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5930231 – Química Geral
AULAS 11 e 12 – Tabela Periódica
Profa. Sofia Nikolaou (bacharelado)
Prof. Antonio G. S. de Oliveira Filho (licenciatura)
1º semestre de 2020P. Atk ins & L . Jones , Pr inc íp io s da Qu ímica , 5o ed ição, ed i tora Bookman
C ap í tu lo 1 – p g 39 até 48
Brown, Qu ímica : uma c iênc ia centra l , 13º ed ição
HISTÓRICO
Jons Jacob Berzelius
1826 – PESOS ATÔMICOS
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Início de uma tentativa de classificar os
elementos químicos segundo similaridade
de propriedades
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OBSERVAÇÃO: quando os elementos conhecidos eram ordenados segundo uma ordem crescente de massas atômicas, um ciclo de propriedades se repetia a mais ou menos cada oito elementos (~1865, John Newlands, lei das oitavas)
1869 – Dmitri Mendeleev – russo – publica a tabela periódica
1870 – Lothar Meyer – alemão – publica a sistematização dos elementos conhecidos em termos de suas propriedades.
NECESSIDADE DE CRIAÇÃO DE UM SISTEMA CLASSIFICATÓRIO EM
TERMOS DE PROPRIEDADES COMUNS!!!!
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Dmitri Mendeleev
1869 – “tabela periódica”
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Dois subgrupos Quatro subgrupos
Essa organização previa a descoberta de novos elementos químicos com propriedades previsíveis
Um dos motivos pelo qual a tabela de Mendeleev ganhou credibilidade:
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Problemas da organização em termos de massas atômicas:
• alguns elementos acabavam agrupados com elementos de propriedades diferentes.Para que as propriedades físicas e químicas ficassem consistente, alguns elementosprecisavam ter sua ordem modificada. Ex.: inversão do níquel com cobalto e do iodocom telúrio
• Sua lógica exigia que cada período tivesse oito elementos, e hoje sabemos que não éverdade.
• Alguns novos elementos estavam sendo descobertos (ex. samário) e não havia localpara encaixá-los!!!
• As propriedades observáveis não eram consistentes dentro de cada grupo. Exemplo:metais alcalinos são super-reativos e os metais utilizados na cunhagem de moedas,pouco reativos como cobre, prata e ouro, ficavam agrupados no mesmo grupo!!!!!!
Ou seja, a classificação estava errada!
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Organização em termos de
massas
?????
• Desenvolvimento da espectroscopia• Desenvolvimento das teorias quânticas• Desenvolvimento dos modelos atômicos modernos• Em 1913, o físico inglês Henry G. J. Moseley, mediu as frequências de linhas
espectrais específicas de raios X de um número de 40 elementos a partir do bombardeamento de elétron e verificou um padrão característico de linhas para cada elemento relacionado com a carga do núcleo (Z) - NÚMERO ATÔMICO
Organização em termos de
número atômico
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PERIODICIDADE.... Na época de Mendeleev acreditava-se que ocorreria a repetição periódica de propriedades a cada oito elementos, o que definiria uma LINHA ou PERÍODO da tabela periódicaA maioria dos elementos de transição não haviam sido descobertos ainda....
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TABELA PERIÓDICA MODERNA ORGANIZA OS ELEMENTOS EM ORDEM CRESCENTE DE NÚMERO ATÔMICO.
• NOS PERÍODOS OBSERVA-SE OS ELEMENTOS ONDE HÁ SUCESSIVAMENTE O PREENCHIMENTO DE UM NÍVEL QUÂNTICO PRINCIPAL 𝑛;
• NUM GRUPO O NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL 𝑛 CRESCE, MAS A CAMADA DE VALÊNCIA DOS SEUS ELEMENTOS CONTEM O MESMO NÚMERO DE ELÉTRONS
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TABELA PERIÓDICA LONGA• NOS PERÍODOS OBSERVA-SE OS ELEMENTOS ONDE HÁ SUCESSIVAMENTE O
PREENCHIMENTO DE UM NÍVEL QUÂNTICO PRINCIPAL 𝑛;• NÃO HÁ COMPROMISSO COM UM NÚMERO FIXO DE ELEMENTOS EM CADA
PERÍODO, COMO PREVIA A REPETIÇÃO A CADA OITAVA!
