A Tabela Periódica pode ser um guia para a ordem na qual os orbitais são preenchidos...

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Joana Medina Camilo
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1 Aula 02 - Tabela Periódica

2 TABELA PERIÓDICA

3 e Lothar Meyer

5 A Tabela Periódica pode ser um guia para a ordem na qual os orbitais são preenchidos... Pode-se escrever a distribuição eletrônica de um elemento com base em sua localização na Tabela Periódica...

6 Tabela Periódica Moderna A periodicidade nas propriedades dos átomos é melhor representada se os elementos químicos estão em ordem CRESCENTE de Número Atômico (Z). Lei Periódica: O que é? Estabelece que os elementos químicos ordenados de acordo com o Número Atômico (Z) apresentam uma repetição periódica de suas propriedades

7 Tabela Periódica de Moderna Número atômico (Z) Símbolo e nome Massa atômica

8 Elementos Representativos Colunas Famílias ou Grupos Linhas Períodos Elementos Representativos Metais de transição externos Metais de transição internos

9 Configuração eletrônica x localização do elemento na TP Blocos: s, p, d, f Átomos no estado fundamental princípio de Aufbau Exemplos Na (Z=11) As (Z=33) Ru (Z=44)

10 Os períodos são numerados de acordo com o número quântico principal (n) da camada de valência. Os grupos (família) são numerados de acordo com número de elétrons na camada de valência que o elemento pertence. *n arábicos *n romanos (-10 p) Elétrons de valência 1 s 1 Camada ou nível eletrônico (n) Subcamada ou subnível (l ) Formato do orbital

11 Camada de valência É a camada mais externa que acomoda os elétrons (elétrons de valência). Exemplos: S (Z=16): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3s 2 3p 4 = 6 elétrons na camada de valência (6A) Ba (Z=56): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 6s 2 = 2 elétrons na camada de valência (2A) Br (Z=35): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 4s 2 4p 5 = 7 elétrons na camada de valência (7A)

12 A Estabilidade dos Gases Nobres 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn

13 Família 8A (Gases Nobres) Apresenta propriedades especiais, são pouco reativos. Gases Nobres Exibem propriedades nobres atribuídas devido ao fato de todos esses gases, exceto o hélio, apresentarem 8 elétrons na camada de valência.

14 Elementos representativos Bloco s configuração eletrônica de valência geral ns x

15 Elementos representativos Bloco p configuração eletrônica de valência geral ns 2 np x

16 Elementos transição externa Bloco d configuração eletrônica de valência geral ns 2 (n-1)d x

17 Elementos transição interna Bloco f configuração eletrônica de valência geral ns 2 (n-2)f x

18 Atividades!!! 1) Fazer a distribuição eletrônica, encontrar a família, período e subnível mais energético: K (Z=19) Cl (Z=17) Cr (Z=24) Nd (Z=60)

19 Propriedades Periódicas Raio Atômico Energia de ionização Afinidade eletronica Eletronegatividade

20 Raio Atômico Raio ligante ou raio covalente Permite estimar os comprimentos de ligação entre diferentes elementos em moléculas. Raio não-ligante ou raio de Van der Waals Permite determinar o tamanho do átomo..

No PERÍODO aumenta da direita para a esquerda, porque,

21 No GRUPO/FAMÍLIA aumenta de cima para baixo porque há um aumento do n de camadas ocupadas por elétrons. No PERÍODO aumenta da direita para a esquerda, porque, para um mesmo n de camadas, os elementos à esquerda possuem um Z menor.

22 Atividades!!! 1) Arranje cada um dos seguintes pares de elementos e íons na ordem crescente de raio atômico. Explique sua escolha. a) Ca, As e Br. b) B, Ga e Tl

23 Energia de Ionização (EI) A facilidade que os elétrons podem ser removidos de um átomo é um importante indicador químico dele. Ex.: Ligações Iônicas EI de um átomo ou íon EI de um átomo ou íon é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo ou íon gasoso isolado em seu estado fundamental.

