Química Geral e Inorgânica

QGI0001

Enga. de Produção e Sistemas

Profa. Dra. Carla Dalmolin

Distribuição Eletrônica

Tabela Periódica

Orbitais e Números Quânticos

No Quântico

Principal

Camada

Subcamada

No de

Estados /

Orbitais

No de Elétrons

Subcamada 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

Lítio - Li

Z = 3

1s22s1 ---> 3 elétrons

1s

2s

3s

3p

2p

Berílio - Be

Z = 4

1s22s2 ---> 4 elétrons

1s

2s

3s

3p

2p

Exemplos

Boro -B

Z = 5

1s2 2s2 2p1 ---> 5 elétrons

1s

2s

3s

3p

2p

Carbono -C

Z = 6

1s2 2s2 2p2 ---> 6 elétrons

Por quê não emparelhar o

elétron? Regra de HUND 1s

2s

3s

3p

2p

Exemplos

Nitrogênio - N Z = 7

1s2 2s2 2p3 ---> 7 elétrons

1s

2s

3s

3p

2p

Oxigênio - O Z = 8

1s2 2s2 2p4 ---> 8 elétrons

1s

2s

3s

3p

2p

Exemplos

Fluor - F

Z = 9

1s2 2s2 2p5 ---> 9 elétrons

1s

2s

3s

3p

2p

Neônio - Ne

Z = 10

1s2 2s2 2p6 ---> 10 elétrons

1s

2s

3s

3p

2p

Exemplos

Sódio - Na

Z = 11

1s2 2s2 2p6 3s1 ou

“elétrons internos do Ne” + 3s1

[Ne] 3s1 (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] ns1.

Tabela Periódica

Tabela Periódica

Número de elétrons na

camada de valência

Propriedades

semelhantes

Gases Nobres

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 tornam-

se menores.

Efeito da carga nuclear efetiva, Zef.

Zef 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, Zef aumenta, aumentando a atração dos

elétróns pelo núcleo. Desta maneira, torna-se mais difícil remover um elétron.

A remoção do primeiro elétron p

Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p.

Conseqüentemente, a formação de s2p0 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 s2p3 resultante é

mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma

diminuição na energia de ionização.

Tendências Periódicas em E1

São duas exceções:

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 Zef 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 M2+.

A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.

Metais de Transição

Todos os elementos do 4º período tem configuração [Ar]4sx3dy 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] 4s2 3d6

perde inicialmente 2 elétrons ---> Fe2+ : [Ar] 4s0 3d6

4s3d 3d

4s

Fe Fe2+

3d4s

Fe3+Depois, perde o terceiro elétron: Fe3+ : [Ar] 4s0 3d5

Lantanídeos e Actinídeos

Todos estes elementos são chamados de elementos do bloco f e tem a

configuração:

Lantanídeos ou Terras Raras: [Xe]6sx5dy4fz

Actinídeos: [Rn]7sx6dy5fz

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: 1s1, mas não tem

características de metal

Ocorre como um gás diatômico incolor, H2.

Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto,

H-, como perder seu elétron para formar H+:

O H+ é um próton.

A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).

2Na(s) + H2(g) 2NaH(s)

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

Gases Nobres

A família dos Gases Nobres é formada por elementos com a distribuição

eletrônica na camada de valência ns2 np6

O He possui a mesma configuração da camada de valência da Família 2A

(2s2), 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: XeF2, XeF4 e

XeF6.

Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 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 não-

metais tendem a ganhar elétrons:

metal + não-metal sal

2Al(s) + 3Br2(l) 2AlBr3(s)

Troca de elétrons Al Al3+ + 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.