A tabela periódica é o guia para a ordem na qual os orbitais são preenchidos. Ela está estruturada de forma que os elementos com o mesmo padrão de configurações eletrônicas de níveis mais externos (valência) estejam distribuídos em colunas. O número total de orbitais em cada nível é dado por n 2 : 1, 4, 9 ou 16. Cada orbital pode comportar 2 e-, cada nível pode acomodar até 2n 2 e-: 2, 8, 18 ou 32. A estrutura da T.P. reflete essa estrutura do orbital. Os elementos podem ser agrupados pelos tipos de orbital dentro dos quais os elétrons são colocados. Mendeleev foi o cientista que constribuiu mais decisamente com a padronização e organização da tabela periódica moderna. À época de Mendeleev, somente 63 elementos eram conhecidos. Mendeleev colocou espaços vazios em sua tabela. Quando Ga, Sc e Ge foram isolados e caracterizados, suas propriedades quase idênticas aos elementos previstos para eka-aluminio, eka-boro e eka-silício, respectively. 1
Em 1913, Henry Moseley determinou as frequências de R-X emitidas pelos elementos, quando esses eram bombardeados por feixes de e- de altas energias. Ele descobriu que cada elemento produz R-X de frequência única, aumentando com o aumento da massa atômica de cada elemento. Assim, ele propôs que os elementos químicos na T.P. deveriam ser dispostos em ordem crescente de seus números atômicos. 2
In 1927, Friedrich Hund determinou como os orbitais são preenchidos por seus e-. A Regra de Hund estabelece que os arranjos de e- de menores energias são encontrados colocando-se e- em orbitais separados para emparelhá-los posteriormente. 3
Para o N, a forma de preenchimento é: 1s 2s 2p Para Ni, Z = 28 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4
Exceções encontradas nas configurações eletrônicas Algumas configurações eletrônicas são anômalas, como a do Cr e a do Cu, devido à proximidade energética dos orbitais 4s e 3d. Há algumas exceções no preenchimento dos orbitais. Cromio (Z=24) e Cobre (Z=29) apresentam as seguintes configurações eletrônicas: Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 Orbitais semipreenchidos (d 5 ) ou totalmente preenchidos (d 10 )são mais estáveis que as demais formas de preenchimentos dos orbitais. Caráter magnético dos elementos Uma substância paramagnética é fracamente atraída por um campo magnética, devido à presença dos e- desemparelhados. Uma substância diamagnética não é atraída por um campo magnético devido à ausência de e- emparelhados. 5
O conceito de Carga Nuclear Efetiva (Z ef ) Z ef = Relaciona-se com a força de atração entre o núcleo e os e- mais externos. Essa força depende da magnitude da carga nuclear líquida agindo no e- e da distância média entre o núcleo e o e-. A força de atração aumenta na mesma proporção que a carga nuclear, e diminui à medida que o e- se afasta do núcleo. O conceito de Carga Nuclear Efetiva (Zef) Em um átomo polieletrônico, cada e- é simultâneamente atraído pelo núcleo e repelido pelos outros e-, havendo também muitas repulsões entre os e-. Assim, a Z ef diz respeito sobre como um dado e- sente realmente a atração do núcleo. Z ef é definida como: Z ef = Z S Onde Z é a carga atômica do átomo e S é o fator de blindagem, o qual relaciona-se à proteção provocada nos e- de valência pelos e- que estão mais próximos do núcleo. Assim, qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e um e- mais externo diminui Z ef. Por outro lado, os e- de mesmo nível dificilmente blindam uns aos outros da carga do núcleo. Assim, a Z ef sofrida pelos e- mais externos é determinada basicamente pela diferença entre a carga do núcleo e a presença dos e- internos. 6
