Aula 2 tabela periódica

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Aula 2 tabela periódica

  1. 1. 29/03/2011QUÍMICA PARAENGENHARIA AULA 1: • TABELA PERIÓDICA Professor: Geoffroy Roger Pointer Malpass (DEQ/ICTE) REVISÃO DA ÚLTIMA AULA• Histórico do desenvolvimento da Estrutura do átomo• Estrutura atômica moderna • Orbitais • Distribuição eletrônica 2 1
  2. 2. 29/03/2011• Atualmente, há 118 elementos conhecidos• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.• Como organizar 118 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre elementos não descobertos? 3 ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS Os elementos estão organizados de acordo com as suas propriedades químicas. • Um dos trabalhos iniciais foi de Dalton com a sua teoria da estrutura atômica. • Seu trabalho catalisou a investigação das propriedades químicas e o descobrimento de John Dalton novos elementos.(1766 – 1844) 4 2
  3. 3. 29/03/2011 ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS • O resultado disso foi a primeira versão da Tabela Periódica proposta por Mendeleev em 1869. • Mendeleev ordenou os elementos conhecidos em função DimitriMendeleev das suas propriedades químicas • Colocou um pouco de ordem no caos. • Os elementos quando classificados de acordo com o seu peso atômico apresentam uma periodicidade das suas propriedades. • Elementos com propriedades químicas similares têm pesos atômicos parecidos (Pt, Ir, Os) ou seus pesos aumentam de forma regular (K, Rb e Cs). • Os elementos mais comuns geralmente apresentam pesos atômicos pequenos. • A magnitude do peso atômico determina as propriedades dos elementos • Devemos esperar o descobrimento de outros elementos para preencher espaços na tabela. 5 Mendeleev deixou espaços para futuras descobertas – prevendo propriedades como ponto de fusão/ebulição e densidade. Por exemplo previu a descoberta do elemento “ekassilício” (do sânscrito “eka”- um abaixo, “dvi”- dois abaixo e “tri”- três abaixo). 6 3
  4. 4. 29/03/2011 ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS A descoberta de ekassilício em 1886 é um dos melhores exemplos das previsões de Mendeleev. Ekassilício Germânio 7 ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS• Os metais (a maioria dos elementos ) ocupam a parte central e esquerda da tabela periódica;• Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da tabela periódica. 8 4
  5. 5. 29/03/2011 ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS • As colunas na tabela • Elementos do mesmo grupo periódica chamam-se geralmente apresentam propriedades grupos (numeradas similares e por isso ganharam de 1A a 8A ou de 1 a nomes: 18). • Apresentam propriedades similares devido ao fato que têm uma estrutura eletrônica similar. GRUPO NOME ELEMENTOS 1 Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 2 Metais alcalinos Terrosos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 6 Calcogênios O, S, Se, Te, Po 7 Halogênios F, Cl, Br, I, At 8 Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 9 ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS• As linhas na tabela periódica chamam-se períodos. Existem 7 períodos.• Estes correspondem ao número quântico principal. 10 5
  6. 6. 29/03/2011 CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICAA tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configuraçõeseletrônicas.• O número do periodo é o valor do número quantico, n, (1, 2 ...7)• Os grupos (1 e 2) 1A e 2A têm o orbital s preenchido.• Os grupos (13 -18) 3A -8A têm o orbital p preenchido.• Os grupos (3 -12) 3B -2B têm o orbital d preenchido.• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido. 11 TABELA PERIÓDICA 12 6
  7. 7. 29/03/2011 13CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA 14 7
  8. 8. 29/03/2011 CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E POSIÇÃO NA TABELA • A configuração eletrônica dos orbitais contribui para a localização da família do elemento químico; • Na prática, basta somar a quantidade dos elétrons nos orbitais s, p e d Por exemplo: Enxofre (S) S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 • Total dos elétrons: 16 - Grupo 16 • Últimos orbitais preenchidos 6 – Grupo VIA • n = 3 – período 3. 15 EXERCÍCIOPor meio da configuração eletrônica, represente os elementos 11Na, 13 Aℓ, 18Are 19K na tabela a seguir. 16 8
  9. 9. 29/03/2011Configurações eletrônicas anômalas Proximidade entre as energias dos orbitais 3d e 4s. [Ar]3d4 4s2 [Ar]3d5 4s2 [Ar]3d10 4s1 [Ar]3d9 4s2 17PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS 18 9
