Propriedades Periódicas

• Propriedades dos átomos dos elementos químicos que são ferramentas úteis na sistematização dos conhecimentos químicos. Procura-se sistematizar estas propriedades em função da configuração eletrônica e portanto do número atômico.

Tabela PeriódicaInternationalInternational UnionUnion ofof PurePure andand AppliedApplied ChemistryChemistry

Ordem de Energia dos Orbitais

Orbitais Internos (de Caroço)

Orbitais mais Externos (Camada de Valência)

Átomos Hidrogenóides

Ordem de Energia dos OrbitaisMetais Alcalinos e Alacalino Terrosos

ExceExceççãoão

ConfiguraConfiguraçção Eletrônicaão EletrônicaEnergia dos OrbitaisEnergia dos Orbitais

efetivo atômico número n

orbital do energia

606,13

1

eff ==

=

ε

εeffn

Eugene Schwarz, W.H., The Full History of the Electron Configuration of the TransitionElements. J. Chem.Educ. 87 (2010), 444-448.

Alguns Exemplos de Preenchimento de Orbitais

• 18Ar 1s22s22p63s23p6

• 19K [Ar] 4s1

• 20Ca [Ar] 4s2

• 21Sc [Ar] 4s2 3d1 Sc+3 [Ar]• 22Ti [Ar] 4s2 3d2 Ti+3 Ti+4

• 23V [Ar] 4s2 3d3

• 24Cr [Ar] 4s1 3d5

• 25Mn [Ar] 4s2 3d5

• 26Fe [Ar] 4s2 3d6 Fe+2 Fe+3

• 29Cu [Ar] 4s1 3d10

Configuração Eletrônica e Tabela Periódica

• Note que a Tabela Periódica é feita de tal forma que a configuração eletrônica dos átomos é facilmente acessível a partir do número do grupo (G) e do período (P).

GG

PP

n

Carga Nuclear EfetivaCarga Nuclear Efetiva

Carga nuclear realmente “sentida” por um elétron numa determinado orbital descontada a “blindagem” exercida pelos elétrons no mesmo orbital e por aqueles em orbitais mais próximos ao núcleo.

CCáálculo da Carga Nuclear Efetivalculo da Carga Nuclear EfetivaMétodo da Percentagem de Blindagem

Tabela Periódica com a Percentagem de Blindagem de Alguns Átomos

Cálculo da Carga Nuclear EfetivaMMéétodo da Percentagem de Blindagemtodo da Percentagem de Blindagem

• A percentagem de Blindagem (SP) dos elétrons mais internos e no mesmo subnível é dado por:

O fator de blindagem segue a tendência:

s > p > d > f

Para o Arsênio (Z=33) temos SP = 70,3, portanto Zeff édado por:

Slater de blindagem defator o é onde ; σσZSP =

( ) 9,80 33 1003,70100

100)100( =

−=

−= xxZSPZeff

Passeando na Tabela Periódica

http://www.chemeddl.org/collections/ptl/PTL/elements/H/frames.html

Raio AtômicoRaio Atômico

Bohr de raio 102917,5

)1(1

2

11

deshidrogenói átomos

110

20

2

,

==

+−+≈

− mxa

n

lla

Zr

effln

n

Mahan, B.C., Myers, J.M; Química: Um Curso Universitário. 4ª ed.

Raios de Átomos e Íons

Raios de Átomos e ÍonsExplicando os Diferentes Tipos de Raios

Raios Covalentes (Ligações Simples) e Metálicos

Covalentemetálico

raio

Zeff

Raios Iônicos

Número de Coordenação e Raio Iônico

0.640.61Fe3+

0.630.60Co3+

0.680.64Ti4+

0.510.49Al3+

0.470.40Si4+

0.620.59W6+

0.2160.220.21B3+

643Íon

Número de Coordenação

Raios iônicos em ÅYanagida, H. et al, The Chemistry of Ceramics. p.14-16

Energia do Orbital Energia do Orbital HidrogenHidrogenóóideideOrbitais Atômicos de Slater

• Usando o conceito de número atômico efetivo (Z* ou Zef) e número quântico principal efetivo (n* ou neff) épossível obter uma estimativa da energia dos orbitais hidrogenóides:

6,13)(2

2

eff

eff

n

ZeVE =

1 eV = 1,60 x 10-19 J

Primeira Energia de IonizaPrimeira Energia de Ionizaççãoão

• A energia necessária para converter um mol de átomos no estado gasosono seu cátion.