8 elementos
32 elementos
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TABELA PERIÓDICA LONGA• EM UM GRUPO O NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL 𝑛 CRESCE
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FORMA MAIS USUAL....TABELA PERIÓDICA CURTA
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X𝑧
𝐴
NOTAÇÃO.... CLASSIFICAÇÕES....
FORMA ANTIGA DE DENOMINAR OS GRUPOS
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Halogênios
Terras raras
CNATP
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AINDA...
• METAIS: condutividade elétrica em três dimensões. Bons condutores• NÃO-METAIS: não condutores• SEMI METAIS: propriedades intermediárias
CUIDADO: as condições devem ser especificadas (no caso, condições ambientes) pois:
METAIS: condutividade diminui com aumento de 𝑇NÃO-METAIS: condutividade aumenta com o aumento de 𝑇
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RAIO ATÔMICO• CRESCE DENTRO DE UM GRUPO: dentro da mesma família ou grupo o número de níveis
n aumenta, aumentando o tamanho geral do átomo
• DECRESCE DENTRO DE UM PERÍODO: dentro do período aumento z para um mesmo número n (embora também aumente o número de elétrons...)
DIFÍCIL DEFINIR O TAMANHO DO
ÁTOMO, JÁ QUE A NUVEM
ELETRÔNICA NÃO TEM TAMANHO
FIXO...MEDIDO EM TERMOS DOS
NÚCLEOS
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VALORES EXPERIMENTAIS OU EXTRAPOLADOS POR SEMELHANÇA COM COMPOSTOS CONHECIDOS
RAIO METÁLICO RAIO COVALENTE RAIO IÔNICO
RAIO DE VAN DER WAALS
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Por que o raio atômico decresce no período?
𝑍 : carga nuclear𝑍ef : carga nuclear efetiva
DUAS FORÇAS OPERAM PARA MANUTENÇÃO DA INTEGRIDADE DO ÁTOMO:
• ATRAÇÃO NÚCLEO – ELÉTRON contribui para a contração• REPULSÃO ELÉTRON – ELÉTRON contribui para aumento do tamanho
SEMPRE HÁ A PREVALESCÊNCIA DE UMA DAS DUAS, OU SEJA, UMA RESULTANTE
EFEITO DE BLINDAGEM: os elétrons das camadas mais internas fazem com que os elétrons mais externos sintam MENOS a carga nuclear, ou seja, blindam os elétrons externos
OBSERVA-SE QUE SEMPRE ATRAÇÃO NÚCLEO-ELÉTRON >> REPULSÃO ELÉTRON-ELÉTRON
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EFEITO DE BLINDAGEM: os elétrons
das camadas mais internas fazem com que os elétrons mais externos sintam MENOS a carga nuclear, ou seja, blindam os elétrons
externos.
Empírico; cte de Slater
Cargas nucleares efetivas segundo Clementi e Raimondi, obtidas a partir de cálculos baseados em funções de onda atômicos
𝑍ef < 𝑍
𝑍𝑒𝑓 = 𝑍 − 𝜎
Li Be B C N O F Ne
Z 3 4 5 6 7 8 9 10
1s 2,69 3,68 4,68 5,67 6,66 7,66 8,65 9,64
2s 1,28 1,91 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,76
2p 2,42 3,14 3,83 4,45 5,10 5,76
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em resumo (figura do Brown):
• Os elétrons do “caroço” blindam efetivamente os elétrons externos da camada de valência
• Como os elétrons 1s tem a maior probabilidade de todas de estarem próximos ao núcleo, o efeito de blindagem que esses elétrons exercem é perfeitamente proporcional à carga nuclear (linha vermelha)
• No entanto, os elétrons de valência também exercem blindagem COM DIFERENTES MAGNITUDES (veja as regiões de probabilidade dos elétrons 2s e 2p do slide anterior)
• Isso gera resultantes mais complicadas, que deixam de ser estritamente proporcionais ao aumento de 𝑍 (demais linhas da figura ao lado)
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Reparem que a variação do raio é BASTANTE PRONUNCIADA quando muda de período (com a introdução de uma nova camada). Mas...
