 1 a 7. Correspondem as camadas eletrônicas. Os sete períodos da Tabela Periódica.

20 Tabela Periódica Atual Disponível em:

21 A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS Todo período tem início com a configuração ns 1 Grupos 1 e 2: Apresentam configuração ns 1 ou ns 2 na camada de valência BLOCO s Grupos 13 a 18: Apresentam configuração ns 2 np 1 a ns 2 np 6 na camada de valência BLOCO p

22 A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS Todo período tem início com a configuração ns 1 Grupos 3 a 12 (transição externa): Elementos de transição interna Apresentam configuração nd 1 a nd 10 no subnível mais energético BLOCO d Lantanídeos e Actinídeos - elétrons de maior energia emsubníveis f BLOCO f

23 A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS Diagrama de bloco da tabela periódica. Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 6.

24 Exercícios: 1) Usando apenas a tabela periódica, dê as configurações eletrônicas nos estados fundamentais de: a) C (Z=6) b) P (Z=15) c) Br (Z=35) d) As (Z=33) e) Pb (Z=82)

25 Exercícios: 2) Usando apenas a tabela periódica, dê o símbolo do átomo, no estado fundamental, que tem a seguinte configuração na camada de valência: a) 3s 2 b) 2s 2 2p 1 c) 4s 2 4p 3 d) 5s 2 5p 4 e) 6s 2 6p 6

26 Exercícios: 3) Utilize a tabela periódica para determinar a configuração eletrônica do tungstênio (W), que é usado nos filamentos da maioria das lâmpadas incandescentes.

27 Exercícios: 4) Que elemento é: a) Um halogênio do quinto período? b) Um gás nobre do terceiro período? c) Um metal alcalino com mais uma camada ocupada do que o potássio? d) Um elemento de transição com uma configuração 3d 3?

28 A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES ATÔMICAS Algumas propriedades atômicas Apresentam variações periódicas em função do Z RAIO ATÔMICO ENERGIA DE IONIZAÇÃO AFINIDADE ELETRÔNICA ELETRONEGA- TIVIDADE

29 1. RAIO ATÔMICO DE UM ELEMENTO Tem relação direta com o tamanho dos átomos, sendo definido como a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos. Metal: o raio é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em um sólido. Ex.: No cobre sólido a distância entre os núcleos vizinhos é de 256pm e o raio atômico será 128pm. (1pm=10-12 m). Raio atômico = r. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1.

30 RAIO ATÔMICO DE UM ELEMENTO Não metal ou metaloide: o raio é a metade da distância entre os núcleos de átomos unidos por ligação química (raio covalente). Ex.: No Cl 2 a distância entre os núcleos de uma molécula é de 198pm, logo o raio covalente do Cl será 99pm. Gás nobre: o raio é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra de gás solidificado (raio de van der Waals).

31 Variação dos raios atômicos na tabela periódica Os raios atômicos (em picômetros m) dos elementos do grupo principal. Os raios decrescem da esquerda para direita em um período e crescem de cima para baixo em um grupo. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1.

32 Variação dos raios atômicos na tabela periódica Variação dos raios atômicos nos períodos. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1, pág. 40.

33 Variação dos raios atômicos na tabela periódica Variação dos raios atômicos na tabela periódica (em Ångström m. Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 7.

34 Como explicar a variação do Raio Atômico nos grupos e nos períodos? GRUPOS PERÍODOS É explicado pela ocupação das camadas por elétrons, com o aumento do número quântico principal. É explicado pelo efeito do aumento da carga nuclear. Quanto maior a carga nuclear (maior Z), menor o raio.

35 RAIO DE UM ÍON O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico; 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. Raio iônico de um elemento é a sua parte da distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1, pág. 40.

36 Comparação entre raios atômicos e iônicos Comparação dos raios, em Å, de átomos neutros e íons. Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 7, pág. 224.

37 Exercícios: 5) Dos pares de elementos abaixo, prediga qual deverá apresentar maior tamanho: a) Rb (Z= 37) e Fr (Z= 87) b) K (Z= 19) e Ca (Z= 20) c) C (Z= 6) e N (Z= 7)

38 Exercícios: 6) Arranje cada um dos seguintes pares de íons na ordem crescente do raio iônico: a) Mg 2+ e Ca 2+ b) O 2- e F -

39 Exercícios: 7) Arranje cada um dos seguintes pares de íons na ordem crescente do raio iônico: a) Mg 2+ e Ca 2+ b) O 2- e F -

40 Exercícios: 7) Arranje cada um dos seguintes pares de íons na ordem crescente do raio iônico: a) Mg 2+ e Ca 2+ b) O 2- e F - Fonte: Princípios de Química, Cap. 1, págs. 41 e 42.

41 2. 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 -. (Cátion monovalente) 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 -. (Cátion bivalente) Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron; É expressa em elétron-volts (ev) para um átomo isolado ou em quilojoules por mol de átomos (kj.mol -1 ).

42 2. ENERGIA DE IONIZAÇÃO Para cada novo elétron removido de um átomo (2º, 3º,... elétron) mais energia é requerida. Primeira EI do Mg: 738 Segunda EI do Mg: 1451 kj.mol -1 kj.mol -1

43 Variações nas Energias de Ionização sucessivas Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 7, pág. 227.

44 Como explicar a variação da EI nos grupos e nos períodos? GRUPOS PERÍODOS A EI diminui à medida que descemos em um grupo, pois o elétron do nível mais externo é menos atraído pelo núcleo. Geralmente a EI aumenta ao longo do período, pois com o aumento da carga nuclear fica mais difícil remover um elétron.* * Exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.

