PROPRIEDADES PERIÓDIOCAS

Tamanho: px

Começar a partir da página:

Download "PROPRIEDADES PERIÓDIOCAS"

Vitorino Sanches Gomes
7 Há anos
Visualizações:

1 UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA INORGÂNICA I PROPRIEDADES PERIÓDIOCAS Prof. Fabio da Silva Miranda miranda@vm.uff.br Sala GQI 308, Ramal

O desenvolvimento da tabela periódica A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em ordem crescente de massa atômica; Faltaram alguns elementos nesse esquema; Exemplo: em 1871,

2 O desenvolvimento da tabela periódica 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; A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem 2 crescente de número atômico.

3 Eletronegatividade é a capacidade de um átomo em atrair elétrons para si próprio em uma ligação química Eletronegatividade Afinidade eletrônica - mensurável, Cl possui a maior Eletronegatividade - relativa, F possui a maior 3

4 Eletronegatividade dos elementos através da escala de Pauling 4

5 Eletronegatividade dos elementos através da escala de Pauling 5

6 Variação da eletronegatividade com o número atômico 6

7 Classificação das ligações pela diferença de eletronegatividade Diferença Tipo de ligação 0 Covalente 2 Iônica 0 < and <2 Covalente polar Aumento da diferença de eletronegatividade Covalente Compartilhamento de e - Covalente Polar Transferência parcial de e - Iônica Transferência de e - 7

8 Eletronegatividade Classificando as seguintes ligações como iônica, covalente polar ou covalente Ligação CsCl A ligação H 2 S ligação NN na molécula H 2 N-NH 2 Cs 0.7 Cl = 2.3 Iônica H 2.1 S = 0.4 Covalente Polar N 3.0 N = 0 Covalente 8

9 Ligações químicas e a diferença de eletronegatividade 9

10 Propriedades das ligações covalentes Eletronegatividade Ligações não-polares DEN = 0 Ligações polares DEN > 0 Ligações iônicas DEN >

11 Ligação covalente polar ou ligação polar é uma ligação covalente com grande densidade de elétrons ao redor de um dos dois átomos Região pobre em elétrons H Região rica em elétrons F Pobre em e - rica em e - H F d + d - 11

12 Momentos de Dipolo e Moléculas Polares Região pobre em elétrons H Região rica em elétrons F m = Q x r d+ d- Q é a carga r é a distância entre as cargas 1 D = 3.36 x C m 12

13 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 eff 13

14 Tendências do raio atômico 14

15 Tendências do tamanho 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+ 15

16 Configuração eletrônica da camada de valência 16

17 Energia dos orbitais atômicos da camada de valência 17

18 Carga nuclear efetiva Z eff (Slater) calculado baseando-se nas regras de Slater Z eff (Clementi) calculado usando a energia dos orbitais atômicos (mais preciso) 18

19 Variação periódica da carga nuclear efetiva Valores obtidos através da energia dos orbitais atômicos (método de Clementi) 19

20 Energia dos orbitais dos elementos dos blocos s e p 20

21 Variação da energia dos orbitais atômicos dentro de uma família ou grupo 21

22 Variação da energia dos orbitais atômicos dentro de uma família ou grupo 22

23 Efeitos relativísticos (A massa relativística do elétron) 2 E n = R H x Z eff E n = m ee 4 8ε 2 0 h 2 x Z 2 eff n = 1, 2, 3, n2 m rel = m 0 1 υ c 2 < υ rad > c n 2 m 0 = massa de descanso Por exemplo, energia do elétron no orbital 1s para o Urânio (Z = 92): Z m rel = m e 1 (0.67) m e 23

24 Efeitos relativísticos (A massa relativística do elétron) Exemplo, energia do elétron no orbital 1s para o mercúrio (Z = 80): < υ rad > c Z m rel = m e 1 (0.58) m e Não apenas a energia do orbital é afetada pela massa do elétron, a expressão do raio de Bohr também é afetada. a 0 = ε 0 h 2 m e πe 2 Z 24

25 Variação da energia dos orbitais atômicos para os orbitais s e p do 5ª e 6ª períodos 25

26 Efeitos relativísticos (A massa relativística do elétron) Efeitos relativísticos nas energias calculadas para os orbitais de valência s e p do grupo 14 26

27 Eletronegatividade Correlação entre a eletronegatividade de Pauling e a energia dos orbitais (representada pela média dos pesos da emergia dos orbitais de valência s e p) 27

