Propriedade periódica dos elementos - UFJFCarga nuclear efetiva • A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. • A carga nuclear efetiva

Propriedade periódica dos

elementos

Carga nuclear efetiva

• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um

átomo polieletrônico.

• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao

efeito dos elétrons internos.

O desenvolvimento da tabela periódica

Zef = Z - S

Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2

Zef = Z – S

Zef = 12 – 10 = 2

• Considere uma molécula

diatômica simples.

• A distância entre os dois núcleos é

denominada distância de ligação.

• Se os dois átomos que formam a

molécula são os mesmos, metade

da distância de ligação é

denominada raio covalente do

átomo.

Tamanho dos átomos e dos íons

Tendências periódicas nos raios atômicos

• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.


Tendências periódicas nos raios atômicos • Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos

mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com

que o raio atômico diminua.


Li (Z=3): 1s2 2s1 Zef = 3 – 2 = 1

Be (Z = 4): 1s2 2s2 Zef = 4 – 2 = 2

B (Z = 5): 1s2 2s2 2p1 Zef = 5 – 2 = 3

C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 Zef = 6 – 2 = 4

N (Z = 7): 1s2 2s2 2p3 Zef = 7 – 2 = 5

O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 Zef = 8 – 2 = 6

F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5 Zef = 9 – 2 = 7

Ne (Z = 10): 1s2 2s2 2p6 Zef = 10 – 2 = 8

Tendências nos tamanhos dos íons

• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto

iônico.

• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de

elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.

• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores

do que os átomos que lhes dão origem.

• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são

maiores do que os átomos que lhe dão origem.


Tendências dos tamanhos dos íons

• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo

número de elétrons.

O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 O2- (Z = 8): 1s2 2s2 2p6

F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5 F- (Z = 9): 1s2 2s2 2p6

Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ (Z = 11): 1s2 2s2 2p6

• Quando a carga nuclear (Z) aumenta em uma série isoeletrônica, os

íons tornam-se menores :

O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

Z = 8 9 11 12 13


+2e-

+1e-

-1e-

• A energia de ionização, I, é a quantidade de energia necessária para

remover um elétron de um átomo gasoso:

Ex.: H(g) H+(g) + e-.

Energia de ionização

*

• Quanto maior a dificuldade para se remover o elétron, maior será a

energia de ionização.

• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia

necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:

Na(g) Na+(g) + e-.

• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para

remover um elétron de um íon gasoso:

Na+(g) Na2+(g) + e-.


• Quanto maior a dificuldade para se remover o elétron, maior é a

energia de ionização.


Tendências periódicas nas

primeiras energias de ionização

• 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.


Variações nas energias de ionização sucessivas • Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um

elétron mais interno é removido.


Variações nas energias de

ionização sucessivas • Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um



Variações nas energias de

ionização sucessivas • Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um



Variações nas energias de ionização sucessivas • Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um



Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Si+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 + e- I1 = 787 kJ/mol

Si2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 1s2 2s2 2p6 3s2 + e- I2 = 1.580 kJ/mol

Si3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s1 + e- I3 = 3.230 kJ/mol

Si4+: 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 + e- I4 = 4.360 kJ/mol

Si5+: 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p5 + e- I5 = 16.100 kJ/mol

2s2 2p1

2s2 2p4

N

O

Be

B



Os elétrons s têm maior penetração no átomo do que os elétrons p.




• Conseqüentemente, a formação de s2p0 a partir de s2p1 se torna

mais favorável (envolve menor energia) do que a formação de s1 a

partir de s2 (envolve maior energia).


Be: s2 p0

B: s2 p1 B+: s2 p0

Be+: s1 p0



• Quando um segundo elétron encontra-se em um orbital p, aumenta

a repulsão elétron-elétron. A configuração s2p3 é mais estável

(possui menor energia) do que a configuração s2p4.


O: s2 p4 N: s2 p3

2s2 2p0

2s2 2p1

2s2 2p4

2s2 2p3

Número atômico

N:

O:

Be:

B:

• A 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

• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica quanto endotérmica:

Cl(g) + e- Cl-(g) E = -349 kJ/mol

[Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6

Ar(g) + e- Ar-(g) E > 0

[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1

Afinidades eletrônicas



2A Be, Mg: ns2np0 ns2np1

5A N, P, As, Sb:

ns2 np3 ns2 np4

+ e-

+ e- *

*

* *


A 2ª Afinidade eletrônica é sempre positiva:

O + e- → O- 1ª A.E. = -141 kJ/mol

O- + e- → O2- 2ª A.E. = +844 kJ/mol

O elétron deve ser adicionado em um íon negativo, e a

repulsão intereletrônica faz com que seja necessário fornecer

energia para compensar essa repulsão.

O elétron não vai se aproximar de um íon negativo

sem uma forcinha

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