  10. 10. 29/03/2011 A TABELA PERIÓDICA• A tabela periódica é utilizada para organizar os elementos• Como consequência dessa organização, existem propriedades periódicas associadas à tabela periódica. Para iniciar esta discussão temos que olhar algumas propriedades básicas do átomo: 1. Carga nuclear efetiva; 2. Raio atômico dos átomos e íons. 19 CARGA NUCLEAR EFETIVA • As propriedades dos átomos não são somente oriundas da estrutura eletrônica, mas também a força de atração entre o núcleo e os elétrons externos. • Essa atração é dada pela lei de coulomb e depende da distância do elétron do núcleo e a carga do núcleo. • Também existe uma repulsão entre os elétrons, mas podemos pensar no ambiente médio produzido pelos elétrons e o núcleo. • podemos pensar em termos da carga nuclear efetiva, Zef: Z = Número de prótons no núcleo; Z ef = Z − S S = Número médio de elétrons entre o núcleo e o elétron em questão 20 10
  11. 11. 29/03/2011 CARGA NUCLEAR EFETIVA• Pode-se estimar a Zef usando a carga nuclear e o número de elétrons internos ;• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zeff) diminui.• Por exemplo: Mg tem 12 elétrons e número atômico 12: 1s2 2s2 2p6 3s2• Z = 12 e S = 10, portanto 12-10 = +2• O valor verdadeiro é +3,3 – por que? 21 CARGA NUCLEAR EFETIVA Devemos lembrar • Todos os orbitais s têm a mesma forma, mas tamanhos 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. • O elétron no orbital 3s pode ser encontrado perto do núcleo. • Desta forma, os elétrons internos não conseguem impedir sua interação com o núcleo. 22 11
  12. 12. 29/03/2011 TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS • A definição moderna do átomo supõe que os elétrons estão distribuídos de acordo com a probabilidade de os encontrar em volta do núcleo; • O ponto em que essa probabilidade é zero não existe; • Assim, as bordas dos átomos são bastante vagas; 1. • Imagine-se o Argônio na fase gasosa; • Dois átomos colidem e as nuvens eletrônicas encontram-se e as forças repulsivas impede que juntam mais; • Isso é chamado de raio aparente ou raio não-covalente 23 TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS 2.• Considere uma molécula diatômica simples (p.ex. Cl2);• A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação.• Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo. 24 12
  13. 13. 29/03/2011 TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS Os raios atômicos nós dão uma ferramenta para prever o comprimento de ligações entre átomos diferentes. • Para o Cl2 (Cl-Cl) o diâmetro atômico é 1,99 Å, portanto o raio é 0,99 Å. Para o Carbono o raio é 0,77 Å. • No composto CCl4, a ligação C-Cl tem um valor observado de 1,77, o qual é muito próximo à soma de 0,99 e 0,77. 25 TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS 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 de tamanho.• 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. 26 13
  14. 14. 29/03/2011 27 TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS 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. 28 14
  15. 15. 29/03/2011 EXERCÍCIOO gás natural usado em aquecimentos e fogões residenciais não tem cheiro.Sendo que o vazamento de gás natural apresenta perigo de explosão e sufocação,várias substâncias de cheiro desagradável lhe são adicionadas para permitir adetecção de um vazamento. Uma dessas substâncias é a metilmercaptana,CH3SH. Utilize a figura contendo os raios atômicos para prever os comprimentosdas ligações C-S, C-H e S-H nessa molécula. EXERCÍCIO: RESPOSTA Utilizando os raios para C, S e H, supõe-se que: • Comprimento da ligação C-S = raio C + raio S = 0,77 Å + 1,02 Å = 1,79 Å; • Comprimento da ligação C-H = raio C + raio H = 0,77 Å + 0,37 Å = 1,14 Å; • Comprimento da ligação S-H = raio S + raio S = 1,02 Å + 0,37 Å = 1,39 Å; Os comprimentos de ligação, determinados experimentalmente, na metilmercaptana são: C-S = 1,82 Å; C-H = 1,10 Å; S-H = 1,33 Å; 30 15
  16. 16. 29/03/2011 EXERCÍCIOUtilizando a tabela periódica, organize os seguintes átomos em ordemcrescente de tamanho: 15P, 16S, 33As, 34Se. Dicas: 1- observar o período em que os átomos estão na tabela periódica; 2- observar como espera-se que seja o raio dos átomos, comparando-os; 1 2 3 31 EXERCÍCIO: RESPOSTA Observações: 1- P e S estão no mesmo período da tabela periódica, sendo P à esquerda e S à direita; 2- Como S está à direita, espera-se que seu raio seja menor que o raio de P; 2- As e Se estão no mesmo período da tabela periódica, sendo As à esquerda e Se à direita ; 3- Como Se está à direita, espera-se que seu raio seja menor que o raio de As; 4- Como As está abaixo de P, seu raio é maior que o raio de P; 5- Como Se está abaixo de S, seu raio é maior que o raio de S. 1 2 3 15P 16S 33As 34Se 32 16
  17. 17. 29/03/2011 IONS 33 RAIO IÔNICO: 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. 34 17
  18. 18. 29/03/2011 35 RAIO IÔNICO: TENDÊNCIAS NOS 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+ 36 18
  19. 19. 29/03/2011 EXERCÍCIO Escreva a configuração eletrônica dos átomos neutros e dos íons e ordene-os em ordem crescente de tamanho: 12Mg, Mg2+, 20Ca, Ca2+, 17Cl, Cl-, 8O, O2-. FAZER EM CASA 37 ENERGIA DE IONIZAÇÃO• 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. 38 19
