Tabela Periódica e Propriedades Periódicas dos Elementos Agrupar os elementos num quadro periódico permite fazer previsões gerais sobre seu comportamento químico e físico. S8(s) O2(g) O: [He]2s22p4 S: [Ne]3s23p4 HISTÓRICO Tríades de Döbereiner (1829) Certas tríades apresentavam semelhanças químicas. Ca, Sr, Ba Cl, Br, I S, Se, Te Parafuso de Telúrio de Chancourtois (1862) Elementos em forma de espiral de acordo com a massa atômica. As propriedades se assemelhavam a cada dezesseis átomos. As Oitavas de John Newlands (1864) Organizou os elementos em linhas. Cada linha continha 8 elementos. Havia periodicidade nas propriedades a cada oito elementos. Tabelas Periódicas de Meyer e Mendeleev Elementos ordenados em ordem crescente de massa atômica. Faltaram alguns elementos neste esquema. Moseley e a Tabela Moderna Organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. Henry Moseley 1887 ‐ 1915 Exemplo Todos os gases nobres são pouco reativos. Elemento posterior a cada gás nobre é um elemento altamente reativo (metais alcalinos). Em geral, elemento que tem maior número atômico tem maior massa atômica, mas em alguns casos há uma pequena diferença na sequência dos elementos. Exemplos Elemento Número atômico Número de massa K 19 39,09 Ar 18 39,94 I 53 126,90 Te 52 127,60 Tabela Periódica Moderna Forma longa: ordem crescente de número atômico. Sete períodos horizontais: varia o número de camadas de um período para o outro. Comprimento dos períodos varia bastante, por exemplo: Segundo período: 8 elementos. Sexto período: 32 elementos Dezoito famílias ou grupos verticais: elementos de uma mesma família tem o mesmo número de elétrons na última camada; varia o número quântico principal. H: tem propriedades particulares e por isto é posicionado Isoladamente; algumas vezes acima do lítio. 1: Metais Alcalinos 2: Metais Alcalinos Terrosos 3-12: Metais de Transição e Metais de Transição Interna 13: Família do Boro 14: Família do Carbono 15: Família do Nitrogênio 16: Família do Oxigênio (calcogênios) 17: Família do Halogênios 18: Família dos Gases Nobres A periodicidade nas propriedades dos elementos é o resultado da periodicidade nas configurações eletrônicas dos seus átomos. Carga Nuclear Efetiva (Zef) • É a carga real que o núcleo exerce sobre o elétron externo. • A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos. • Blindagem (S): é a proteção que os elétrons internos oferecem aos externos. Zef = Z - S Exemplo: Na (sódio) : 1s22s22p63s1 Elétron 3s ‘experimenta’ uma energia de atração menor do que os elétrons no nível 1s. A diminuição da atração é devido às repulsões que os elétrons dos níveis 1 e 2 provocam no elétron mais externo. A atração entre o elétron em 3s e os prótons é prejudicada pela barreira, ou blindagem, que os elétrons em níveis interiores fazem. Regras de Slater para o cálculo da blindagem: Redistribuir os elétrons nos seguintes grupos: (1s) (2s,2p) (3s,3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f) (5s,5p) (5d) (5f) (6s,6p) (6d) A cada elétron corresponde uma blindagem diferente. Para elétron em subnível s ou p: Cada elétron do mesmo NÍVEL energético = 0,35; Cada elétron em (n‐1) ‐ = 0,85; Demais elétrons internos = 1. Para elétron em subnível d ou f: Cada elétron do mesmo NÍVEL energético = 0,35; Demais elétrons internos = 1. •Se o elétron em questão estiver em 1s, o valor do outro elétron é 0,30 (e não 0,35). : •Zero para elétrons mais externos do que o elétron considerado. EXERCÍCIOS 1) Calcular a carga nuclear efetiva para o Mg (Z= 12), Zn (Z= 30) e Na (Z= 11). 2) Calcular a carga nuclear efetiva para o elétron 3d do Fe (Z= 26). 