Universidade Federal de Sergipe

Departamento de Química

Disciplina de Química I

Prof. Dr. Adriano Bof de Oliveira

São Cristóvão, 2011

Avaliações

Datas: 21 e 29 de julho

Locais: Didática 4

Turma M1 – Sala 002

Turma M6 – Sala 003

Turma T2 – Sala 009

Turma T5 – Sala 011

Química - A Ciência Central

Autor: Brown / Lemay / Bursten

Editora: Pearson Education

Princípios de Química

Autores: Jones, Loretta; Atkins, Peter

Editora: BOOKMAN

Química - Um Curso Universitario

Autor: Mahan, L. Kathleen

Editora: Edgard Blucher

Temas desta aula:

-Distribuição Eletrônica

-Princípio de Exclusão de Pauli

-Regra de Hund

-Blindagem/Regra de Slater/Carga Nuclear Efetiva

-Propriedades Periódicas

Regra de Hund• 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 (princípio de exclusão de Pauli).- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital

isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).

ConfiguraConfiguraçções eletrônicasões eletrônicas

Orbitais e números quânticos

Mecânica quântica e Mecânica quântica e orbitais atômicosorbitais atômicos

Orbitais e números quânticos• Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para

produzir um diagrama de Aufbau.• Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para um sistema de

um só elétron.• À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de

energia torna-se menor.

Mecânica quântica e Mecânica quântica e orbitais atômicosorbitais atômicos

Orbitais e números quânticos

Mecânica quântica e Mecânica quântica e orbitais atômicosorbitais atômicos

Distribuição dos elétrons nos orbitais

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10...

Distribuição dos orbitais em função dos níveis de energia

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.• Em um nó, Ψ2 = 0 • Para um orbital s, o número de nós é n-1.

RepresentaRepresentaçções orbitaisões orbitais

RepresentaRepresentaçções orbitaisões orbitais

Orbitais s

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.

RepresentaRepresentaçções orbitaisões orbitais

Orbitais p

RepresentaRepresentaçções orbitaisões 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.

RepresentaRepresentaçções orbitaisões orbitais

RepresentaRepresentaçções orbitaisões orbitais

Orbitais e suas energias• 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.• Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente

diferente para sistemas com muitos elétrons.

ÁÁtomos polieletrônicostomos polieletrônicos

Orbitais e suas energias

ÁÁtomos polieletrônicostomos polieletrônicos

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10...

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].

ConfiguraConfiguraçções eletrônicasões eletrônicas

Metais de transição• Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos.• Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p

começam a ser preenchidos.• Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são

os elétrons de valência.

ConfiguraConfiguraçções eletrônicasões eletrônicas

Lantanídeos e actinídeos• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.• Observe: La: [Kr]6s25d14f1

• Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras raras.

• Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos.

• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.

ConfiguraConfiguraçções eletrônicasões eletrônicas

• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.

• O número do periodo é o valor de n.• Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.• Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.• Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

ConfiguraConfiguraçções eletrônicas ões eletrônicas e a tabela perie a tabela perióódicadica

ConfiguraConfiguraçções eletrônicas ões eletrônicas e a tabela perie a tabela perióódicadica

7A: ns2 np51A: ns1 np0

• Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos.• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos

fazer previsões sobre elementos não descobertos?

O desenvolvimento O desenvolvimento da tabela perida tabela perióódicadica

• 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 deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. Aspropriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev.

O desenvolvimento O desenvolvimento da tabela perida tabela perióódicadica

• 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.

O desenvolvimento O desenvolvimento da tabela perida tabela perióódicadica

• 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 (Zeff) diminui.

• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.

Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva

• 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.

Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva

Zef = Z – S

Zef= Carga Nuclear efetiva.

Z= Número de Prótons no Núcleo.

S= Número de elétrons que estáentre o núcleo e o elétron em questão.

• Considere uma molécula diatômica simples.

• A distância entre os dois núcleos édenominada distância de ligação.

• Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação édenominada raio covalente do átomo.

Tamanho dos Tamanho dos áátomos tomos e dos e dos ííonsons

• Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do orbital aumenta.

