Tabela Periódica e Ligações Químicas

Tabela Periódica

Tabela Periódica e Ligações

Químicas

Prof. Flavio L. De Souza

Agradecimentos ao Prof. Benvenho

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Átomos Polieletrônicos

• Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.

• Para n  2, os orbitais s e p não

são mais degenerados porque os elétrons interagem entre si.

• O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas minimamente espaçado.

• Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê.

• Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os átomos foram então detectados.

• Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em um sentido e uma com os

• Descoberta de elementos químicos ocorre desde a antiguidade.

• Au descoberto a milhares de anos atrás.

• Maioria dos elementos são estáveis, mas estão dispersos na natureza.

• Os avanços científicos no século XIX tornou mais fácil isolá-los

• 31 elementos em 1800

• 63 elementos em 1865

• Necessidade de classificá-los de uma maneira útil

Desenvolvimento da Tabela Periódica

Tabela Periódica

• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas propriedades químicas e físicas.

• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em ordem

crescente de massa atômica.

• Faltaram alguns elementos nesse esquema.

Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que

• Desenvolveu o conceito de

número atômico, descobriu que cada elemento produz raios-x de uma única frequência.

• Frequência aumenta com o aumento da massa.

• Identificou corretamente o número atômico como o número de

prótons no núcleo e o número de elétrons no átomo.

• Exemplo massa Ar (z=18) é maior que a do K (z=19): Elementos

arranjados em número crescente de z, sendo colocados de forma correta na tabela periódica

Números Atômicos (z)

Henry G. J. Moseley (1887-1915)

• Períodos - são as linhas da tabela periódica equivalem ao número de camadas eletrônicas

Períodos

• Têm o mesmo número de elétrons na camada de valência

• É feita de acordo com a configuração eletrônica.

• Elementos Representativos: pertencentes aos grupos 1 e 2 e dos grupos 13 a 17 – O elétron de diferenciação encontra-se em um subnível s ou p.

• Elementos ou metais de transição: pertencem aos grupos de 3 ao 12 _– os orbitais d são preenchidos.

• Elementos ou metais de transição interna: pertencem a série dos lantanídeos e actinídeos _– os orbitais f são

preenchidos.

• Gases Nobres: não combinam-se com os demais elementos, fazem parte do grupo 18 (tem a última camada completa)

Classificação dos Elementos

• K (1) = 2 elétrons

• L (2) = 8 elétrons

• M (3) = 18 elétrons

• N (4) = 32 elétrons

• O (5) = 32 elétrons

• P (6) = 18 elétrons

• Q (7) = 2 elétrons + 6 elétrons

• R (8) = 50 elétrons

15

• K (1) = 2 elétrons 1s2

• L (2) = 8 elétrons 2s2 _2p6

• M (3) = 18 elétrons 3s2 _3p6 _3d10

• N (4) = 32 elétrons 4s2 _4p6 _4d10 _4f14

• O (5) = 32 elétrons 5s2 _5p6 _5d10 _5f14

• P (6) = 18 elétrons 6s2 _6p6 _6d10

• Q (7) = 2 elétrons 7s2

• Configuração

• 1s2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p6 _4s2 _3d10 _4p6_...

• Li : 1s2 _2s1

• Há uma força existente entre o núcleo e os elétrons mais externos (Força Eletrostática).

• Em um átomo polieletrônico os elétrons são atraídos pelo núcleo e repelidos por outros elétrons, não é possível analisar exatamente a situação.

• Pode-se estimar como cada elétron interage com o meio criado pelo campo elétrico do núcleo e pela densidade eletrônica vizinha dos outros elétrons.

• Esse campo elétrico é equivalente ao gerado por uma carga localizada no núcleo (carga nuclear efetiva).

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• Todos os orbitais ns têm a mesma

forma, mas tamanhos e números de nós diferentes.

• Considere: He: 1s2, Ne: 1s2 2s22p6

e Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6.

• A densidade eletrônica radial é a probabilidade de se encontrar um elétron a uma determinada

distância.