24 Variações nas EI sucessivas Primeira energia de ionização EI 1, é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro na fase gasosa: Cu (g) Cu + (g) + e - (g) IE 1 = 7,73 ev

25 Segunda energia de ionização EI 2, é a energia necessária para remover um elétron de um cátion na fase gasosa: Cu + (g) Cu 2+ (g) + e - (g) IE 2 = 20,29 ev A EI 2 é MAIOR do que a primeira EI 1 (do mesmo elemento). Quanto maior a EI, mais difícil a remoção do elétron

26 Exemplo de EI do magnésio: EI 1 = 738kJ/mol Mg (g) Mg + (g) + e - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 EI 2 = 1.451kJ/mol Mg + (g) Mg 2+ (g) + e - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 I1 < I2 < I3 etc em cada remoção sucessiva, um elétron é afastado de um íon cada vez mais positivo, necessitando por isso, mais energia cada vez.

27 Tendência Periódica da EI No grupo EI aumenta de baixo para cima. No período EI aumenta da esquerda para a direita.

28 Atividades!!! 3) Arranje cada um dos seguintes pares de elementos e íons na ordem crescente de energia de ionização. Explique sua escolha. a) C, O e Li b) N, As e Sb

29 Afinidade eletrônica (AE) Variação de energia quando um elétron é ADICIONADO a um átomo gasoso. Mede a atração, ou afinidade, de um átomo pelo elétron adicionado. Ex. Cloro Cl (g) + e - Cl - (g) Energia liberada = E ae -349 kj.mol -1

30 Afinidade eletrônica (AE) Quanto maior a atração entre determinado átomo e um elétron adicionado, MAIS negativa será a AE. Ex.: gases nobres (AE tem valor +, significa que o ânion tem energia mais alta que os átomos e elétrons separados) Ar (g) + e - Ar - (g) [Ne] 3s 2 3p 6 [Ne] 3s 2 3p 6 4s 1 E ae > 0

31 Afinidade eletrônica Quanto maior a atração entre determinado átomo e um elétron adicionado, mais negativa será EA.

32 IE mede a facilidade com que um átomo PERDE um elétron. AE mede a facilidade com que um átomo GANHA um elétron. Atividades!!! 4) Que elemento em cada um dos pares tem maior afinidade eletrônica. a) C e O b) Se e Br

33 Ligação Iônica Substâncias iônicas só são formadas se: A energia de ionização do metal for baixa. A afinidade eletrônica do não-metal for grande NaCl Na metal de BAIXA energia de ionização Cl não-metal com ALTA afinidade eletrônica

34 Eletronegatividade É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons para perto do núcleo, em comparação a outro átomo. O núcleo vai atrair os elétrons de valência uma vez que as camadas internas estão completas; Não é definida eletronegatividade para os gases nobres.

35 Escala de Eletronegatividade Linus Pauling ( ) Baseado em dados termodinâmicos

36 ELETRONEGATIVIDADE DOS ÁTOMOS Polaridade das Ligações Ajuda a descrever o compartilhamento dos elétrons entre os átomos Ligações covalentes Apolares: elétrons são compartilhados igualmente entre os átomos. Polares: elétrons não são compartilhados igualmente entre os átomos A-X

37 Energia de ionização: mede quão fortemente um átomo segura seus elétrons. Afinidade eletrônica: é uma medida de quão facilmente um átomo atrai elétrons adicionais. ÁTOMO AE muito NEGATIVA ELEVADA EI ALTAMENTE ELETRONEGATIVO Ex.: Flúor (F) AE EI Eletronegatividade 4,0

38 A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação! Diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em: F 2 F - F 4,0-4,0 = 0 Ligações Covalente Apolares Diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em: HF H - F 4,0-2,1 = 1,9 Ligações Covalente Polares Diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em: LiF Li - F 4,0-1,0 = 3,0 Ligações Iônicas

39 F 2 4,0-4,0 = 0 HF 4,0-2,1 = 1,9 LiF 4,0-1,0 = 3,0 Ligação Covalente Apolar Ligação Covalente Polar Ligação Iônica

40 Praticar!! Coloque as ligações abaixo em ordem crescente de polaridade e diga qual ligação é mais polar: S - Br, S - Cl, Se Cl e Se Br? Eletronegatividades: Se (2,4) Cl (3,0) Br (2,8) S (2,5)

41 Atividades!!! 5) Qual é a ordem crescente de eletronegatividade dos halogênios? 6) Compare os três elementos Li, N e F Coloque-os em ordem crescente de: a) Raio atômico b) Energia de ionização c) Qual elemento você espera que apresente o valor mais negativo de afinidade eletrônica.

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