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Periodicidade Química
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Século XVI- Pesquisadores começaram a relacionar as propriedades de algumas substâncias e a massa atômica dos átomos que constitui.
Até o final do século Nº de elementos químicos conhecidos XVII 14 XVIII 33 XIX 83
Até hoje ~ 115
No começo dos anos de 1800, as propriedades dos elementos e dos seus compostos já eram razoavelmente conhecidas e muitas semelhanças nas propriedades químicas e físicas se tornaram aparentes.
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Como é feita uma organização?
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1829 - J. W. Döbereiner, químico alemão
Ex: (Cl, Br, I); (Ca, Sr, Ba); (S, Se, Te)
Peso atômico tríade média aritmética.
As Tríades de Döbereiner
1860 - Stanislav Canizarro
Esclareceu a diferença entre ÁTOMOS e MOLÉCULAS.
O Parafuso Telúrico de Alexandre Chancourtois (1862)
O geólogo francês tabelou os elementos conhecidos numa linha espiral em volta de um cilindro, lido de baixo para cima.
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Esse químico inglês organizou os elementos em “oitavas” (amante da música), seguindo o aumento do peso atômico, ou seja, as propriedades se repetiam a cada 8 elementos.
Lei das oitavas de John Newlands
Obs. Parecia dar certo, pois na época os Gases Nobres não haviam sido descobertos.
Meyer e Medeleyev
Trabalhando independentemente eles descobriram a lei periódica e publicaram tabelas periódicas dos elementos, conceituando a periodicidade química.
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Elementos ordem crescente de peso atômico.
Em 1869, Meyer mostrou que quando várias propriedades, tais como volume molar, ponto de ebulição, dureza, etc..., eram representadas graficamente em função do seu peso atômico.
No mesmo ano Mendeleev publicou sua versão da tabela periódica. Cerca de 60 elementos já eram conhecidos na época. A tabela era formada por 12 linhas horizontais (séries), em ordem crescente de peso atômico, e 8 colunas verticais (grupos). Nestas colunas permaneciam os elementos de mesma propriedade.
Espaços vazios
Ele não só previu a existência dos elementos gálio e germânio, mas também estimou suas propriedades com grande exatidão.
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Tabela periódica de Mendeleev
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Hoje sabe-se que a periodicidade nas propriedades é melhor apresentada se os elementos químicos são colocados em ordem crescente do número atômico.
A Tabela Periódica Moderna
PERÍODOS GRUPOS
Lei periódica: Quando os elementos são listados, sequencialmente, em ordem crescente de número atômico, é observada uma repetição periódica nas suas propriedades.
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Elementos representativos
Configuração eletrônica dos elementos:
Grupos ou Famílias são as colunas verticais da tabela periódica e geralmente abrigam elementos de características semelhantes.
Família ou grupo
Nº de elétronsna camada de valência
Distribuição eletrônica da camada
de valência Nome
IA 1 ns¹ Metais alcalinos
IIA2 ns²
Metais alcalinos terrosos
IIIA 3 ns² np¹ Família do boro
IVA 4 ns² np² Família do carbono
VA 5 ns² np³ Família do nitrogênio
VIA 6 ns² np4 Calcogênios
VIIA 7 ns² np5 Halogênios
VIIIA 8 ns² np6 Gases nobres
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• Os períodos são as linha horizontais da tabela enumerados de 1 a 7:
Nº do Período Orbitais nº elementos
1ºPeríodo s 2 elementos
2ºPeríodo s p 8 elementos
3ºPeríodo s p d 8 elementos
4ºPeríodo s p d f 18 elementos
5ºPeríodo s p d f 32 elementos
6ºPeríodo s p d f 32 elementos
7ºPeríodo s p d f ... elementos
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Elementos de transição
Corresponde ao preenchimento do subnível da camada (n-1) destes átomos.
Períodos de 4 a 5- Qualquer subcamada “d” pode acomodar 10 elétrons, o preenchimento dá origem a 10 elementos de transição externa.
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB1d 2d 3d 4d 5d 6d 7d 8d 9d 10d
Exemplo: Ferro (Fe) / Z = 26
1s²2s²2p63s²3p64s²3d6
Período: 4º
Família: 8B
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Elementos de transição interna, períodos 6 e 7- O subnível a ser preenchido é f (n-2), que poderá acomodar 14 elétrons no máximo, logo cada série com 14 elementos.
Lantanídeos ou Terras Raras: elementos da Tabela Periódica, com números atômicos de 57 (lantânio) a 71 (lutécio).Têm dois elétrons na camada mais externa, numa configuração 6s2.
