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5930231 – Química Geral

AULAS 11 e 12 – Tabela Periódica

Profa. Sofia Nikolaou (bacharelado)

Prof. Antonio G. S. de Oliveira Filho (licenciatura)

1º semestre de 2020P. Atk ins & L . Jones , Pr inc íp io s da Qu ímica , 5o ed ição, ed i tora Bookman

C ap í tu lo 1 – p g 39 até 48

Brown, Qu ímica : uma c iênc ia centra l , 13º ed ição

HISTÓRICO

Jons Jacob Berzelius

1826 – PESOS ATÔMICOS

Química Geral - Prof. Sofia Nikolaou e Prof. Antonio G. S. de Oliveira Filho 2

Início de uma tentativa de classificar os

elementos químicos segundo similaridade

de propriedades



OBSERVAÇÃO: quando os elementos conhecidos eram ordenados segundo uma ordem crescente de massas atômicas, um ciclo de propriedades se repetia a mais ou menos cada oito elementos (~1865, John Newlands, lei das oitavas)

1869 – Dmitri Mendeleev – russo – publica a tabela periódica

1870 – Lothar Meyer – alemão – publica a sistematização dos elementos conhecidos em termos de suas propriedades.

NECESSIDADE DE CRIAÇÃO DE UM SISTEMA CLASSIFICATÓRIO EM

TERMOS DE PROPRIEDADES COMUNS!!!!


Dmitri Mendeleev

1869 – “tabela periódica”



Dois subgrupos Quatro subgrupos

Essa organização previa a descoberta de novos elementos químicos com propriedades previsíveis

Um dos motivos pelo qual a tabela de Mendeleev ganhou credibilidade:


Problemas da organização em termos de massas atômicas:

• alguns elementos acabavam agrupados com elementos de propriedades diferentes.Para que as propriedades físicas e químicas ficassem consistente, alguns elementosprecisavam ter sua ordem modificada. Ex.: inversão do níquel com cobalto e do iodocom telúrio

• Sua lógica exigia que cada período tivesse oito elementos, e hoje sabemos que não éverdade.

• Alguns novos elementos estavam sendo descobertos (ex. samário) e não havia localpara encaixá-los!!!

• As propriedades observáveis não eram consistentes dentro de cada grupo. Exemplo:metais alcalinos são super-reativos e os metais utilizados na cunhagem de moedas,pouco reativos como cobre, prata e ouro, ficavam agrupados no mesmo grupo!!!!!!

Ou seja, a classificação estava errada!



Organização em termos de

massas

?????

• Desenvolvimento da espectroscopia• Desenvolvimento das teorias quânticas• Desenvolvimento dos modelos atômicos modernos• Em 1913, o físico inglês Henry G. J. Moseley, mediu as frequências de linhas

espectrais específicas de raios X de um número de 40 elementos a partir do bombardeamento de elétron e verificou um padrão característico de linhas para cada elemento relacionado com a carga do núcleo (Z) - NÚMERO ATÔMICO

Organização em termos de

número atômico



PERIODICIDADE.... Na época de Mendeleev acreditava-se que ocorreria a repetição periódica de propriedades a cada oito elementos, o que definiria uma LINHA ou PERÍODO da tabela periódicaA maioria dos elementos de transição não haviam sido descobertos ainda....





TABELA PERIÓDICA MODERNA ORGANIZA OS ELEMENTOS EM ORDEM CRESCENTE DE NÚMERO ATÔMICO.

• NOS PERÍODOS OBSERVA-SE OS ELEMENTOS ONDE HÁ SUCESSIVAMENTE O PREENCHIMENTO DE UM NÍVEL QUÂNTICO PRINCIPAL 𝑛;

• NUM GRUPO O NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL 𝑛 CRESCE, MAS A CAMADA DE VALÊNCIA DOS SEUS ELEMENTOS CONTEM O MESMO NÚMERO DE ELÉTRONS


TABELA PERIÓDICA LONGA• NOS PERÍODOS OBSERVA-SE OS ELEMENTOS ONDE HÁ SUCESSIVAMENTE O

PREENCHIMENTO DE UM NÍVEL QUÂNTICO PRINCIPAL 𝑛;• NÃO HÁ COMPROMISSO COM UM NÚMERO FIXO DE ELEMENTOS EM CADA

PERÍODO, COMO PREVIA A REPETIÇÃO A CADA OITAVA!

