Energia de ionização

REGRA DO OCTETO
Íons
Ío
ns e compostos iônicos
Compostos iônicos
• Grande parte da química envolve a transferência de elétrons entre
substâncias.
Exemplo:
– Para formar o NaCl, o átomo de sódio neutro, Na, deve perder
um elétron para se transformar em um cátion: Na+.
– O elétron não pode ser totalmente perdido, dessa forma ele é
transferido para um átomo de cloro, Cl, que então se transforma
em um ânion: o Cl-.
– Os íons Na+ e Cl- ligam-se para formar o cloreto de sódio
(NaCl), mais conhecido como sal de cozinha.
Íons
Ío
ns e compostos iônicos
Compostos iônicos
• Importante: observe que não existem moléculas de NaCl
facilmente identificáveis na rede iônica. Portanto, não podemos
usar fórmulas moleculares para descrevermos substâncias iônicas.
• Considere a formação de uma ligação iônica entre Mg e N:
• O Mg perde dois elétrons para se transformar em um Mg2+;
• O nitrogênio ganha três elétrons para se transformar em um N3-.
• Para uma substância neutra, o número de elétrons perdidos e
ganhos deve ser igual.
Íons
Ío
ns e compostos iônicos
Compostos iônicos
• No entanto, o Mg só pode perder elétrons de dois em dois, e o N só
pode receber elétrons de três em três.
• Conseqüentemente, o Mg precisa perder 6 elétrons (2 × 3) e o N
precisa ganhar esses 6 elétrons (3 × 2).
• Isto é, 3 átomos de Mg precisam formar 3 íons Mg2+ (totalizando 3
× 2+ cargas), e 2 átomos de N precisam formar 2 íons N3(totalizando 2 × 3- cargas).
• Portanto, a fórmula é Mg3N2.
Íons
Ío
ns e compostos iônicos
Previsão das cargas iônicas
- - -
Regra do octeto
A alguns átomos adquire estabilidade química quando completam 8 elétrons na
camada de valência (camada mais externa), recebendo ou compartilhando
elétrons de outros átomos. Essa tendência é conhecida como REGRA DO
OCTETO.
Esta regra é seguida pelos átomos pertencentes às famílias: 1, 2, 13, 14, 15, 16,
17 e 18
Exercite:
Quantos elétrons devem ser recebidos, doados/compartilhados pelos elementos abaixo
para completarem o octeto:
O
F
Na
Mg
S
Br
K
Ca
Recebem elétrons com facilidade
Doam elétrons com facilidade
Regra do octeto
A transferência de elétrons ou seu compartilhamento entre átomos formam as
ligações químicas. Em função disso os átomos ligam-se entre si em proporções
fixas, respeitando a regra do octeto.
Exercite:
Quais compostos são formados quando os seguintes pares de átomos se ligam?
Na
O
K
S
Mg
F
Ca
Br
Al
N
Regra do octeto
Exercite:
Quais compostos são formados quando os seguintes pares de compostos se ligam?
Na
NO3-
K
2SO4
Mg
CO32-
Ca
PO43-
Al
SO32-
Exceções à Regra do octeto
Átomos que estabilizam com menos que 8 elétrons na camada de
valência:
Boro estabiliza com 6 elétrons de valência
Ex.: BCl3
BI3
B(OH)3
H e He estabilizam com 2 elétrons na camada de valência
Ex.: H2
Átomos que estabilizam com mais que 8 elétrons na camada de valência:
Elementos do terceiro período ou em períodos mais elevados
frequentemente formam compostos e íons com mais que 8 elétrons
Ex.: SF6
XeF2
Classificação e Propriedades
Periódicas dos elementos.
Profa. Marcia Margarete Meier
Dmitri Mendeleev, 1860 – TABELA PERIÓDICA
Tabela Periódica em Espiral
Tabela periódica em espiral, desenvolvida por Jan Scholten
Tamanho dos átomos
e dos íons
•
•
•
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
Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos
elementos variam periodicamente.
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica.
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores.
Existem dois fatores agindo:
• Número quântico principal, n, e
• a carga nuclear efetiva, Zef.
•
Tamanho dos átomos
e dos íons
Tendências periódicas
nos raios atômicos
Para entender carga nuclear efetiva precisamos considerar o seguinte:
• Elétrons sentem atração pelo núcleo positivo, conhecido como carga nuclear (Z);
• Elétrons sentem repulsão entre si;
• A carga nuclear percebida realmente pelo elétron é uma combinação da carga nuclear
real e a carga de compensação dos elétrons localizados em orbitais menores, próximos
ao núcleo. Esta carga realmente percebida pelos elétrons é chamada de carga nuclear
efetiva, Zef.
• A carga de compensação dos elétrons localizados em órbitais menores é chamado de
efeito de blindagem. Os elétrons mais próximos do núcleo sentem mais a carga do
núcleo e os elétrons mais distantes do núcleo sentem menos a carga do núcleo.
Elétrons adicionados à mesma distância do núcleo, Zef aumenta ao longo do período
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.
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.
Tamanho dos átomos
e dos íons
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.
Tamanho dos átomos
e dos íons
Tamanho dos átomos
e dos íons
Tendências dos tamanhos dos íons
•
Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um
grupo na tabela periódica.
•
Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons.
•
Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se
menores :
Exercite: Coloque os seguintes íons em ordem crescente de tamanho de íon:
Mg2+ O2- F- Al3+ Na+
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
Tamanho dos átomos
e dos íons
GRUPO
1
2
13
14
15
16
17
18
Raio iônico (pm)
251 – 300
201 – 250
151 – 200
101 – 151
51 - 100
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 energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.
Energia de ionização
Variações nas energias de
ionização sucessivas
•
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é
removido.
Energia de ionização
Energia de ionização
Decresce com o nível, mais camadas, atração
pelo núcleo mais fraca, elétron facilmente
ionizado.
Energia de ionização
Configurações eletrônicas de íons
•
Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número
quântico principal, n:
Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2)
Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5)
•
Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6)
Afinidades eletrônicas
•
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:
Cl(g) + e- → Cl-(g)
•
Portanto a afinidade eletrônica de um elemento é a nergia liberada quando um elétron
se liga a um átomo na fase gás. Uma alta afinidade eletrônica significa que grande
quantidade de energia é liberada (sinal +).
Afinidades eletrônicas
Os halogênios (Grupo 7) tem orbitais disponíveis para receber elétrons,
portanto tem elevada afinidade eletrônica.