• Mg : 1s2 _2s2 _2p6 _3s2

• Mg:[Ne] 3s2

• É definida como:

• Exemplo

• Os elétrons do primeiro nível estão fortemente ligados

Propriedades Periódicas dos Elementos

-Carga Nuclear Efetiva

Z_ef é a carga nuclear efetiva. Z é o número de prótons no

núcleo.

S é representa a média dos

elétrons nos níveis mais internos

• A carga nuclear efetiva não é necessariamente um número inteiro, pois ela é uma média

Propriedades Periódicas dos Elementos

-Carga Nuclear Efetiva

Propriedades Periódicas

–

Raio Atômico

• Raio atômico – é a distância entre o centro de um átomo e a sua eletrosfera.

• Pela teoria quântica temos os orbitais que formam uma nuvem eletrônica em uma região no espaço, o que impossibilita o cálculo exato do raio atômico.

• Há dificuldade de medir o raio atômico individualmente, então ele é determinado a partir da distância entre dois átomos ligados do mesmo elemento. O raio atômico é a distância média calculada

•

Comparação do tamanho dos raios atômicos

Propriedades Periódicas

–

Raio Atômico

• Tabela dos raios atômicos com relação ao número atômico

• É raio de um cátion ou de um ânion.

• O raio iônico afeta as propriedades físicas e químicas de um composto iônico.

• Quando um átomo neutro forma um ânion ou cátion o seu raio modifica-se.

• Para ânions aumenta (mais negativo).

• Para cátions diminui (mais positivo).

• O raio iônico é a soma do raio do cátion mais o raio do ânion

Propriedades Periódicas

–

Raio

•

Raios iônicos dos elementos

Propriedades Periódicas

–

Raio

Iônico

• É a energia mínima necessária (em kJ/mol) para

remover um elétron em um átomo no estado gasoso e no estado fundamental

• Quantidade para retirar 1 mol de elétrons para 1 mol de átomos gasosos.

• Fase gasosa os átomos não são influenciados por seus vizinhos, não há forças intermoleculares.

• Pode-se saber quão fortemente um elétron está ligado ao átomo.

Energia de Ionização

Energia de Ionização

Terceira Ionização Segunda Ionização

Primeira Ionização

O Padrão continua para a remoção dos elétrons subsequentes

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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.

• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período.

• Ao longo de um período, Z_ef aumenta. Consequentemente, fica mais

difícil remover um elétron.

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Energia de Ionização

Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização

• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os

elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna

mais favorável.

• 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

Energia de Ionização

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:

• Capacidade de receber um ou mais elétrons.

• Ionização – facilidade com que um átomo perde um elétron

• Afinidade eletrônica – facilidade com que um átomo ganha um elétron

• Quanto mais negativa a afinidade eletrônica

maior a atração do átomo por um elétron para > 0

Afinidade Eletrônica

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:

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Metais

• 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).

• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo.

• O caráter metálico diminui ao longo do período.

• Os metais têm energias de ionização baixas.

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• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos.

• Todos metais do grupo 1A formam íons M+_.

• Todos metais do grupo 2A formam íons M2+_.

• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis

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Metais

• A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:

Óxido metálico + água  hidróxido metálico Na₂O(s) + H₂O(l)  2NaOH(aq)

Não-metais

• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais.

• Quando os metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons:

Não-metais

• A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos: óxido não-metálicos + água  ácido

P₄O₁₀(s) + H₂O(l)  4H₃PO₄(aq)

Metalóides

• Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais.

• Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.

Grupo 1A

Grupo 1A: os metais alcalinos • Todos os metais alcalinos são macios.

• A química é dominada pela perda de seu único elétron s:

M  M+ _{+ e}

-• A reatividade aumenta ao descermos no grupo.

• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio:

2M(s) + 2H₂O(l)  2MOH(aq) + H₂(g)

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Grupo 1A

Grupo 1A: os metais alcalinos

• Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O₂:

4Li(s) + O₂(g)  2Li₂O(s) (óxido)

2Na(s) + O₂(g)  Na₂O₂(s) (peróxido)

K(s) + O₂(g)  KO₂(s) (superóxido)

• Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma chama à alta temperatura.

• O elétron s é excitado por uma chama e emite energia

47

49

Grupo 2A

Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos

• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais alcalinos.

• A química é dominada pela perda de dois elétrons s:

M  M2+ _{+ 2e}-_.

Mg(s) + Cl₂(g)  MgCl₂(s)

2Mg(s) + O₂(g)  2MgO(s)

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Hidrogênio • O hidrogênio é um elemento singular.

• Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H₂.

• Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H_{, como perder seu elétron para formar H}+_:

2Na(s) + H₂(g)  2NaH(s)

2H₂(g) + O₂(g)  2H₂O(g)

• O H+ _{é um próton.}

• A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+_(aq).

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Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio

• Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O₂ é um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal).

• Há duas formas importantes de oxigênio: O₂ e ozônio (O₃). O ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio:

3O₂(g)  2O₃(g) H = 284,6 kJ.

• O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.

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Grupo 6 A: Grupo do Oxigênio

• O oxigênio (ou dioxigênio, O₂) é um agente de oxidação potente, uma vez que o íon O2- _{tem uma configuração de}

gás nobre.

• Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por exemplo, H₂O) e 1- (por exemplo, H₂O₂).

• O enxofre é outro importante membro desse grupo.

• A forma mais comum do enxofre é o S₈ amarelo.

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• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um ânion:

X₂ + 2e-  _2X-_.

• O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece:

2F₂(g) + 2H₂O(l)  4HF(aq) + O₂(g) H = -758,9 kJ.

• Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas

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• O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl):

2NaCl(aq) + 2H₂O(l)  2NaOH(aq) + H₂(g) + Cl₂(g).

• A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que desinfeta a água de piscina:

Cl₂(g) + H₂O(l)  HCl(aq) + HOCl(aq).

• Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com exceção do HF.

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Grupo 8 A: Gases Nobres

• Todos esses são não-metais e monoatômicos.

• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis

s e p completamente preenchidos.

• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF₂, XeF₄ e XeF₆.

Propriedades dos Elementos

CARACTERÍSTICAS DOS METAIS E NÃO-METAIS

Metais Não-Metais

Propriedades Físicas

Bons condutores de eletricidade Maus condutores de eletricidade

Maleáveis Não Maleáveis

Dúcteis Não Dúcteis

Lustrosos Não Lustrosos

Tipicamente: Tipicamente:

Sólido Sólido, líquido ou gás

Alto ponto de fusão Baixos pontos de fusão

Bons condutores de calor Maus condutores de calor

• Sempre que átomos ou íons estão muito ligados a outros diz-se que existe uma ligação química entre eles.

• Existem três tipos gerais de ligações químicas:

• Ligação Iônica.

• Ligação Covalente.

• Ligação Metálica

Ligações Químicas

•

O termo ligação iônica refere-se as forças

eletrostáticas que existem entre íons de

carga de sinais contrários. Interações entre

os metais do lado esquerdo da tabela

periódica com não metais do lado direito.

Exemplos:

•

•

Resulta do compartilhamento de elétrons

entre dois átomos. Os exemplos mais

familiares são vistos em interações entre

elementos não metálicos.

•

Exemplos

•

Molécula de H,

Ligação Covalente

•

São encontradas em metais, sendo que, cada

átomo será ligado aos seus átomos vizinhos.

•

Os elétrons ligantes estão relativamente

livres para se movimentar na estrutura

tridimensional

•

Dão aos metais propriedades como alta

condutividade elétrica e brilho.

Exemplos:

•

• Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de valência, os localizados nos níveis mais externos do átomo.

• Os símbolos de Lewis (1875-1946) sugeriu uma maneira simples de mostrar os elétrons, que é representado pelo símbolo do elemento mais um ponto para cada elétron de valência.

