configuraÇÕes eletrÔnicas e periodicidade quÍmica · o conceito de carga nuclear efetiva (zef)...

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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E PERIODICIDADE QUÍMICA

A tabela periódica é o guia para a ordem na qual os orbitais são preenchidos. Ela está estruturada de forma que os elementos com o mesmo padrão de configurações eletrônicas de níveis mais externos (valência) estejam distribuídos em colunas. O número total de orbitais em cada nível é dado por n2: 1, 4, 9 ou 16. Cada orbital pode comportar 2 e-, cada nível pode acomodar até 2n2 e-: 2, 8, 18 ou 32. A estrutura da T.P. reflete essa estrutura do orbital.Os elementos podem ser agrupados pelos tipos de orbital dentro dos quais os elétrons são colocados.

• Mendeleev foi o cientista que constribuiumais decisamente com a padronização e organização da tabela periódica moderna.

• À época de Mendeleev, somente 63 elementos eram conhecidos. Mendeleev colocou espaços vazios em sua tabela. Quando Ga, Sc e Ge foram isolados e caracterizados, suas propriedades quaseidênticas aos elementos previstos paraeka-aluminio, eka-boro e eka-silício, respectively.

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Em 1913, Henry Moseley determinou as frequências de R-X emitidas pelos elementos, quando esses eram bombardeados por feixes de e- de altas energias. Ele descobriu que cada elemento produz R-X de frequência única, aumentando com o aumento da massa atômica de cada elemento. Assim, ele propôs que os elementos químicos na T.P. deveriam ser dispostos em ordem crescente de seus números atômicos.

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• In 1927, Friedrich Hund determinou comoos orbitais são preenchidos por seus e-.

• A Regra de Hund estabelece que osarranjos de e- de menores energias sãoencontrados colocando-se e- em orbitaisseparados para emparelhá-los posteriormente.

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• Para o N, a forma de preenchimento é:

1s 2s 2p

3s 3p

1s 2s 2p

4s 3d

Para Ni, Z = 28

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Há algumas exceções no preenchimentodos orbitais.

Cromio (Z=24) e Cobre (Z=29) apresentam as seguintes configuraçõeseletrônicas:

Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1

Exceções encontradas nas configurações eletrônicas

Orbitais semipreenchidos (d5) ou totalmente preenchidos (d10)são mais estáveis que as demais formas de preenchimentos dos orbitais.

Algumas configurações eletrônicas são “anômalas”, como a do Cr ea do Cu, devido à proximidade energética dos orbitais 4s e 3d.

Uma substância paramagnética éfracamente atraída por um campo magnética, devido à presença dos e-desemparelhados.

Uma substância diamagnética não éatraída por um campo magnético devido àausência de e- emparelhados.

Caráter magnético dos elementos

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O conceito de Carga Nuclear Efetiva (Zef)

Zef = Relaciona-se com a força de atração entre o núcleo e os e- mais externos. Essa força depende da magnitude da carga nuclear líquida agindo no e- e da distância média entre o núcleo e o e-. A força de atração aumenta na mesma proporção que a carga nuclear, e diminui à medida que o e- se afasta do núcleo.



Em um átomo polieletrônico, cada e- é simultâneamente atraído pelo núcleo e repelido pelos outros e-, havendo também muitas repulsões entre os e-. Assim, a Zef diz respeito sobre como um dado e- sente realmente a atração do núcleo. Zef é definida como:

Zef= Z –S

Onde Z é a carga atômica do átomo e S é o fator de blindagem, o qual relaciona-se à proteção provocada nos e- de valência pelos e-que estão mais próximos do núcleo. Assim, qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e um e- mais externo diminui Zef. Por outro lado, os e- de mesmo nível dificilmente blindam uns aos outros da carga do núcleo. Assim, a Zef sofrida pelos e- mais externos é determinada basicamente pela diferença entre a carga do núcleo e a presença dos e- internos.

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Apesar do número de e- internos permanecer o mesmo à medida que nos movemos no período, a Z real aumenta. Os e- mais externos blindam uns aos outros de maneira pouco eficiente. Os e- 1s2 do Li (1s2 2s1) blindam os e- mais externos com eficiência satisfatória. Os e- mais externos sofrem Zef de aproximadamente 1+. Para o Be (1s2 2s2), a Zef de cada e- 2s éem torno de 4 – 2 = 2+. Descendo em uma família, a Zef

sofrida pelos e- mais externos varia muito menos do que varia ao longo do período.