8 elementos

32 elementos


TABELA PERIÓDICA LONGA• EM UM GRUPO O NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL 𝑛 CRESCE


FORMA MAIS USUAL....TABELA PERIÓDICA CURTA


X𝑧

𝐴

NOTAÇÃO.... CLASSIFICAÇÕES....

FORMA ANTIGA DE DENOMINAR OS GRUPOS


Halogênios

Terras raras

CNATP


AINDA...

• METAIS: condutividade elétrica em três dimensões. Bons condutores• NÃO-METAIS: não condutores• SEMI METAIS: propriedades intermediárias

CUIDADO: as condições devem ser especificadas (no caso, condições ambientes) pois:

METAIS: condutividade diminui com aumento de 𝑇NÃO-METAIS: condutividade aumenta com o aumento de 𝑇



RAIO ATÔMICO• CRESCE DENTRO DE UM GRUPO: dentro da mesma família ou grupo o número de níveis

n aumenta, aumentando o tamanho geral do átomo

• DECRESCE DENTRO DE UM PERÍODO: dentro do período aumento z para um mesmo número n (embora também aumente o número de elétrons...)

DIFÍCIL DEFINIR O TAMANHO DO

ÁTOMO, JÁ QUE A NUVEM

ELETRÔNICA NÃO TEM TAMANHO

FIXO...MEDIDO EM TERMOS DOS

NÚCLEOS


VALORES EXPERIMENTAIS OU EXTRAPOLADOS POR SEMELHANÇA COM COMPOSTOS CONHECIDOS

RAIO METÁLICO RAIO COVALENTE RAIO IÔNICO

RAIO DE VAN DER WAALS


Por que o raio atômico decresce no período?

𝑍 : carga nuclear𝑍ef : carga nuclear efetiva

DUAS FORÇAS OPERAM PARA MANUTENÇÃO DA INTEGRIDADE DO ÁTOMO:

• ATRAÇÃO NÚCLEO – ELÉTRON contribui para a contração• REPULSÃO ELÉTRON – ELÉTRON contribui para aumento do tamanho

SEMPRE HÁ A PREVALESCÊNCIA DE UMA DAS DUAS, OU SEJA, UMA RESULTANTE

EFEITO DE BLINDAGEM: os elétrons das camadas mais internas fazem com que os elétrons mais externos sintam MENOS a carga nuclear, ou seja, blindam os elétrons externos

OBSERVA-SE QUE SEMPRE ATRAÇÃO NÚCLEO-ELÉTRON >> REPULSÃO ELÉTRON-ELÉTRON


EFEITO DE BLINDAGEM: os elétrons

das camadas mais internas fazem com que os elétrons mais externos sintam MENOS a carga nuclear, ou seja, blindam os elétrons

externos.

Empírico; cte de Slater

Cargas nucleares efetivas segundo Clementi e Raimondi, obtidas a partir de cálculos baseados em funções de onda atômicos

𝑍ef < 𝑍

𝑍𝑒𝑓 = 𝑍 − 𝜎

Li Be B C N O F Ne

Z 3 4 5 6 7 8 9 10

1s 2,69 3,68 4,68 5,67 6,66 7,66 8,65 9,64

2s 1,28 1,91 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,76

2p 2,42 3,14 3,83 4,45 5,10 5,76

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em resumo (figura do Brown):

• Os elétrons do “caroço” blindam efetivamente os elétrons externos da camada de valência