A(g) → A+(g) + é ; EI

11.3143,8

ionização de entalpia de variação2

5

−−=

=+=∆

molKJR

RTEIH ioniz

Primeira Energia de IonizaPrimeira Energia de Ionizaççãoão

( )

correção defator q

principal quântico número

;)( 2

2

==

=

n

nq

ZeVEI eff

Energia de Ionização versus Percentagem de Ionização

Energia de Ionização dos LantanídeosEstabilidade dos Íons Trivalentes

Número de elétrons fNo íon M3+ 0 7 14

A variação de entalpia de formação dos cátions trivalentes dos lantanídeos segue a tendência das energias de ionização, entretanto o Eu e o Yb apresentam valores de ∆Hf(M3+

aq) menos exotérmicos devido a estabilização das configurações f 7 e f 14 nos íons bivalentes (M2+). As configurações contendo orbitaspreenchidos ou semi-preenchidos são estabilizadas pela energia de troca (K).

Energia de Ionização

http://en.wikipedia.org/wiki/File:IonizationEnergyAtomicWeight.PNG

Eletronegatividade

• Eletronegatividade– Linus Carl Pauling (1901-1994), USA

http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1954/pauling-bio.htmlwww.chem.uidaho.edu/~honors/electneg.html

Eletronegatividade é a tendência de um átomo em uma ligação química de atrair o par de elétrons da mesma para si, criando um momento de dipolo na mesma.

{ })()(2/1)(

102,0 2/1

BBEAAEBAEonde

xBAAB

−+−−−=∆

∆=−=∆ χχχ

Propriedades PeriódicasEletronegatividade

Electronegatividade na Escala de Pauling

H = 2.1 x x x x x x

Li = 1.0 Be = 1.5 B = 2.0 C = 2.5 N = 3.0 O = 3.5 F = 4.0

Na = 0.9 Mg = 1.2 Al = 1.5 Si = 1.8 P = 2.1 S = 2.5 Cl = 3.0

K = 0.8 Ca = 1.0 Ga = 1.6 Ge = 1.8 As = 2.0 Se = 2.4 Br = 2.8

Rb = 0.8 Sr = 1.0 In = 1.7 Sn = 1.8 Sb = 1.9 Te = 2.1 I = 2.5

Cs = 0.7 Ba = 0.9 Tl = 1.8 Pb = 1.9 Bi = 1.9 Po = 2.0 At = 2.2

Propriedades Periódicas

• Escala de Allred-Rochow– Allred e Rochow sugeriram uma escala de eltronegatividade baseada na força de

atração elétron-núcleo, dada por:– F = e2Zeff/r

2

– O termo e2Zeff/r2 é proporcional a escala de eletronegatividade de Pauling,

podendo se ajustar uma equação que permite definir uma nova escala de eletronegatividade para átomos isolados.

χAR = 0.744 + 0.359Zeff/r2

– Referências:1. A.L. Allred and E.G. Rochow, J. Inorg. Nucl. Chem., 1958, 5,

264. 2. E.J. Little and M.M. Jones, J. Chem. Ed., 1960, 37, 231. 3. J.E. Huheey, E.A. Keiter, and R.L. Keiter in Inorganic

Chemistry : Principles of Structure and Reactivity, 4th edition, HarperCollins, New York, USA, 1993.

Propriedades Periódicas

H2.20

Li0.97

Be1.47

B2.01

C2.50

N3.07

O3.50

F4.10

Na1.01

Mg1.23

Al1.47

Si1.74

P2.06

S2.44

Cl2.83

K0.91

Ca1.04

Sc1.20

Ti1.32

V1.45

Cr1.56

Mn1.60

Fe1.64

Co1.70

Ni1.75

Cu1.75

Zn1.66

Ga1.82

Ge2.02

As2.20

Se2.48

Br2.74

Rb0.89

Sr0.99

Y1.11

Zr1.22

Nb1.23

Mo1.30

Te1.36

Ru1.42

Rh1.45

Pd1.35

Ag1.42

Cd1.46

In1.49

Sn1.72

Sb1.82

Te2.01

I2.21

Cs0.86

Ba0.97

La1.08

Hf1.23

Ta1.33

W1.40

Re1.46

Os1.52

Ir1.55

Pt1.44

Au1.42

Hg1.44

Tl1.44

Pb1.55

Bi1.67

Po1.76

At1.

Propriedades PeriódicasEscala de Mülliken de Eletronegatividade

Entretanto, se quisermos obter um valor igual ao obtido por Pauling será necessário usar a equação abaixo.

