orbital quando por

QUÍMICA GERAL
Átomos e Propriedades
periódicas
Profª. Simone Noremberg Kunz
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ÁTOMO
A
matéria é feita de partículas inimaginavelmente
pequenas.

A menor partícula possível de um elemento é
chamada de átomo.
O
nome átomo vem do grego e significa “não
divisível”.
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Número atômico, número de massa e
isótopo
• Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo.
• Número de massa (A) = número total de prótons e
nêutrons no núcleo.
• Por convenção, para um elemento X, escreve-se zAX.
• Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente.
• Ex: Neônio-20 (2010Ne), Neônio-21 (2110Ne), Neônio-22
(2210Ne)
• Encontramos o Z na tabela periódica.
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Massa atômica
• A escala de massa atômica
• A massa do 1H é 1,6735x10-24 g e do
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g.
• Definimos: a massa de
12C
16O
é 2,6560x10-
= exatamente 12 u.
• Usando unidades de massa atômica:
• 1 u = 1,66054 x 10-24 g
• 1 g = 6,02214 x 1023 u
• 1H é 1,6735x10-24 x 6,02214 x 1023 =1,0079
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ÁTOMO
 Estrutura
das
atômica- mecânica quântica- propriedades
partículas
e
ondas
são
consideradas
simultaneamente.
Princípio da incerteza de Heisenberg
É impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição
e o momento de uma pequena partícula tal como um átomo
Átomos- Formados de partículas subatômicas
Elétron
-
próton
+
nêutron
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Massa atômica
• Massas atômicas médias
• A
massa atômica relativa: massas médias dos
isótopos:
• O C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C.
• A massa média do C:
• (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335 u) = 12,01 u
• A massa atômica (MA) é também conhecida como
massa atômica média.
• As massas atômicas estão relacionadas na tabela
periódica.
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ÁTOMO
Orbitais- correspondem aos estados individuais que
podem ser ocupados por um elétron em um átomo
Representações orbitais – Equação de Schrödinger
• Orbitais s
• Todos os orbitais s são esféricos.
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de
se encontrar um elétron é zero.
• Para um orbital s, o número de nós é n-1.
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Representações orbitais
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Representações orbitais
• Orbitais p
• Existem três orbitais p, px, py, e pz.
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y-
e z- de um sistema cartesiano.
• As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -
1, 0, e +1.
• Os orbitais têm a forma de halteres.
• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.
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Representações orbitais
Orbitais p
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Representações orbitais
• Orbitais d e f
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.
• Três dos orbitais d encontram-se em um plano
bissecante aos eixos x-, y- e z.
• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado
ao longo dos eixos x-, y- e z.
• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
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Representações orbitais
Orbitais d
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Orbitais e números quânticos
• A equação de Schrödinger necessita de três números
quânticos:
• Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de
Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior
e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.
• O número quântico azimutal, l.
Esse número
quântico depende do valor de n. Os valores de l
começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente
utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3).
Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.
• O número quântico magnético, ml.
Esse número
quântico depende de l. O número quântico magnético
tem valores inteiros entre -3 e +3.
Fornecem a
orientação do orbital no espaço.
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Orbitais e números quânticos
16
Configuração eletrônica
Diagrama Aufbau
17
Configuração eletrônica
Spin eletrônico e o princípio
da exclusão de Pauli
Não existem dois
elétrons num átomo
que possuam os
mesmos valores para
todos os números
quânticos.
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Configuração eletrônica
• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais
os elétrons de um elemento estão localizados.
• Três regras:
• - 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, os elétrons preenchem
cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital
receber um segundo elétron (regra de Hund)
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Configuração eletrônica
• Configurações eletrônica condensadas
• O neônio tem o subnível 2p completo.
• O sódio marca o início de um novo período.
• Logo,
escrevemos
a
configuração
eletrônica
condensada para o sódio como
Na: [Ne] 3s1
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
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Configurações eletrônicas
e a tabela periódica
A
tabela periódica pode ser utilizada como um guia
para as configurações eletrônicas.
O número do período é o valor de n.
Os grupos 1 e 2 têm o orbital s preenchido.
Os grupos 13 -18 têm o orbital p preenchido.
Os grupos 3 -12 têm o orbital d preenchido.
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital
preenchido.
f
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Configurações eletrônicas
e a tabela periódica
22
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Tabela periódica
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 118
elementos de modo significativo.
• Como consequência dessa organização, existem
propriedades periódicas associadas à tabela periódica.
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Tabela periódica
• Dimitri Mendeleev e Julius Meyer (1869- 50 elementos)
Demonstrou a
variação de
propriedades
periódicas, como
volume molar, o
ponto de
ebulição e a
dureza, como
uma função da
massa atômica.
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Tabela periódica
As séries horizontais são designadas por períodos. Ao
longo
de
cada
período
o
número
atômico
vai
aumentando uma unidade.
As séries verticais são designadas por grupos, onde os
elementos têm propriedades químicas semelhantes. Isto
deve-se à configuração eletrônica ser semelhante, isto
é,
são
os elétrons
mais “externos”
que
influência sobre as propriedades dos elementos.
exercem
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Tabela periódica
Consideremos por exemplo o grupo 1A, ou grupo
dos metais alcalinos:
Li: [He] 2s1
Na: [Ne] 3s1
K: [Ar] 4s1
Rb: [Kr] 5s1
Todos
os
elementos
deste
grupo
têm
a
configuração eletrônica dos gás nobre anterior, acrescido
de ns1.
