Química Geral I Química - Licenciatura Prof. Udo Eckard Sinks Conteúdo 19/05/2017 Energia de Ionização, Afinidade Eletrônica, Metais, Nãometais, metalóides Reatividade de Metais e Não-Metais Química Geral Prof. Udo Sinks 2 1
Configurações eletrônicas e a tabela periódica 2
Números Quânticos (Resumo) n = Número Quântico principal l = número quântico angular (ou azimuthal) m l = número quântico magnético m s = número quântico de spin Valores permitidos para os números quanticos: n = Números Inteiros 1,2,3,4,5,6,7 ou K,L,M,N,O,P,Q nível principal l = 0 < l < (n-1) 0,1,2,3 ou s,p,d,f subnível m l = número quântico magnético - l < m l < l m s = número quântico de spin -½ ou +½ Química Geral I Prof. Udo Sinks 5 Carga Nuclear efetiva A carga nuclear efetiva Z* ou Z eff é a carga sofrida por um elétron em um átomo poli-eletrônico. A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os protegem da carga nuclear. A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons (S) mais internos. Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva diminui. Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Z* diminui. Química Geral I Prof. Udo Sinks 6 3
Cargas Nucleares Efetivas Átomo Z*(2s) Z*(2p) Li 1,28 B 2,58 2,42 C 3,22 3,14 N 3,85 3,83 O 4,49 4,45 F 5,13 5,10 Átomo Z*(ns) Z*(np) n C 3,22 3,14 2 Si 4,90 4,29 3 Ge 8,04 6,78 4 Z* aumenta ao longo dos períodos Z* aumenta nos grupos Química Geral I Prof. Udo Sinks 7 Energia de Ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa. 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 -. 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 -. Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron. Química Geral I - Prof. Udo Sinks 8 4
Química Geral I Prof. Udo Sinks 9 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 do orbital mais volumoso. Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período. Ao longo de um período, Z* aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron. São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p. Química Geral I Prof. Udo Sinks 10 5
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. 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. Química Geral I Prof. Udo Sinks 11 Química Geral I Prof. Udo Sinks 12 6
Energia de Ionização Química Geral I Prof. Udo Sinks 13 Afinidade Eletrônica é o oposto da energia de ionização. A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso: Cl(g) + e - Cl - (g) A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica: Ar(g) + e - Ar - (g) Analise das configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa. O elétron extra no Ar precisa ser adicionado ao orbital 4s, que tem uma energia significativamente maior do que a energia do orbital 3p. Química Geral I - Prof. Udo Sinks 14 7
Afinidade Eletrônica Química Geral I Prof. Udo Sinks 15 Metais, não-metais e metalóides: 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. Química Geral I - Prof. Udo Sinks 16 8
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. Química Geral I Prof. Udo Sinks 17 Metais A maior parte dos óxidos metálicos são básicos: Óxido metálico + água hidróxido metálico Na 2 O(s) + H 2 O(l) 2NaOH(aq) Não-metais Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais. Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons: metal + não-metal sal 2Al(s) + 3Br 2 (l) 2AlBr 3 (s) Química Geral I Prof. Udo Sinks 18 9
Não-metais A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos: óxido não-metálicos + água ácido P 4 O 10 (s) + H 2 O(l) 4H 3 PO 4 (aq) 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. Química Geral I Prof. Udo Sinks 19 Grupo 1A: 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. Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio: 2M(s) + 2H 2 O(l) 2MOH(aq) + H 2 (g) Química Geral I Prof. Udo Sinks 20 10
Grupo 1A: os metais alcalinos Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O 2 : 4Li(s) + O 2 (g) 2Li 2 O(s) 2Na(s) + O 2 (g) Na 2 O 2 (s) K(s) + O 2 (g) KO 2 (s) (óxido) (peróxido) (superóxido) Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma chama à alta temperatura. O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado fundamental. Química Geral I Prof. Udo Sinks 21 Química Geral I Prof. Udo Sinks 22 11
Grupo 2A: 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 2+ + 2e -. Mg(s) + Cl 2 (g) MgCl 2 (s) 2Mg(s) + O 2 (g) 2MgO(s) O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em diante: Ca(s) + 2H 2 O(l) Ca(OH) 2 (aq) + H 2 (g) Hidrogênio O hidrogênio é um elemento singular. Muito frequentemente 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). 12
Grupo 3A: B, Al, Ga, In, Tl A química é dominada pela perda de 3 elétrons: M M 3+ + 2e -. 2 Al(s) + 3 Cl 2 (g) 2 AlCl 3 (s) 4 Al(s) + 3 O 2 (g) 2 Al 2 O 3 (s) Al é o metal mais abundante na crosta terrestre (8,2%) Al é o 3º elemento mais abundante, perde somente de O e Si, juntos formam argilas e outros minerais comuns. Al, Ga, In e Tl são metais; B é um metaloide Química Geral I Prof. Udo Sinks 25 Grupo 4ª: C, Si, Ge, Sn, e Pb C: não metal Si, Ge: metaloides Sn, Pb: metais Não metais podem existir em formas diferentes, chamadas de alótropos Carbono: a) diamante, b) grafite, c) lonsdaleíta, d) C60 buckminsterfulereno, e) C540, fullerite f) C70, g) carbono amorfo, e h) nanotubo de carbono Silicio: Óxidos de Silício constituem a base de muitos minerais Química Geral I Prof. Udo Sinks 26 13
Grupo 5A: N,P, As, Sb, Bi N e P: não metais As, Sb: metaloides Bi: metal Alotropos do P P branco P vermelho P hittdorf P preto Química Geral I Prof. Udo Sinks 27 Grupo 6A: o grupo do oxigênio 14
Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O 2 é um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal). Há duas formas importantes de oxigênio: O 2 e ozônio (O 3 ). O ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio: 3O 2 (g) 2O 3 (g) H = 284,6 kj. O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico. Grupo 6A: o grupo do oxigênio O oxigênio (ou dioxigênio, O 2 ) é um agente de oxidação potente, uma vez que o íon O 2- tem uma configuração de gás nobre. Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por exemplo, H 2 O) e 1- (por exemplo, H 2 O 2 ). O enxofre é outro importante membro desse grupo. A forma mais comum do enxofre é o S 8 amarelo. O enxofre tende a formar S 2- nos compostos (sulfetos). 15
Grupo 7A: os halogênios Grupo 7A: os halogênios A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um ânion: X 2 + 2e - 2X -. O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 2F 2 (g) + 2H 2 O(l) 4HF(aq) + O 2 (g) H = -758,9 kj. Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X 2 ). 16
Grupo 7A: os halogênios O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl): 2NaCl(aq) + 2H 2 O(l) 2NaOH(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. Grupo 8A: os gases nobres 17
Grupo 8A: 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. 18