O conceito de Carga Nuclear Efetiva (Z ef ) Apesar do número de e- internos permanecer o mesmo à medida que nos movemos no período, a Z real aumenta. Os e- mais externos blindam uns aos outros de maneira pouco eficiente. Os e- 1s 2 do Li (1s 2 2s 1 ) blindam os e- mais externos com eficiência satisfatória. Os e- mais externos sofrem Z ef de aproximadamente 1+. Para o Be (1s 2 2s 2 ), a Z ef de cada e- 2s é em torno de 4 2 = 2+. Descendo em uma família, a Z ef sofrida pelos e- mais externos varia muito menos do que varia ao longo do período. Determinação da (Z ef ) São muitas as maneiras de calculas Z ef. Nesse curso, usaremos as Regras de Slater para calcular o fator de blindagem (S) de um dado elétron, segundo as regras: 1. Colocar a configuração eletrônica da seguinte maneira: (1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p) etc. 2. Os e- colocados à direita do e- onde a blindagem está sendo calculada não são contabilizados. 3. Se o e- de interesse for do tipo ns or np: a) Cada e- do mesmo grupo contribui com um fator de 0,35. Se for do orbital 1s, esse fator será 0,30. b) Cada e- em um grupo n-1 contribui com um fator de 0,85. c) Cada e- de um grupo n-2 ou menor (n-3, n-4) contribui com um fator de 1,00. 4. Se o e- de interesse for um nd ou nf: a) Cada e- do mesmo grupo contribui com 0,35. b) Cada e- de um grupo menor (à esquerda do e- considerado) contribui com um fator de 1,00. 7
Exemplo de uso das Regras de Slater Examplo de cálculo: Calcular a Zef do e- de valência do O (Z = 8). Configuração eletrônica: 1s 2 2s 2 2p 4 a) (1s 2 ) (2s 2 2p 4 ), n=2 b) S = (2 * 0,85) + (5 * 0,35) = 3.45 Z* = Z - S 1s 2s,2p Z* = Z - σ Z* = 8 3.45 = 4.55 O e- de valência do O sente, efetivamente, aproxidamente 57% da força de atração do núcleo. Com base nas regras de Slater para Z ef : Os orbitais s and p tem maior penetração do que os orbitais d ou f para qualquer valor de n. Os orbitais s e p têm maior probabilidade de serem encontrados perto do núcleo. Isso significa que: 1. Os orbitais ns e np blindam completamente os orbitais nd. 2. Os orbitais (n-1) s e p não protegem compeltamente os orbitais n e p. 8
Periodicidade de Zef Zef de orbitais de valência H 1.00 Li 1.30 Na 2.20 K 2.20 Rb 2.20 Cs 2.20 Be 1.95 Mg 2.85 Ca 2.85 Sr 2.85 Ba 2.85 B 2.60 Al 3.50 Ga 5.00 In 5.00 Tl 5.00 C 3.25 Si 4.15 Ge 5.65 Sn 5.65 Pb 5.65 N 3.90 P 4.80 As 6.30 Sb 6.30 Bi 6.30 O 4.55 S 5.45 Se 6.95 Te 6.95 Po 6.95 F 5.20 Cl 6.10 Br 7.60 I 7.60 At 7.60 He 1.65 Ne 5.85 Ar 6.75 Kr 8.25 Xe 8.25 Rn 8.25 Tamanhos de átomos e íons De acordo com a mecânica quântica, os átomos e íons não têm limites pontuais definidos. Os limites dos átomos/íons são relativamente vagos. 9
Tendências periódicas nos raios atômicos nos átomos: 1- Em cada período o raio atômico tende a diminuir da esquerda para a direita. O principal fator que influencia nesse comportamento é o aumento da Z ao longo do período, a qual atrai continuamente os e-, inclusive os mais externos para mais perto do núcleo, diminuindo o raio. 2- Em cada grupo o Z tende a crescer à medida que descemos. Isso resulta do aumento de n dos e- mais externos. Os e- mais externos passam mais tempo afastados do núcleo, fazendo com que o átomo aumente de tamanho. Tendências periódicas nos íons: 1- O tamanho de um íon também depende de sua carga nuclear, do número de e- que ele possui e dos orbitais dos e- mais externos. A formação de um cátion diminui as repulsões elétron-elétron e desocupa os orbitais mais energéticos. Assim, os cátions são menores que os átomos que lhes dão origem. 2- Quando e- são adicionados a um átomo neutro para formar um ânion, o aumento das repulsões Elétron-elétron faz com os e- se espalhem mais no espaço. Assim, os ânions são maiores que os átomos que lhes dão origem. Para íons de mesma carga, o tamanho aumenta à medida que descemos um grupo na T.P. e n do orbital mais externo ocupado de um íon aumenta, o tamanho dele próprio aumenta. 10
Tendências periódicas nos íons: Tendência de tamanhos em séries isoeletrônicas: O O termo isoeletrônico significa que os íons possuem o mesmo número de e-. A série isoeletrônica do O, F, Na, Mg e Al t apresenta 10 e-. Uma vez que o número de e- permanece e constante, o raio do íon diminui com o aumento da carga nuclear, r àmmedida que os e- estão mais fortemente presos ao núcleo. o 11
Arranjar os seguintes elementos em order crescente de tamanho: Br, Se, Te. 34 Se 52 Te 35 Br Te é maior do que Se. Se é maior do que Br. Br < Se < Te 12