Química Geral e Inorgânica QGI0001 Eng a. de Produção e Sistemas Prof a. Dr a. Carla Dalmolin Distribuição Eletrônica Tabela Periódica
Orbitais e Números Quânticos N o Quântico Principal Camada Subcamada N o de Estados / Orbitais Subcamada N o de Elétrons Camada 1 K s 1 2 2 2 L s 1 2 8 p 3 6 3 M s 1 2 18 p 3 6 d 5 10 4 N s 1 2 32 p 3 6 d 5 10 f 7 14
A Energia dos Orbitais
A Energia dos Orbitais Um orbital pode ser ocupado por no máximo 2 elétrons Pelo princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. De acordo com as regras de Hund: Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli). Para os orbitais degenerados (de mesma energia), os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).
Diagrama de Pauling 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
Exemplos Z = 3 Lítio - Li 1s 2 2s 1 ---> 3 elétrons Berílio - Be Z = 4 1s 2 2s 2 ---> 4 elétrons 3s 3p 3s 3p 2p 2p 2s 2s 1s 1s
Exemplos Z = 5 Boro -B 1s 2 2s 2 2p 1 ---> 5 elétrons Z = 6 Carbono -C 1s 2 2s 2 2p 2 ---> 6 elétrons 3s 3p 3s 3p 2p 2p 2s 2s 1s 1s Por quê não emparelhar o elétron? Regra de HUND
Exemplos Z = 7 Nitrogênio - N 1s 2 2s 2 2p 3 ---> 7 elétrons Z = 8 Oxigênio - O 1s 2 2s 2 2p 4 ---> 8 elétrons 3s 3p 3s 3p 2p 2p 2s 2s 1s 1s
Exemplos Z = 9 Fluor - F 1s 2 2s 2 2p 5 ---> 9 elétrons Neônio - Ne Z = 10 1s 2 2s 2 2p 6 ---> 10 elétrons 3s 3p 3s 3p 2s 2p 2s 2p 1s 1s
Exemplos Sódio - Na Z = 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ou elétrons internos do Ne + 3s 1 [Ne] 3s 1 (notação de gás nobre) Iniciou-se uma nova camada (n = 3, camada M) Iniciou-se um novo período na tabela periódica Todos os elementos do grupo 1A tem a configuração: [elétrons internos] ns 1.
Tabela Periódica
Tabela Periódica Número de elétrons na camada de valência Gases Nobres Propriedades semelhantes
Propriedades Periódicas Propriedades que variam periodicamente de acordo com a Tabela Periódica Raio Atômico Energia de Ionização Afinidade Eletrônica / Eletronegatividade Por quê? Carga Nuclear Efetiva
Carga Nuclear Efetiva É a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico É diferente da carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons mais internos que os protegem da carga nuclear.
Raio Atômico É uma propriedades periódica dos elementos: varia consistentemente através da tabela periódica. Ao descermos em um grupo, o raio atômico aumenta Efeito do aumento no número quântico principal (n) Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornamse menores. Efeito da carga nuclear efetiva, Z ef. Z ef aumenta ao longo do período, aumentando a atração entre o núcleo e os elétrons na última camada
Energia de Ionização É a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo: Na Na + + e - Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron. A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo. À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron. Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período. Ao longo de um período, Z ef aumenta, aumentando a atração dos elétróns pelo núcleo. Desta maneira, torna-se mais difícil remover um elétron.
Tendências Periódicas em E 1 São duas exceções: A remoção do primeiro elétron p Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s 2 p 0 se torna mais favorável. A remoção do quarto elétron p Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s 2 p 3 resultante é mais estável do que a configuração inicial s 2 p 4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.
Eletropositividade / Eletronegatividade Elementos eletropositivos: são capazes de ceder seus elétrons de valência para se tornarem íons positivos (cátions) Elementos eletronegativos: são capazes de receber mais elétrons em sua eletrosfera, formando íons negativos (ânions) A eletronegatividade segue a mesma tendência da Energia de Ionização Um átomo tem grande afinidade por elétrons também tem uma alta energia de ionização A eletronegatividade aumenta ao se deslocar da esquerda para a direita (ao longo do período) A eletronegatividade aumenta de baixo para cima nos grupos da Tabela Periódica Átomos apresentam maior tendência em aceitar elétrons se suas camadas mais externas estiverem quase totalmente preenchidas e, portanto, com uma Z ef alta.
Resumindo...
Metais O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução aquosa). O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo. O caráter metálico diminui ao longo do período. Os metais têm energias de ionização baixas. A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.
Metais Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos. Todos metais do grupo 1A formam íons M +. Todos metais do grupo 2A formam íons M 2+. A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
Metais de Transição Todos os elementos do 4º período tem configuração [Ar]4s x 3d y e, portanto, são elementos do bloco d. Orbitais 3d usados do Sc-Zn
Metais de Transição Na formação de cátions, inicialmente são removidos elétrons da camada ns e depois elétrons da camada(n - 1)d. Ex: Fe [Ar] 4s 2 3d 6 perde inicialmente 2 elétrons ---> Fe 2+ : [Ar] 4s 0 3d 6 Fe Fe 2+ 4s 3d 4s 3d Depois, perde o terceiro elétron: Fe 3+ : [Ar] 4s 0 3d 5 4s Fe 3+ 3d
Lantanídeos e Actinídeos Todos estes elementos são chamados de elementos do bloco f e tem a configuração: Lantanídeos ou Terras Raras: [Xe]6s x 5d y 4f z Actinídeos: [Rn]7s x 6d y 5f z Orbitais 4f usados para Ce Lu, e 5f para Th - Lr
Hidrogênio É representado na Tabela Periódica acima da Família 1A devido à sua configuração eletrônica: 1s 1, mas não tem características de metal Ocorre como um gás diatômico incolor, H 2. Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H -, como perder seu elétron para formar H + : 2Na (s) + H 2(g) 2NaH (s) 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (g) O H + é um próton. A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H + (aq).
Gases Nobres A família dos Gases Nobres é formada por elementos com a distribuição eletrônica na camada de valência ns 2 np 6 O He possui a mesma configuração da camada de valência da Família 2A (2s 2 ), mas tem as propriedades de gás nobre porque seus orbitais estão completamente preenchidos São elementos não-metais e monoatômicos. 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.
Não-metais e Semi-metais
Os Não-Metais Os não-metais apresentam um comportamento mais variado que os metais. Quando os não-metais reagem com os metais, os nãometais tendem a ganhar elétrons: metal + não-metal sal 2Al(s) + 3Br 2 (l) 2AlBr 3 (s) Troca de elétrons Al Al 3+ + 3e Br + e Br -1
Semi-Metais ou Metalóides Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço. Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.