• Considere os orbitais s.• Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando

n aumenta.• A simetria esférica dos orbitais pode ser vista nos mapas de

relevos.• Mapas de relevos são pontos conectados de densidade eletrônica

igual.

Tamanho dos Tamanho dos áátomos tomos e dos e dos ííonsons

Tendências periódicas nos raios atômicos

• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam periodicamente.

• 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.

Tamanho dos Tamanho dos áátomos tomos e dos e dos ííonsons

Tendências periódicas nos raios atômicos

• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.

• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua.

Tamanho dos Tamanho dos áátomos tomos e dos e dos ííonsons

Variação do Raio Atômico (r, em Å) dos Elementos Químicos em Função do Incremento do Número Atômico (Z)

Tendências nos tamanhos 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.

Tamanho dos Tamanho dos áátomos tomos e dos e dos ííonsons

Tendências dos tamanhos dos íons• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida

que descemos em um grupo na tabela periódica.• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo

número de elétrons.• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os

íons tornam-se menores :

O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

Tamanho dos Tamanho dos áátomos tomos e dos e dos ííonsons

Átomos C. E. Íons C. E.O 1s2 2s2 2p4 O2- 1s2 2s2 2p6

F 1s2 2s2 2p5 F- 1s2 2s2 2p6

Ne 1s2 2s2 2p6 Ne 1s2 2s2 2p6

Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ 1s2 2s2 2p6

Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 Mg2+ 1s2 2s2 2p6

Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Al3+ 1s2 2s2 2p6

• 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.

Energia de ionizaEnergia de ionizaççãoão

Energia de IonizaEnergia de Ionizaççãoão

Energia de Ionização, I, é a energia mínima necessária para remover um elétron de um elemento químico na fase gasosa.

A(g) → A+(g) + e-

I em eV = Energia adquirida por um elétron quando ele passa por uma diferença de potencial de 1 V. 1 eV = 96,49 kJ•mol-1.

I depende do tamanho do átomo, carga do núcleo, efeito de proteção das camadas internas do elétrons e do tipo de elétron envolvido.

Primeira Energia de Ionização A(g) → A+(g) + e-

Segunda Energia de Ionização A(g)+ → A2+(g) + e-

Terceira Energia de Ionização A(g)2+ → A3+(g) + e-

Variação da Primeira Energia de Ionização, I em eV em Função do Incremento do Número Atômico, Z

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, 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.

Energia de ionizaEnergia de ionizaççãoão

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:

F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6)

Energia de ionizaEnergia de ionizaççãoão

• 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)

Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas

Afinidade Eletrônica

Afinidade Eletrônica, Ae, pode ser definida como a variação da energia provocada pelo ganho de um elétron por um átomo neutro em estado gasoso.

A(g) + e- → A-(g)

Ae é determinada pelo nível energético do orbital desocupado de menor energia de um átomo no estado fundamental.

Ae em eV ou kJ•mol-1, onde 1 eV = 96,49 kJ•mol-1.

Ae pode ser positiva (processo endotérmico) ou negativa (processo exotérmico) e está relacionada à variação da entalpia associada ao ganho de elétron por um átomo neutro em estado gasoso.

A Afinidade Eletrônica pode ser determinada indiretamente, através do ciclo de Haber-Born e está associada à entalpia para o recebimento de um elétron por um átomo no estado fundamental e gasoso

KCl (s)

438

89

425

122

-355

-719K(s)+1/2Cl2(g)

K(g)+1/2Cl2(g)

K+(g)+e-(g)+1/2Cl2

K+(g)+e-(g)+Cl(g)

K+(g)+Cl-(g)

-Ae = -355 kJ

Ae = 355 kJ

Obs.: Todos os valores em kJ

Eletronegatividade

Eletronegatividade, χ, é a tendência de um átomo de atrair elétrons quando combinado num composto químico.

A energia de ionização (I) e a afinidade eletrônica (Ae) podem ser associadas à Eletronegatividade.

Eletronegatividade de Mulliken: χM= ½(I + Ae)

Variação da Eletronegatividade de Pauling dos Elementos Químicos em Função do Incremento do Número Atômico, Z

Variação Periódica da Energia de Ionização (I), do Raio Atômico (r) e da Eletronegatividade em Função do Incremento do Número Atômico (Z).