  20. 20. 29/03/2011 VARIAÇÃO NAS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO SUCESSIVAS• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. 39 TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NAS 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 aumenta ao longo do período. • Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron. 40 20
  21. 21. 29/03/2011 TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NAS PRIMEIRAS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Consequentemente, 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 na energia de ionização. 41 42 21
  22. 22. 29/03/2011 43 EXERCÍCIOUtilizando a tabela periódica, ordene os seguintes átomos em ordem crescenteda primeira energia de ionização: Ne, Na, P, Ar e K. 44 22
  23. 23. 29/03/2011 EXERCÍCIO: RESPOSTA A energia de ionização cresce da esquerda para a direita em um período e diminui quando descemos em um período. • Uma vez que Na, P e Ar estão no mesmo período: Na < P < Ar •Como Ne está acima de Ar no grupo 8 A: Ar < Ne; • Da mesma forma, K está abaixo do Na no grupo 1 A e portanto K < Na Assim sendo, a ordem total é: K < Na < P < Ar < Ne 45 EXERCÍCIOTrês elementos estão indicados na tabela periódica. Baseado em suaslocalizações, determine qual terá a segunda energia de ionização maior. 46 23
  24. 24. 29/03/2011 EXERCÍCIO: RESPOSTA Podemos através da localização dos elementos na tabela periódica determinar as configurações eletrônicas dos elementos. 1 2 Elemento com número atômico 11 3 Elemento com número atômico 20 Elemento com número atômico 16O elemento em vermelho, encontra-se no grupo 1A da tabela e portanto apresenta1 elétron na última camada. O elemento em azul encontra-se no grupo 2A databela periódica e portanto apresenta 2 elétrons na camada mais externa. Já oelemento em verde encontra-se no grupo 6A da tabela e portanto apresenta 6elétrons na camada mais externa. Assim sendo, o elemento que terá a segundaenergia de ionização maior será o elemento em vermelho, pois o segundo elétrona ser retirado será de outro orbital e esse está completo, portanto a energianecessária para se retirar esse elétron será maior. 47 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) 48 24
  25. 25. 29/03/2011 AFINIDADES ELETRÔNICAS• 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)• Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa.• O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que tem uma energia significativamente maior do que a energia do orbital 3p. 49 AFINIDADES ELETRÔNICAS 50 25
  26. 26. 29/03/2011 METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES 51 METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES• 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.• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução. 52 26
  27. 27. 29/03/2011 METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES 53 METAIS• 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. 54 27
  28. 28. 29/03/2011 METAIS E NÃO METAIS• A maior parte dos óxidos metálicos são básicos: Óxido metálico + água → hidróxido metálico Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais.• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons: metal + não-metal → sal 2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s) 55 Tendências de grupo para os metais ativos 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) 56 28
  29. 29. 29/03/2011 Tendências de grupo para os metais ativos 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 quando retorna ao estado fundamental. 57 Tendências de grupo para os metais ativos 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 quando retorna ao estado fundamental. 58 29
  30. 30. 29/03/2011 Tendências de grupo para os metais ativos Grupo 1A: os metais alcalinosLítio Sódio Potássio 59 Grupo 1A: os metais alcalinos 60 30
  31. 31. 29/03/2011 Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos 61 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)• O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em diante: Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g) 62 31
  32. 32. 29/03/2011 Tendências de grupo para alguns não- metais não- Hidrogênio• O hidrogênio é um elemento singular.• Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H2.• Ele pode tanto ganhar um 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). 63 Grupo 6A: o grupo do oxigênio 64 32
  33. 33. 29/03/2011 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. 65 Grupo 6A: o 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.• O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos). 66 33
  34. 34. 29/03/2011 Grupo 7A: os halogênios 67 Grupo 7A: os halogênios• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de elétrons 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 (X2). 68 34
  35. 35. 29/03/2011 Grupo 7A: os halogênios• 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. 69 Grupo 8A: os gases nobres 70 35
  36. 36. 29/03/2011 Grupo 8A: os 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.• Outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o HArF. 71 36

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