Actinídeos: elementos na Tabela Periódica, com números atômicos que vão do tório (Z = 90) ao laurêncio (Z = 103). Eles têm configuração 7s2. Juntamente com os lantanídeos, compõem o bloco f da Tabela Periódica.
Lantanídeos e Actinídeos
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• Raio atômico e iônico
• Energia de ionização
• Afinidade eletrônica
• Propriedades físico-químicas
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Raio atômico
Qual é o “tamanho” de um átomo???
Arbitrariamente, algumas vezes, é definido como o tamanho da superfície-limite
Medidas experimentais do tamanho dos átomos são dificultadas por uma série de problemas, não referentes a técnicas experimentais, mas à interpretação de resultados.
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Raio atômico
A distância entre átomos de carbono, no diamante, é de 0,154 nm, assim o raio atômico do carbono é de 0,077 nm.
Qual seria então a distância internuclear entre os átomos de carbono e hidrogênio no metano (CH4)?
0,074 nm 0,037 nm é o raio do átomo de hidrogênio
Representação da molécula do H2
Curva de energia potencial para o H2 (1 nm = 10-9 m)
H2
R: 0,110 nm ou 110 pm, onde 1 pm = 10-12 mDe que depende a distância?
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A força de atração eletrostática próton - elétron é total
Força de repulsão próton-próton e elétron-elétron.
Força de atração próton-elétron.
2 camadas eletrônicas.Blindagem da 1º camada sobre
elétrons da segunda.
Carga nuclear efetiva
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Carga nuclear efetiva
Carga nuclear efetiva, Zef- Carga aparente que afeta um elétron particular. É menor que a carga nuclear Z, porque cada elétron externo está parcialmente protegido do núcleo pelos elétrons internos (Blindagem)
Constante de blindagem (S) - A extensão em que a carga nuclear total é protegida dos elétrons mais externos pelos outros elétrons existentes na estrutura, logo:
Elétrons no mesmo nível energético são muito pouco protegidos pelos outros elétrons do mesmo nível, porém são bastante protegidos pelos elétrons que se encontrem em níveis energéticos inferiores
Sef
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Raio atômico
Número atômico
Ra
io a
tôm
ico
Varia em função do número atômico (Z)
Como explicar o decréscimo do raio atômico ao longo do período?
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Raio atômico
Elementos de transição
• Apresentam maior efeito de blindagem;
Contração lantanídica
É a contração que ocorre com os lantanídeos, onde o efeito de blindagem quase que compensa o aumento da carga nuclear, resultando numa contração total de 0,013 nm.
• Nos períodos 4, 5 e 6, o decréscimo do raio atômico é moderado.
• Os elétrons são distribuídos na camada externa (n-1)d e (n-2)f, e não na camada de valência, n.
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S p d fS p d f
O efeito protetor ou a capacidade de blindagem dos elétrons seguem a seguinte ordem crescente de acordo com os orbitais ocupados:
Devido a este fato os elementos de transição não possuem decréscimo tão acentuado no raio, pois os elétrons ocupam os subníveis d e f e blindam muito mais.
Nível/Sub (n-1)d
Nível/Sub (n-2)f
Contração discreta do raio
Contração muito discreta do raio.Apenas 0,001nm de um átomo para outro.
Contração lantanóidica.
Raio atômico
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Raio atômico
Átomos Raio, pm
Li 123
Na 157
K 203
Rb 216
Cs 235
Variação ao longo de um grupo:
Elementos do Grupo 1- Metais alcalinos
Átomos Configuração
eletrônica
Raio, pm
Ti [Ar]3d2 4s2 132
Zr [Kr]4d2 5s2 145
Hf [Xe]5d2 6s2 144
Elementos do Grupo 4
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• Zircônio e Háfnio possuem propriedades semelhantes: pontos de fusão e ebulição, solubilidades, etc. São encontrados juntos na natureza, sendo os mais difíceis de separar.
Átomos de elementos de transição do quinto e do sexto períodos com raios atômicos e configurações eletrônicas similares apresentam semelhanças notáveis.
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Raio atômico
Representação esquemática dos raios atômicos dos elementos
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Raio Iônico
Na formação de íons (perda ou ganho de elétrons), o raio iônico deverá aumentar para os ânions e diminuir para os cátions.
Quanto maior for o número de elétrons ganhos ou perdidos, maior será a diferença entre os raios iônico e atômico.
Raio relativo de átomos e níveis principais de energia de elementos
do grupo 1A.
