Propriedades da tabela periódica · Dimitris Mendeliev (1869) Propriedades características dos átomos mostram variações periódicas regulares com o número atômico Li, Na, K:

Propriedades da tabela periódica

Prof. Edson Nossol

Uberlândia, 30/09/2016

Química Geral

Metais alcalinos terrosos

Metais alcalinos

calc

ogê

nio

os

hal

ogê

nio

s Gases nobres

Metais de transição

Dimitris Mendeliev (1869)

Propriedades características dos átomos

mostram variações periódicas

regulares com o número atômico

Li, Na, K: lábeis (reativos) ns1

He, Ne, Ar: não-lábeis (inertes) ns2np6

Li : fármaco antipsicótico

Na Z= 11 1s2 2s2 2p6 3s1

Na+ 1s2 2s2 2p6

Cl Z= 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

H

Raio atômico 90 % da densidade eletrônica

Metade da distância internuclear entre átomos vizinhos

Carga nuclear efetiva aumenta (período)

Mai

s ca

mad

as e

letr

ôn

icas

(gr

up

o)

Raio atômico

Raio atômico

Peter Agre Roderick MacKinnon

Nobel em Química (2003) canais iônicos

Canais são seletivos para Na+ (raio iônico menor que K+)

Espectroscopia fotoeletrônica

Ec

Ei = EI + Ec EI =Ei - Ec

Ec

Ec

Ec

Ec

EI2p

EI2s

EI1s

22

48

870

Exemplo: Um certo elemento estudado por XPS mostra um espectro

com 5 linhas distintas ( 5 Ec). Quais os possíveis elementos que podem

originar esse espectro?

Determinar os orbitais que podem originar o espectro 1s 2s 2p 3s 3p

Elementos que possuem elétrons nesses orbitais Al Si P S Cl Ar

Energia de ionização

Energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo

em fase gasosa

1ª energia de ionização: remoção elétron menos firmemente ligado

B2+ (1s22s1)

B2+ (1s22s1) B3+ (1s2)

2ª energia de ionização: maior que a primeira

3ª energia de ionização: maior que a segunda

Energia de ionização

EI aumenta

E

I dim

inu

i

Energia de ionização (desvios)

EIB < EIBe

Boro Berílio

No boro o elétron mais externo ocupa o orbital 2p, ficando menos fortemente ligado

Energia de ionização (desvios)

EIO < EIN

Oxigênio Nitrogênio

No oxigênio os elétrons no orbital 2p se repelem fortemente, compensando a maio carga nuclear

Afinidade eletrônica (Ea)

Energia é liberada, então o íon é mais estável que o átomo neutro

Habilidade de um átomo (ou íon) em ganhar elétrons

X(g) X-(g)

349

Ea = E(átomo A) – E(átomo A-)

Afinidade eletrônica (Ea)

Pode ser positiva ou negativa

Ea = -7 kJ / mol

N mais estável que N-

Ea aumenta

E

a d

imin

ui

Gas

es n

ob

res F: 1s22s22p5

Ne: 1s22s22p6

F-: 1s22s22p6

Ne-: 1s22s22p63s1

Eletronegatividade (c)

c 1/2 (Ea + EI)

Capacidade de um átomo tem de atrair densidade elétrônica de

outro átomo

Eletronegatividade de Mulliken

Eletronegatividade (c)

Capacidade de um átomo tem de atrair densidade elétrônica

(roubar) de outro átomo

Exercício: (a) Qual dos átomos deverá ter uma energia de ionização

mais baixa: oxigênio ou enxofre? (b) Qual dos átomos deverá ter a

maior segunda energia de ionização: Li ou Be?

Ligação iônica e suas propriedades

Prof. Edson Nossol

Uberlândia, 30/09/2016

Química Geral

•Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais

átomos unidos.

•Ligação covalente: resulta

do compartilhamento de elétrons

entre dois átomos

não metal + não metal:

∆c entre 0,3 e 1,6

cCl = 3,0 cBr= 2,8

•Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais

átomos unidos.

•Ligação metálica: é a força

atrativa que mantém metais puros

unidos.

metal + metal

cNa= 0,9

•Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais

átomos unidos.