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Tabela periódica
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Configuração eletrônica de ânions e cátions
Formação de um cátion- um ou mais elétrons são removidos
da última camada, dando origem a uma configuração mais estável.
Na: [Ne] 3s1 ⇒ Na+: [Ne]
Regra do octeto
ns2 np6
Ca: [Ar] 4s2 ⇒ Ca2+: [Ar]
Al: [Ne] 3s2 3p1 ⇒ Al3+: [Ne]
Formação
de
um
ânion-
um
ou
mais
elétrons
são
adicionados à ultima camada:
F: 1s2 2s2 2p5 ⇒ F-: [Ne]
O: 1s2 2s2 2p4 ⇒ O2-: [Ne]
Metais de transição- formam sempre cátions, podendo ter
cargas diferentes, e não terem a configuração de gases nobres.
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Propriedades periódicas
Três elementos com números atómicos consecutivos:
A diferença é pequena no número de prótons e de elétrons,
mas suas propriedades são muito diferentes.
O cloro é um gás, e tem tendência a captar elétrons, sendo
muito reativo. O argônio é um gás nobre, monoatômico, e muito
pouco reativo. O potássio é um sólido, com propriedades metálicas,
bastante reativo, e com tendência para libertar 1 elétron.
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Tabela periódica
• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em
ordem crescente de número atômico.
• 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.
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Carga nuclear efetiva
• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos
pelos elétrons que os protegem da carga nuclear.
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua
distância do núcleo e do número de elétrons mais internos.
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores
(S), a carga nuclear efetiva (Zef) diminui.
• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef
diminui.
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Propriedades periódicas
Raio atômico
Metade da distância entre dois núcleos de dois
átomos numa molécula.
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Propriedades periódicas
Raio atômico
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.
Ao longo de um grupo (por exemplo do lítio ao césio)
o raio atómico aumenta, pois as sucessivas camadas estão
mais afastadas do núcleo.
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Propriedades periódicas
Raio atômico
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Propriedades periódicas
Raio atômico
• Tendências periódicas nos raios atômicos
• À medida que o número quântico principal aumenta,
a distância do elétron mais externo ao núcleo
aumenta.
• o raio atômico aumenta.
• Ao longo de um período na tabela periódica, o
número de elétrons mais internos mantém-se
constante, mas a carga nuclear aumenta. Aumenta a
atração entre o núcleo e os elétrons mais externos.
• o raio atômico diminui.
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Propriedades periódicas
Raio iônico
• Tendências nos tamanhos dos 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)
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Propriedades periódicas
Raio 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.
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Propriedades periódicas
Raio iônico
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à
medida que descemos em um grupo na tabela periódica.
• Série isoeletrônica: todos os membros têm o mesmo número
de elétrons.
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica,
os íons tornam-se menores :
• O número de prótons aumenta do O-2 ao Al3+
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
• O raio iônico diminui do O-2 ao Al3+
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Propriedades periódicas
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.
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Propriedades periódicas
Energia de ionização
• Há um acentuado aumento na energia de ionização
quando um elétron mais interno é removido.
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Propriedades periódicas
Energia 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.
• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo
do período.
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente,
fica mais difícil remover um elétron.
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e
a remoção do quarto elétron p.
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Propriedades periódicas
Energia de ionização
• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os
elétrons p. A formação de s2p0 se torna mais favorável.
• proteção: s > p > d > f
• 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.
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29/03/2015
Propriedades periódicas
Afinidade eletrônica
• 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)
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como
o exemplo acima) quanto endotérmica:
Ar(g) + e- → Ar-(g)
Propriedades periódicas
Afinidade eletrônica
Propriedades periódicas
Caráter metálico
• 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.
• Aumenta à medida que descemos em um grupo.
• Diminui ao longo do período.
• Os metais têm energias de ionização baixas.
• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de
redução.
29/03/2015
Propriedades periódicas
Metais
• Metais
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a
formar cátions característicos.
• Todos metais do grupo 1 formam íons M+.
• Todos metais do grupo 2 formam íons M2+.
• A maioria dos metais de transição têm cargas
variáveis.
• A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:
• Óxido metálico + água → hidróxido metálico
Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)
29/03/2015
Propriedades periódicas
Não-metais
• Não-metais
• Apresentam um comportamento mais variado do 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)
• A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos:
óxido não-metálicos + água → ácido
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
29/03/2015
Propriedades periódicas
Metalóides
• Metalóides
• Os metalóides têm propriedades intermediárias entre
os metais e os não-metais.
• Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
• Os
metalóides
semicondutores.
são
famosos
na
indústria
de
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Propriedades periódicas
Eletronegatividade
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de
atrair elétrons para si em certa molécula.
• energia de ionização
• afinidade eletrônica
• Linus Pauling estabeleceu as eletronegatividades em
uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
• A eletronegatividade aumenta:
• ao logo de um período e
• ao subirmos em um grupo
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Exercícios
1. Faça a configuração eletrônica condensada dos seguintes átomos,
usando as abreviaturas do núcleo de gás nobre apropriado.
a) K
b) Br
c) O
d) Ba
e) Mn
2. Identifique o elemento específico que corresponde a cada uma das
seguintes configurações eletrônica:
a) 1s22s22p5 b) [He]2s1 c)[Kr] 5s24d10 d) [Ar]4s23d6
3. Ordene os seguintes átomos em ordem decrescente raio atômico.
Rb, S, Mg, Ne, I. Explique.
4. Escreva as configurações eletrônicas condensadas para os
seguintes átomos e íons: a) Ca e Ca2+ b) S e S2-