Raio relativo de átomos e níveis principais de energia de elementos
do grupo 1A.Ex: Vanádio
V = Raio atômico 1,31 ÅV2+ = Raio iônico 0,88 ÅV3+ = Raio iônico 0,74 ÅV4+ = Raio iônico 0,60 Å
Ex: Vanádio
V = Raio atômico 1,31 ÅV2+ = Raio iônico 0,88 ÅV3+ = Raio iônico 0,74 ÅV4+ = Raio iônico 0,60 Å
• Cátions
• Ânions
Diminuição do raio
Aumento do raio
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Raio Iônico hidratado
Quanto menor for o íon, maior será o seu raio iônico hidratado. É formado quando o íon atrai moléculas de água em torno de si.
Molécula de água (polar)Molécula de água (polar)
δδ
δRepresentação de uma
molécula de água (polar)Representação de uma
molécula de água (polar)
Ra Na > Ra LiRi Na > Ri Li
Rih Na < Rih LiRelação q/r
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Energia de Ionização
Definição: É a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso, isolado no seu estado fundamental.
1ª Energia de ionização- Trabalho necessário para remover completamente o elétron mais fracamente ligado de um átomo, no estado fundamental e no estado gasoso.
O processo é um reação de ionização:
-e M M (g)(g) -e M M (g)(g)
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Energia de ionização
A E.I. de um átomo varia de acordo com a Lei de Coulomb:
rqq
E 21 rqq
E 21
q1 = carga sobre o elétron
q2 = Zef
r = raio médio do átomo ionizador
)e.(Z E ef r
)e.(Z E ef
Zef
our
Zef
r
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Energia de ionização
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Gases Nobres - E.I. mais elevada (conformação bastante estável- octeto).
Nos períodos existem irregularidades:
B e BeB e Be B - 2p (2s - blindagem) e Be - 2s (muito próximo do núcleo)
Logo a E.I. no B é menor (mesmo sendo elétrons do orbital p), quando comparado com a E.I. do Be (onde o previsto seria o contrário).
O e NO e N Neste caso a E.I. no oxigênio é menor que o esperado, logo é menor que a E.I. do nitrogênio.
2p4
Há uma repulsão dos elétrons (ocupando o
mesmo espaço, o mesmo orbital.
Há uma repulsão dos elétrons (ocupando o
mesmo espaço, o mesmo orbital.
Isto torna mais fácil aremoção
desse elétron.
Isto torna mais fácil aremoção
desse elétron.
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Definição: A quantidade de energia liberada quando um átomo, no seu estado fundamental gasoso (isolado), recebe um elétron.
A.E. é difícil de ser medida e valores precisos não são conhecidos para todos os elementos. Nem todos os valores de A.E. foram obtidos experimentalmente, alguns foram calculados teoricamente.
No período, os valores de A.E. aumentam com o aumento da carga nuclear (Z).
A.E. é um valor negativo (energia liberada), quando for positiva significa que a energia é absorvida.
Afinidade eletrônica
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Família 1A (Li, Na)Família 1A (Li, Na) Têm um pequena A.E. positiva
Be e MgBe e Mg
Mesmo sendo metais, apresentam um pequena A.E. negativa, pois estes podem aceitar elétrons nos subníveis 2p e 3p respectivamente (energeticamente disponíveis).
A blindagem dos elétrons dos orbitais 2s e 3s reduzem a carga nuclear “sentida” pelos elétrons dos orbitais 2p e 3p, logo a A.E. é pequena.
Família 5A (N, P)Família 5A (N, P)
A A.E. aumenta no período com o aumento da carga nuclear até cair drasticamente na família 5A (N, P). Porque o elétron adicionado deve entrar em uma camada semi-cheia (2p - N e 3p - P).
Havendo uma repulsão nos dois elétrons no mesmo
orbital (A.E. diminui)
Havendo uma repulsão nos dois elétrons no mesmo
orbital (A.E. diminui)
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Pontos de fusão, Ponto de ebulição, condutividade térmica, elétrica, dureza e densidade mostram variações periódicas com o número atômico.
A E.I. e a A.E. são medidas quantitativas da facilidades com que os átomos perdem ou ganham elétrons, em condições específicas. E podem prever o comportamento químico dos elementos.
Propriedades físicas
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Que conclusão você tira desta imagem?
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Referências Bibliográficas
- RUSSELL, J.B.; Química Geral. McGraw-Hill - 2ª edição – Vol. I - São Paulo.
- BRADY, J.E.; HUMISTON, G.E.; Química Geral, Livros Técnicos e Científicos. 2ª edição – Vol. I - Rio de Janeiro.
- MAHAN, B. Química: um curso universitário. Edgard Blucher – São Paulo.