χ = [½(IE + EA)] × 3.48 - 0.602

2AEEI

M+=χ

Hs: 2.21

Lis: 0.84

Besp: 1.40

Bsp3: 1.81sp2: 1.93

Cp: 1.75sp3: 2.48sp2: 2.75sp: 3.29

Np: 2.28sp3: 3.68sp2: 4.13sp: 5.07

Op: 3.04sp3: 4.93sp2: 5.54

F

p: 3.90

Nas: 0.74

Mgsp: 1.17

Alsp2: 1.64

Sisp3: 2.25

Pp: 1.84sp3: 2.79

Sp: 2.28sp3: 3.21

Cl

p: 2.95

Ks: 0.77

Casp: 0.99

Gasp2: 1.82

Gesp3: 2.50

Asp: 1.59sp3: 2.58

Sep: 2.18sp3: 3.07

Brp: 2.62

Rbs: 0.50

Srsp: 0.85

Insp2: 1.57

Snsp3: 2.44

Sbp: 1.46sp3: 2.64

Tep: 2.08sp3: 3.04

Ip: 2.52

A eletronegatividade pode ter valores diferentes para o mesmo átomo se ele estiver “ligando-se” de formas diferentes, ou seja, em hibridizações diferentes.

www.hull.ac.uk/ chemistry/electroneg.php?type=Allred-Rochow

Dureza Química

� O conceito de dureza e moleza química foi definido por Ralph G Pearson (1943- ), USA. Inicialmente ele era baseado na relação carga/raio de íons. Mais tarde estabeleceu-se uma nova fórmula de cálculo passando-se então a chamar a dureza de dureza absoluta (η).

2AEEI −=η

Eletronegatividade e Polaridade de Ligação

χχχχA- χχχχB

0.1 0.3 0.5 0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.1 2.3 2.5 2.7 2.9 3.1 3.3

% ionic character 0.5 2 6 12 19 26 34 43 51 59 67 74 79 84 88 91

92

Polaridade de LigaPolaridade de Ligaçções ões QuQuíímicasmicas

Energia de Dissociação de Ligação e Eletronegatividade

0,01

0,54

0,63

1,9

∆χ

299H-I

366H-Br

431H-Cl

565H-F

Energia de Dissociação (kJ mol-1)

Ligação

Eletronegatividade e Estado de Oxidação e Acidez de Arrhenius

−10+7HClO 4Ácido Perclórico

−1.0+5HClO 3Ácido Clórico

+2.0+3HClO 2Ácido Cloroso

+7.5+1HClOÁcido Hipocloroso

pKa

Estado de Oxidação do Cloro

FórmulaÁcido

HA+H2O→H3O++A-

KRTG

KpKHA

AOHK

o

aaa

ln

log;]][[ 3

−=∆

−==

χAR = 0.744 + 0.359Zeff/r2

Eletronegatividade de Grupos

J.Chem.Educ., 1985, vol. 62,no 2, p. 101-103.

χG= eletronegatividade do Grupo

NG= número total de átomos no grupov = número de átomos no grupo com o mesmo valor de eletronegatividade de Pauling (χ)

Eletronegatividade de Grupo

Tendência Periódica nos Estados de Oxidação

• O maior estado de oxidação de um elemento químico corresponde a retirada total dos elétrons de valência, por exemplo:– Li 1s22s1 – maior estado de oxidação é +1, Li+

– Ca 1s22s2 - maior estado de oxidação é +2, Ca+2

– B 1s22s22p1- maior estado de oxidação é +3, B+3

– Sc [1s2 2s22p6 ] [3s23p6] [3d1] 4s2 - maior estado de oxidação é +3, Sc3+

No caso dos metais de transição d, os maiores estados de oxidação são mais comuns no início da série de transição (até o grupo do Mn), nos metais seguintes estas altas valências são menos comuns.

Potencial de Oxidação Elementos Representativos

• Nos alcalinos e alcalino-terrosos (grupos I e II) o potencial de oxidação (E0) aumenta ao descermos num grupo da Tabela, ou seja, com a queda da 1ª Energia de Ionização.

2,2375,5-2,92Cs

2,2402,9-2,924Rb

2,2418,7-2,924K

2,2495,8-2,713Na

1,3520-3,04Li

ZeffEIEooxidação

(vs ENH)

CatenaCatenaççãoão• Catenação = capacidade de um elemento químico (E) de

formar ligações E-E (simples, duplas ou triplas).

• A catenação está diretamente ligada a energia de dissociação da ligação E-E ( D(E-E) ), ou seja, quanto maior for D(E-E) mais comum serão os compostos com ligação E-E.