3) Calcular a carga nuclear efetiva para o íon Ti2+ (Z= 22). Variação de Zef na tabela periódica PERÍODOS Zef aumenta com aumento de Z, ou seja, Zef aumenta da esquerda para a direita. Elemento Na Mg Al Z 11 12 13 Zef 2,20 2,85 3,50 Variação de Zef na tabela periódica FAMÍLIAS Elementos da mesma família, a partir do terceiro período, tem Zef aproximadamente constante. Elemento Na K Rb Cs Z 11 19 37 55 Zef 2,20 2,20 2,20 2,20 Propriedades Periódicas Raio Atômico • 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. Variação do Raio Atômico na Tabela Periódica PERÍODOS Raio diminui com aumento de Zef (e de Z), ou seja, Raio diminui da esquerda para a direita. Quarto, quinto e sexto períodos: decréscimo do raio é moderado pela intervenção dos elementos de transição porque há aumento do número de elétrons em (n-1)d e não na camada mais externa, o que aumenta a blindagem e diminui Zef. Lantanídeos: aumento do efeito da blindagem porque elétrons estão sendo adicionados em (n-2)f. contração lantanídica No período normal há redução de tamanho, mas se contarmos todos os lantanídeos há redução maior do que a esperada, soma dos 14 elementos da série dá uma contração de 0,013 nm. FAMÍLIAS Raio aumenta com aumento de n (Zef é cte), ou seja, Raio aumenta de cima para baixo. Influência da contração lantanídica: Átomo Conf. Eletrônica Raio, nm Ti [Ar] 3d24s2 0,132 Zr [kr] 4d25s2 0,145 Hf [Xe] 5d26s2 0,144 Propriedades Periódicas – Raio Atômico Raio Iônico Distância entre os núcleos de cátions e ânions que estão ligados. Para um mesmo elemento, o raio iônico do cátion será sempre menor que o raio atômico e o raio iônico do ânion sempre será maior que o raio atômico. CÁTIONS Espécie Z Zef Na 11 2,20 Na+ 11 6,85 Mg 12 2,85 Mg2+ 12 7,85 Os cátions são menores do que os átomos que lhes dão origem. Para cátions isoeletrônicos, quanto maior a carga menor o raio. ÂNIONS Espécie Z Zef S 16 5,45 S2- 16 4,75 Cl 17 6,10 Cl- 17 5,75 Os ânions são maiores do que os átomos que lhes dão origem. Para ânions isoeletrônicos, quanto maior a carga maior o raio. Propriedades Periódicas Energia de Ionização É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo no estado gasoso. Primeira energia de ionização, I1: Na(g) → Na+(g) + e-. Segunda energia de ionização, I2,: Na+(g) → Na2+(g) + e-. Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron. Variação da Energia de Ionização na Tabela Periódica PERÍODOS EI aumenta com aumento de Zef (e de Z), ou seja, EI aumenta da esquerda para a direita. Fatores que podem interferir: Tipo de orbital s > p> d > f Simetria de preenchimento: orbitais semi‐preenchidos ou totalmente preenchidos dão estabilidade “extra” ao íon. Na Mg Al Si P S Cl Ar Z 11 12 13 14 15 16 17 18 Zef 2,20 2,85 3,50 4,15 4,80 5,45 6,10 6,75 EI (kJ/mol) 496 738 578 786 1012 1000 1251 1521 Mg: 3s2 Al: 3p1 P: 3p3 -e S: 3p4 -e FAMÍLIAS EI aumenta com diminuição do raio, ou seja, EI aumenta de baixo para cima. 2s2 2p4 N O Be B 2s2 2p1 Variações nas energias de ionização sucessivas • Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. Propriedades Periódicas Afinidade Eletrônica É a energia liberada por um átomo no estado gasoso ao receber elétron. • > energia liberada > tendência em receber elétron. • 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) [Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1 ∆E > 0 Variação da Afinidade Eletrônica na Tabela Periódica PERÍODOS AE aumenta com aumento de Zef (e de Z), ou seja, AE aumenta da esquerda para a direita. FAMÍLIAS AE aumenta com diminuição do raio, ou seja, AE aumenta de baixo para cima. Afinidades eletrônicas Estados de Oxidação (Nox) • O número de oxidação para um íon: é a carga no íon. • O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética que um átomo teria se fosse um íon. • Os números de oxidação são determinados por uma série de regras: 1. Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de oxidação é zero. Por exemplo, Cl2, H2, P4, Li, Na, Mg, Au… 2. Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de oxidação. 3. Os não-metais normalmente têm números de oxidação negativos: a) O número de oxidação do O geralmente é –2. O íon peróxido, O22-, tem oxigênio com um número de oxidação de –1. b) O número de oxidação do H é +1 quando ligado a nãometais e –1 quando ligado a metais. c) O número de oxidação do F é –1. 4. A soma dos números de oxidação para o átomo é a carga na molécula (zero para uma molécula neutra). Metais Alcalinos: 1+ MA Terrosos: 2+ Família do B: 1+, 3+ Família do C: 4- a 4+ Família do N: 3- a 5+ Família do O: 2- a 6+ Halogênios: 1- a 7+ Metais de Transição: diversos Nox Metais de Transição Interna: 3+ é o mais comum.