Determinação da (Zef)São muitas as maneiras de calculas Zef. Nesse curso, usaremos as Regrasde Slater para calcular o fator de blindagem (S) de um dado elétron, segundoas regras:

1. Colocar a configuração eletrônica da seguinte maneira:(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p) etc.

2. Os e- colocados à direita do e- onde a blindagem está sendo calculada nãosão contabilizados.

3. Se o e- de interesse for do tipo ns or np:a) Cada e- do mesmo grupo contribui com um fator de 0,35. Se for do orbital 1s, esse fator será 0,30.b) Cada e- em um grupo n-1 contribui com um fator de 0,85.c) Cada e- de um grupo n-2 ou menor (n-3, n-4) contribui com um fator de 1,00.

4. Se o e- de interesse for um nd ou nf:a) Cada e- do mesmo grupo contribui com 0,35.b) Cada e- de um grupo menor (à esquerda do e- considerado) contribui com um fator de 1,00.

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Z* = Z - σ

Examplo de cálculo: Calcular a Zef do e- de valência do O (Z = 8).

Configuração eletrônica: 1s2 2s2 2p4

a) (1s2) (2s2 2p4), n=2

b) S = (2 * 0,85) + (5 * 0,35) = 3.451s 2s,2p

Z* = Z - S

Z* = 8 – 3.45 = 4.55

O e- de valência do O sente, efetivamente, aproxidamente 57% da força de atração do núcleo.

Exemplo de uso das Regras de Slater

Com base nas regras de Slater para Zef:

Os orbitais s and p tem maior “penetração” do que osorbitais d ou f para qualquer valor de n.Os orbitais s e p têm maior probabilidade de seremencontrados perto do núcleo.

Isso significa que:

1. Os orbitais ns e np blindam completamente os orbitais nd.

2. Os orbitais (n-1) s e p não protegem compeltamente osorbitais n e p.

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Periodicidade de Zef

H1.00

He1.65

Li1.30

Na2.20

K2.20

Rb2.20Cs

2.20Ba

2.85

Sr2.85

Ca2.85

Mg2.85

Be1.95

B2.60

Al3.50Ga

5.00

In5.00Tl

5.00Pb

5.65

Sn5.65

Ge5.65

Si4.15

C3.25

N3.90

P4.80As

6.30

Sb6.30Bi

6.30Po

6.95

Te6.95

Se6.95

S5.45

O4.55

F5.20

Cl6.10Br

7.60

I7.60At

7.60Rn

8.25

Xe8.25

Kr8.25

Ar6.75

Ne5.85

Zef de orbitais de valência


Tamanhos de átomos e íonsDe acordo com a mecânica quântica, os átomos e íons não têm limites pontuais definidos. Os limites dos átomos/íons são relativamente “vagos”.

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Tendências periódicas nos raios atômicos nos átomos:

1- Em cada período o raio atômico tende a diminuir da esquerda para a direita. O principal fator que influencia nesse comportamento é o aumento da Z ao longo do período, a qual atrai continuamente os e-, inclusive os mais externos para mais perto do núcleo, diminuindo o raio.

2- Em cada grupo o Z tende a crescer à medida que descemos. Isso resulta do aumento de n dos e- mais externos. Os e- mais externos passam mais tempo afastados do núcleo, fazendo com que o átomo aumente de tamanho.

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E PERIODICIDADE QUÍMICATendências periódicas nos íons:

1- O tamanho de um íon também depende de sua carga nuclear, do número de e- que ele possui e dos orbitais dos e-mais externos. A formação de um cátion diminui as repulsões elétron-elétron e desocupa os orbitais mais energéticos. Assim, os cátions são menores que os átomos que lhes dão origem.

2- Quando e- são adicionados a um átomo neutro para formar um ânion, o aumento das repulsões Elétron-elétron faz com os e- se espalhem mais no espaço. Assim, os ânions são maiores que os átomos que lhes dão origem.

Para íons de mesma carga, o tamanho aumenta à medida que descemos um grupo na T.P. e n do orbital mais externo ocupado de um íon aumenta, o tamanho dele próprio aumenta.

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Tendências periódicas nos íons:


Tendência de tamanhos em séries isoeletrônicas:

O

termo

O termo “isoeletrônico” significa que os íons possuem o mesmo número de e-. A série isoeletrônica do O, F, Na, Mg e Al apresenta 10 e-. Uma vez que o número de e- permanece constante, o raio do íon diminui com o aumento da carga nuclear, à medida que os e- estão mais fortemente presos ao núcleo.

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• Arranjar os seguintes elementos emorder crescente de tamanho: Br, Se, Te.

35Br

34Se

52Te

Te é maior do que Se.Se é maior do que Br.

Br < Se < Te

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