•Ligação iônica: resulta da

transferência de elétrons de um

metal para um não-metal.

metal + não metal:

∆c ≥ 2

cCl = 3,0 cNa= 0,9

NaCl CuSO4.5H2O

NiCl2.6H2O K2Cr2O4 CoCl2.6H2O

Ligação iônica

transferência eletrônica

Eletronegatividade (c)

c 1/2 (Ea + EI)

Capacidade de um átomo tem de atrair densidade elétrônica de

outro átomo

Eletronegatividade de Mulliken

Regra do octeto

• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma

configuração s2p6 (não lábeis).

• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou

compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8

elétrons de valência (4 pares de elétrons).

• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.

Símbolos de Lewis

elétrons que participam da ligação

1 2 13 14 15 16 17 18

Na Z= 11 1s2 2s2 2p6 3s1

Cl Z= 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Símbolos de Lewis

Metal: número total de pontos é o máximo de e- que ele pode perder

1 2 13 14 15 16 17 18

Na Z= 11 1s2 2s2 2p6 3s1

Cl Z= 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Não -metal: número e- desemparelhados é igual no elétrons ele ganha

Ligação iônica

Fórmula: LiF

O número total de elétrons perdidos pelo metal deve ser o mesmo

do número total de elétrons ganhos pelo não metal

Exercício: Use os diagramas dos orbitais e símbolos de Lewis para

representar a formação da ligação entre os íons Na e O partindo de seus

respectivos átomos, e determine a fórmula do composto.

Ligação iônica

Fórmula: LiF

O número total de elétrons perdidos pelo metal deve ser o mesmo

do número total de elétrons ganhos pelo não metal

Exercício: Use os diagramas dos orbitais e símbolos de Lewis para

representar a formação da ligação entre os íons Mg e Cl partindo de seus

respectivos átomos, e determine a fórmula do composto.

• As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon

estável:

• Mg: [Ne]3s2

• Mg+: [Ne]3s1 não estável

• Mg2+: [Ne] estável

• Cl: [Ne]3s23p5

• Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável

Ligação iônica

Ligação iônica

NaCl

-592

147 kJ mol-1

Constante de Madelung

Sólido Número de coordenação

(cátion:ânion)

Constante de Madelung (A)

ZnS 4:4 1,638

NaCl 6:6 1,748

CsCl 8:8 1,763

Expoente de Born

Configuração do íon

Expoente de Born (a)

[He] 1s2 5

[Ne] ou 2s22p6 7

[Ar] ou 3s23p6 9

[Kr] ou 4s24p6 10

[Xe] ou 5s25p6 12

Expoente de Born

𝑈 = 𝐸 + 𝐸𝑟 = 𝐴𝑁𝑞

+𝑞

−𝑒2

4𝜋𝜖𝑟 +

𝑁𝐵

𝑟𝑛

U = energia liberada quando um mol de pares de íons, no estado gasoso, se aproximam

De uma distância infinita até uma distância de equilíbrio para formar um sólido iônico

Máxima atração Mínima repulsão

Expoente de Born

𝑈 = 𝐸 + 𝐸𝑟 = 𝐴𝑁𝑞

+𝑞

−𝑒2

4𝜋𝜖𝑟 +

𝑁𝐵

𝑟𝑛

U = energia liberada quando um mol de pares de íons, no estado gasoso, se aproximam

De uma distância infinita até uma distância de equilíbrio para formar um sólido iônico

𝑈0 = 𝐴𝑁𝑞

+𝑞

−𝑒2

4𝜋𝜖𝑟 + ( 1 -

1

𝑛 )

Propriedades sólidos iônicos

Sólido iônico Retículo de Bravais Ponto de fusão (°C)

Solubilidade em água (mg mL-1)

NaCl cúbico face centrada

801 0,36

KCl cúbico face centrada

770 0,34

MgO cúbico face centrada

2852 0,0000062

𝑈0 = 𝐴𝑁𝑞

+𝑞

−𝑒2

4𝜋𝜖𝑟 + ( 1 -

1

𝑛 )

Propriedades sólidos iônicos

Valores altos de ponto de fusão e ebulição

Propriedades sólidos iônicos

Dureza

força externa

Cargas iguais se repelem

Cristal quebra

Propriedades sólidos iônicos Condutividade

sólido sólido fundido solução