• Como os elétrons 1s tem a maior probabilidade de todas de estarem próximos ao núcleo, o efeito de blindagem que esses elétrons exercem é perfeitamente proporcional à carga nuclear (linha vermelha)

• No entanto, os elétrons de valência também exercem blindagem COM DIFERENTES MAGNITUDES (veja as regiões de probabilidade dos elétrons 2s e 2p do slide anterior)

• Isso gera resultantes mais complicadas, que deixam de ser estritamente proporcionais ao aumento de 𝑍 (demais linhas da figura ao lado)


Reparem que a variação do raio é BASTANTE PRONUNCIADA quando muda de período (com a introdução de uma nova camada). Mas...

É menos pronunciada (e as vezes é irregular) dentro de um mesmo período onde o preenchimento eletrônico está ocorrendo em uma mesma camada, apenas a carga nuclear efetiva está variando em função dos efeitos de blindagem

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VARIAÇÃO RADIAL EM ÍONS

CÁTIONS SÃO SEMPRE MENORES QUE OS RESPECTIVOS ÁTOMOS

ÂNIONS SÃO SEMPRE MAIORES QUE OS RESPECTIVOS ÁTOMOS

Espécies ISOELETRÔNICAS: tem o mesmo número de elétrons (mas o TAMANHO é diferente, pois a carga exercida pelos núcleos é diferente...)

Ex. [He] 2s2 2p6

Na+, F– e Mg2+


ENERGIA DE IONIZAÇÃO:

• ENERGIA NECESSÁRIA PARA ARRANCAR UM ELÉTRON DE UM ÁTOMO EM FASE GASOSA;

• Portanto, define-se primeira, segunda, terceira, etc. energias de ionização• Medidas espectroscopicamente, em geral em kJ mol–1

• Depende: Do tamanho do átomoDa carga nuclear efetivaDo tipo de elétrons (s, p, d ou f)

Raciocínio geral: quanto menor o átomo, maior a energia

necessária para remover um elétron, que sentirá mais a carga

do núcleo


Além disso

A energia necessária para a remoção do segundo elétron é muito maior que a remoção do primeiro e assim por diante:


Exemplo de desvios no valor previsto

Quando um valor de energia de ionização é atipicamente baixo, como no caso do oxigênio:

A repulsão intereletrônica dos dois elétrons emparelhados que ocupam o orbital 2p contribui para sua remoção.

Algumas configurações são especialmente estáveis no que diz respeito à perda ou ganho de elétrons:


AFINIDADE ELETRÔNICA

Energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo no estado gasoso. Portanto, são sempre processos EXOTÉRMICOS, mesmo para os íons que tipicamente conhecemos como eletropositivos ou, com tendência de formação de cátions

* Lembrar que a perda e o ganho de um elétron envolve dois átomos, portanto basta verificar qual tem mais tendência relativa de ganhar o elétron

O flúor é muito pequeno, repulsão intereletrônica

influencia o valor de afinidade!


Afinidade eletrônica também é medida em kJ mol–1 através dos ciclos de Harber–Born

Afinidade eletrônica


Quando a afinidade eletrônica é atipicamente alta, exemplo:

Cl + 𝑒− → Cl−

D𝐸 = –349 kJ mol–1

Cl : [Ne] 3s2 3p5

Cl– : [Ne] 3s2 3p6 configuração de gás nobre, ou seja, de camada cheia

NÃO CONFUNDIR AFINIDADE ELETRÔNICA COM ELETRONEGATIVIDADE:

ELETRONEGATIVIDADE: tendência que um elemento químico tem de atrair mais a nuvem eletrônica em uma ligação covalente. Não é definida explicitamente como uma energia como a afinidade eletrônica.


Outras “anomalias”

A tendência do nitrogênio ganhar um elétron é muito menor pois a introdução do quarto elétron em um orbital p AUMENTA a repulsão intereletrônica, AUMENTANDO mais a energia do subnível.

Quando a afinidade eletrônica é atipicamente baixa

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