S - UFJF

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.