É menos pronunciada (e as vezes é irregular) dentro de um mesmo período onde o preenchimento eletrônico está ocorrendo em uma mesma camada, apenas a carga nuclear efetiva está variando em função dos efeitos de blindagem
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VARIAÇÃO RADIAL EM ÍONS
CÁTIONS SÃO SEMPRE MENORES QUE OS RESPECTIVOS ÁTOMOS
ÂNIONS SÃO SEMPRE MAIORES QUE OS RESPECTIVOS ÁTOMOS
Espécies ISOELETRÔNICAS: tem o mesmo número de elétrons (mas o TAMANHO é diferente, pois a carga exercida pelos núcleos é diferente...)
Ex. [He] 2s2 2p6
Na+, F– e Mg2+
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ENERGIA DE IONIZAÇÃO:
• ENERGIA NECESSÁRIA PARA ARRANCAR UM ELÉTRON DE UM ÁTOMO EM FASE GASOSA;
• Portanto, define-se primeira, segunda, terceira, etc. energias de ionização• Medidas espectroscopicamente, em geral em kJ mol–1
• Depende: Do tamanho do átomoDa carga nuclear efetivaDo tipo de elétrons (s, p, d ou f)
Raciocínio geral: quanto menor o átomo, maior a energia
necessária para remover um elétron, que sentirá mais a carga
do núcleo
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Além disso
A energia necessária para a remoção do segundo elétron é muito maior que a remoção do primeiro e assim por diante:
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Exemplo de desvios no valor previsto
Quando um valor de energia de ionização é atipicamente baixo, como no caso do oxigênio:
A repulsão intereletrônica dos dois elétrons emparelhados que ocupam o orbital 2p contribui para sua remoção.
Algumas configurações são especialmente estáveis no que diz respeito à perda ou ganho de elétrons:
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AFINIDADE ELETRÔNICA
Energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo no estado gasoso. Portanto, são sempre processos EXOTÉRMICOS, mesmo para os íons que tipicamente conhecemos como eletropositivos ou, com tendência de formação de cátions
* Lembrar que a perda e o ganho de um elétron envolve dois átomos, portanto basta verificar qual tem mais tendência relativa de ganhar o elétron
O flúor é muito pequeno, repulsão intereletrônica
influencia o valor de afinidade!
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Afinidade eletrônica também é medida em kJ mol–1 através dos ciclos de Harber–Born
Afinidade eletrônica
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Quando a afinidade eletrônica é atipicamente alta, exemplo:
Cl + 𝑒− → Cl−
D𝐸 = –349 kJ mol–1
Cl : [Ne] 3s2 3p5
Cl– : [Ne] 3s2 3p6 configuração de gás nobre, ou seja, de camada cheia
NÃO CONFUNDIR AFINIDADE ELETRÔNICA COM ELETRONEGATIVIDADE:
ELETRONEGATIVIDADE: tendência que um elemento químico tem de atrair mais a nuvem eletrônica em uma ligação covalente. Não é definida explicitamente como uma energia como a afinidade eletrônica.
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Outras “anomalias”
A tendência do nitrogênio ganhar um elétron é muito menor pois a introdução do quarto elétron em um orbital p AUMENTA a repulsão intereletrônica, AUMENTANDO mais a energia do subnível.
Quando a afinidade eletrônica é atipicamente baixa