D (ED (E--E) e possibilidade de E) e possibilidade de catenacatenaççãoão

Energia de Dissociação (D(E-E) em kJ.mol-1)

CatenaCatenaççãoão e Relae Relaçção Diagonalão Diagonal

Relação Diagonal: Muitos elementos na diagonal da tabela periódica apresentam propriedades químicas e físicas semelhantes, a esta característica damos o nome de relação diagonal.

RelaRelaçção Diagonal e Propriedades ão Diagonal e Propriedades FFíísicas e Qusicas e Quíímicasmicas

270017381848Densidade (kg.m-3)

245260600Dureza (Índice de Brinell)/ MN.m2

-1,66-2,37-1,85E0 /V (vs ENH)

143160112Raio Metálico (pm)

294132310Variação de Entalpia de Vaporização (∆vapor)/ kJ.mol-1

246711072970Ponto de fusão (oC)

AlMgBePropriedadePropriedade

Dureza de Brinell

Esfera de carbeto de tungstênio

Superfície do material a ser testado

endentação (marca deixada pela esfera na superfície)

Mede a resistência ao risco ou à penetração da superfície de uma material.

F

CuriosidadeLigas leves de Ligas leves de AlumAlum íínono

• O uso de ligas leves de alumínio e titânio sempre foi importante na indústria aeronáutica e aeroespacial. Nos últimos anos a indústria automobilística vem utilizando cada vez mais esses materiais, principalmente as ligas de alumínio.

• As ligas de alumínio possuem uma densidade entre cerca de 2700 e densidade entre cerca de 2700 e 2900 kg/m2900 kg/m33 (os aços possuem densidades entre 7000 e 8000 kg/m3) e são forjadas entre 400 e 530oC.

http://www.ufrgs.br/ldtm/pesquisa/ligasleves/ligasleves.html

Haste do trem de pouso da aeronave Tucano da EMBRAER.

Roda de Liga LeveGoldminate GA-234

Catenação, Relação Diagonal e Estrutura de Óxidos

LiNaKRbCs

Grupo 1

Caráter iônico aumenta da direita para a esquerdaForma cristais iônicos

Classificação dos Óxidos de acordo com o tipo de estrutura adotada

O que determina a estrutura cristalina termodinamicamente mais estável?

Óxidos AnidrosAcidez e Basicidade

Básico ácido

Número do Grupo da Tabela Periódica

básico )(HMgO

ácido óxido

22

3222

óxidoOHMgO

COHOHCO

→+→+

Óxidos ácidos têm ligações mais covalentes, enquanto os básicos têm ligações mais iônicas.Óxidos básicos tendem a reagir com ácidos (não apenas óxidos ácidos, mas ácidos em geral).

SO3(g)+ H2O(l)→ 2H+(aq) + SO4

2-(aq)

anfotéricos

Reação ácido-base de óxidos: SiO2(s) +Na2O(s)→Na2SiO3(s)

Estrutura da BrucitaBrucita, Mg(OH)2 mostrada pela face (001) salientando a sua estrutura lamelarlamelar. As esferas vermelhas são íons O2-, as verdes são Mg2+ e as azuis são H+.

CO2ácido

Estrutura da Magnesita, MgCO3. As esferas azuis são átomos de carbono, as outras têm o mesmo significado da figura ao lado.

Reação Ácido-Base entre Óxidos

Periodicidade e Estabilidade Termodinâmica de Óxidos Binários

• Variações de Entalpia Padrão de Formação (∆∆HHooff, , kJkJ.mol.mol--11) de Óxidos

Binários para elementos do: a) 2º período da Tabela Periódica (B2O3, CO2, N2O3 e F2O); b) 3º período da Tabela Periódica ( Al2O3, SiO2, P4O10, SO3 e Cl2O7); e para o 4º Período da Tabela Periódica (In2O3, SnO2, Sb4O6, TeO2, I2O5).

Periodicidade e Poder OxidantePeriodicidade e Poder Oxidante

• Potenciais de Redução Padrão (Eo, Volts vs ENH) para alguns oxoânions. Mede a tendência termodinâmicado composto sofrer o processo de redução.

redutor agente o e oxidante agente o entre trocadoselétrons de número n

(C) Coulombs 96.500 Faraday de constante

===

−=∆F

nFEG oo

Oxidante mais forte

Oxidante mais fraco

Energia da Transição Interbandas em Semicondutores Binários (AB)

Relação com a Diferença de Eletronegatividade de Pauling

Absorção de Radiação EletromagnéticaEletronegatividade

Óxidos Binários (MOy)