45 Variação das EIs na tabela periódica 1º elétron p. 4º elétron p. Primeiras EIs dos elementos do grupo principal em kj/mol. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1.

46 Variação das EIs na tabela periódica Variação das primeiras EIs dos elementos nos períodos. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1.

47 Variação das EIs na tabela periódica As primeiras EI para os elementos representativos nos primeiros 6 períodos. Fonte: Química: a Ciência Central, Cap. 7, pág. 228.

48 ENERGIA DE IONIZAÇÃO Irregularidades nos períodos: Por que o boro (Z=5) apresenta menor E.I. que o berílio (Z=4) mesmo apresentando maior carga nuclear? Berílio Boro Életron a ser removido: 2s Életron a ser removido: 2p Mais atraído pelo núcleo Maior E.I. Menos atraído pelo núcleo Menor E.I.

49 ENERGIA DE IONIZAÇÃO Irregularidades nos períodos: Por que o oxigênio (Z=8) apresenta menor E.I. que o nitrogênio (Z=7) mesmo apresentando maior carga nuclear? Oxigênio Nitrogênio Életron removido de obital 2p com 2 elétrons Életron removido de orbital 2p com 1 elétron Maior a repulsão eletrônica Menor E.I. Menor repulsão eletrônica Maior E.I.

50 ENERGIA DE IONIZAÇÃO Observação: Gases Nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Apresentam elevadas energias de ionização, pois a remoção de um elétron quebra o octeto da camada de valência. Isso explica a pouca tendência de sofrerem reações.

51 Exercícios: 8) Para cada dos seguintes pares de átomos, indique qual tem a primeira energia de ionização mais alta e explique por que: a) S (Z= 16) e P (Z= 15) b) Al (Z= 13) e Mg (Z= 12) c) Sr (Z= 38) e Rb (Z=37) d) K (Z= 19) e Rb (Z= 37)

52 3. AFINIDADE ELETRÔNICA Quantidade de energia, ΔH, envolvida no processo em que um átomo no estado isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um íon negativo. Átomo ganha um elétron Energia é liberada Valor de ΔH é negativo Quanto mais negativo for ΔH, maior a tendência do átomo em receber um elétron.

53 3. AFINIDADE ELETRÔNICA Afinidade eletrônica negativa Afinidade eletrônica positiva Ânion formado é estável Ânion formado é instável Ocorre liberação de energia Necessário o fornecimento de energia - Os valores de afinidade eletrônica são difíceis de medir; - Não são conhecidos valores exatos para todos os elementos; - Alguns valores são calculados teoricamente.

54 3. AFINIDADE ELETRÔNICA A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. F (g) + e - F - (g) KJ

55 Como explicar a variação da AE nos grupos e nos períodos? GRUPOS PERÍODOS A AE tende a diminuir à medida que descemos em um grupo, pois a atração do núcleo em relação aos elétrons diminui. Geralmente a AE aumenta ao longo do período, pois com o aumento da carga nuclear fica mais fácil atrair um elétron.* * Exceções: a adição do primeiro elétron p e a adição do quarto elétron p.

56 3. AFINIDADE ELETRÔNICA 1º elétron p. 4º elétron p. Variação da AE em kj/mol, dos elementos do grupo principal. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1.

57 Cuidado com a notação do sinal! O Atkins utiliza sinal positivo para representar uma maior AE, Já o Russel utiliza sinal negativo para representar a maior AE! Afinidade eletrônica dos halogênios. Fonte: Química Geral, Russel, Vol. 1, Cap. 7. Elementos com maior afinidade eletrônica pois necessitam ganhar um elétron para completar o octeto.

58 3. AFINIDADE ELETRÔNICA Berílio e Magnésio Apresentam valores positivos para a afinidade eletrônica Elétrons devem ser adicionados no subnível p parcialmente blindado pelos elétrons do subnível s da mesma camada. Li (Z=3): 1s 2 2s 1 Be (Z=4): 1s 2 2s 2 2p 0 Mg (Z=12): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0 Maior afinidade Menor afinidade Menor afinidade

59 3. AFINIDADE ELETRÔNICA Nitrogênio e Fósforo Apresentam valores não tão negativos para a afinidade eletrônica Elétrons adicionados ocuparão o subnível p semipreechido ocasionando uma repulsão intereletrônica. C (Z=6): 1s 2 2s 2 2p 2 N (Z=7): 1s 2 2s 2 2p 3 P (Z=15): [Ne] 3s 2 3p 3 Maior A.E. Menor A.E. Menor A.E.

60 Exercícios: 9) Explique porque a AE do Carbono é maior do que a do Nitrogênio. a) Um átomo de C pode acomodar um elétron adicional em um orbital p vazio. b) Quando um elétron se adiciona a um átomo de N, ele deve se emparelhar com um elétron em um orbital p, o que é difícil devido a repulsão entre as cargas negativas. Assim o N tem menor AE que o C. Fonte: Princípios de Química, Cap. 1.

61 Exercícios: 10) Para cada dos seguintes pares de átomos, estabeleça qual elemento deveria ter a maior afinidade eletrônica e explique por que: a) Br (Z= 35) e I (Z= 53) b) Li (Z= 3) e F (Z= 9) c) F (Z= 9) e Ne (Z=10)

62 Bibliografia: 1. RUSSEL, J. B. Química Geral, vol.2, 2ed. São Paulo: Pearson Makron Books, ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, 5ed. Porto Alegre: Bookman, Brow, T. L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. Química a Ciência Central, 9ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005.