28 Variação do tamanho atômico na tabela periódica Tendências dos raios atômicos 28

29 Variação do tamanho atômico na tabela periódica Tendências dos raios atômicos 29

30 Variação do tamanho atômico na tabela periódica Tendências dos raios atômicos nos grupos 13, 14 e 18 30

31 Variação do tamanho atômico na tabela periódica A sobreposição de orbitais valência pequenos resulta em ligações fortes 31

32 Variação da energia de ionização na tabela periódica A energia de ionização aumenta no período devido ao aumento da carga nuclear efetiva e diminui no grupo devido aos elétrons estarem sendo removidos de camadas mais distantes do núcleo 32

33 Variação da energia de ionização na tabela periódica Variação média da energia de ionização para remoção de todos os elétrons da camada de valência 33

34 Variação da energia da afinidade eletrônica na tabela periódica Afinidade eletrônica = entalpia de agregação de elétrons 34

35 Correlação da afinidade eletrônica e a energia dos orbitais de valência A anomalia presente no O e F é devido a repulsão extra dos elétrons no pequeno espaço atômico desse átomos 35

36 Ligações em elementos não-metálicos Variação da força da ligação para moléculas diatômicas homonucleares 36

37 Ligações em elementos não-metálicos Variação da entalpia de atomização para os elementos do segundo período 37

38 Relações diagonalizadas nos períodos 2 e 3 Raio atômico (pm) Eletronegatividade de Pauling 38

Entalpia de atomização A entalpia de atomização aumenta com o aumento do número de elétrons de valência; A entalpia de atomização de um elemento (DH a ) é a uma medida da energia

39 Entalpia de atomização A entalpia de atomização aumenta com o aumento do número de elétrons de valência; A entalpia de atomização de um elemento (DH a ) é a uma medida da energia necessária para formar átomos no estado gasoso; Para um sólido é a mudança de entalpia associada com a atomização do sólido; Para uma espécie molecular é a entalpia de dissociação da molécula. 39

40 Entalpia de atomização Variação da entalpia de atomização nos elementos dos blocos s e p O máximo ocorre para o grupo do carbono, onde os 4 elétrons da camada de valência estão participando de ligações. 40

41 Entalpia de atomização Variação da entalpia de atomização nos elementos dos blocos d O máximo ocorre para os grupos 5 e 6 (V e Cr), devido ao número máximo de elétrons desemparelhados para formar ligações mais fortes 41

42 Ponto de fusão dos elementos 42

43 Ligações em elementos do grupo 14 Estrutura do diamante, cada átomo faz 4 ligações 43

44 Ligações em elementos do grupo 14 Estrutura do hexagonal-romboédrico a-as, cada átomo faz 3 ligações 44

45 Ligações em elementos do grupo 14 Padrão de empilhamento de camadas (ABCABC etc) do a-as, a-sb e a-bi 45

46 Ligações em elementos do grupo 15 Anel de 8 membros do S 8 46

47 Ligações em elementos do grupo 16 Três vistas para o S 8 47

48 Ligações em elementos do grupo 16 Duas maneiras de observar a espiral do telúrio que repete-se a cada 4 átomos 48

49 Ligações em elementos do grupo 17 Duas maneiras de observar a estrutura do iodo 49

50 Ligações em elementos do grupo 17 Efeito antiligante 50

51 Ligações em elementos do grupo 17 Efeito antiligante 51

52 Estruturas metálicas 52

53 Estruturas metálicas 53

54 Empacotamento denso

55 Estruturas metálicas 55

56 Estruturas metálicas 56

57 Estruturas metálicas 57

58 Estruturas metálicas 58

59 Estruturas metálicas 59

60 Arranjo de bandas hipotético para o 6º período 60

61 Estruturas metálicas e não metálicas 61

62 Ligações entre átomos diferentes 62

63 Ligações entre átomos diferentes 63

64 Orbital de diagramas para o N 2 e LiF 64

65 Pontos de ebulição de haletos sódio, alumínio e silício 65

66 Diagrama de Van Arkel para espécies binárias 66

67 Estados de oxidação 67

68 Estados de oxidação 68

69 Estados de oxidação 69

Documentos relacionados

Capítulo 7 Propriedade periódica dos elementos

QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição Capítulo 7 Propriedade periódica dos elementos David P. White O desenvolvimento da tabela periódica Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos. A maior parte dos elementos