Símbolos de Lewis

• Os átomos frequentemente ganham, perdem ou compartilham seus elétrons para atingir o número de elétrons do gás nobre próximo dele na tabela periódica. Como todos os gases nobres (menos o He), têm oito elétrons de valência.

• Regra do Octeto _– os átomos tendem a perder, ganhar ou compartilhar elétrons até que eles sejam circundados por oito elétrons.

• Cuidado! Existem várias exceções à regra do octeto.

• Quando o sódio metálico, Na (s) é colocado em contato com o gás cloro, Cl₂ (g), ocorre uma reação muito violenta. O produto dessa reação é o cloreto de sódio NaCl (s), sal de cozinha.

• Na(s) + ½Cl₂(g)  NaCl(s)

Ligações Iônicas - Propriedades

• A reação é violentamente exotérmica.

• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. Por quê?

• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ _{e o}

cloro ganhou o elétron para se transformar em Cl_.

Observe: Na+ _{tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl}

tem a configuração do Ar.

• Isto é, tanto o Na+ _{como o Cl} _{têm um}

octeto de elétrons circundando o íon central.

Exemplos de Alguns sólidos Cristalinos

Iônicos

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NaCl (CFC) CsCl (CS) esfarelita (ZnS) fluorita (CaF₂)

wurtzita (ZnS) arseneto de níquel rutilo

• A reação do sódio com o cloro é bastante exotérmica, ou seja, libera calor, sendo assim, há energias envolvidas.

• São compostos altamente estáveis é a atração entre íons de cargas opostas.

• Uma medida da quantidade de energia para estabilização de um sólido iônico é a energia de rede.

• A energia de rede é a energia requerida para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos.

• Depende da carga e do tamanho dos íons

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Energia envolvidas na formação da

ligação iônica

• A energia de rede aumenta à medida que:

• As cargas nos íons aumentam

• Formação do NaCl e energias de rede.

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• Temperaturas de fusão e ebulição geralmente elevadas devido a forte atração entre os ions.

• Como conseqüência, são sólidos duros, mas quebráveis e formam geralmente estruturas cristalinas à

temperatura ambiente.

• São bons condutores de eletricidade quando dissolvidos

ou fundidos, pois assim os íons podem se mover. Os cristais secos não conduzem eletricidade, a menos que apresentes defeitos.

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Ligações Covalentes

• Seguem a regra do octeto, diferentemente das ligações iônicas há compartilhamento de elétrons para completar a última camada dos elementos constituintes da

molécula, ela é também chamada de ligação de compartilhamento. 79 H H N N O O O C O S O O N H H H N O O S O O O P O O O O S O O O O Cl O O O O

2-3- 2-

-Ligações Covalentes

–

Estrutura de Lewis

• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:

• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:

Cl + Cl Cl Cl

Cl

Cl

H

F

H O

H

H N

H

Exemplos de sólidos covalentes

• Com o crescente desenvolvimento dos

semicondutores um sólido bastante importante é o GaAs (arseneto de gálio)

• Ga necessita de 5 elétrons para completar o octeto • As necessita de 3 elétrons para completar o octeto • Formam então ligação covalente

• AlP e InSb também formam este tipo de ligação e são importantes na indústria de semicondutores

Ligações Metálicas

• é a força atrativa que mantém metais puros unidos.

• Os materiais metálicos são formados por átomos

que têm poucos elétrons fora de sua última camada cheia, sendo, fracamente ligados ao núcleo atômico.

• Essa ligação fraca faz com que os elétrons

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Referências bibliográficas

1-) Young e Freedman, Física IV : ótica e física moderna, Editora Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2009..

2-) White, D.P., Química a Ciência Central, Pearson Education, 9ª Edição, 2005.

3-) Chang, R., Química Geral – Conceitos Essenciais, 4ª Edição,

McGrawHill, 2006.

4-) Atkins P., Jones L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 3a. Ed., 2006, Bookman.