Aula periodicidade quimica 03102014

Propriedades Peri贸dicas

Modelo quântico moderno •

Física Clássica (Mecânica newtoniana) • Matéria constituída de pontos materiais ⇒ Newton

F=m.a • A luz apresenta caráter contínuo e ondulatório ⇒ Maxwell

1 . ∂2 - ∇ 2 . E(x) = 0 c2 ∂t2 1 . ∂2 - ∇ 2 . H(x) = 0 c2 ∂t2

ν=

c λ

Modelo quântico moderno •

Teoria de Plank-Einstein

•

Um sistema mecânico não poderia ter uma energia arbitrária, mas sim uma valor fixo.

•

Partículas oscilantes não podem absorver nem emitir energia de modo contínuo, mas sim em pequenas quantidades.

•

A energia de um grupo de átomos varia de maneira descontínua, ou seja, ela é constituída de um número inteiro positivo de pequenos feixes, ou corpúsculos, denominados fótons ou quantum cuja energia é dada por:

E = hν ou E = h . c / λ

E = mc2

h = constante de Plank = 6,63x10-34 J.s ν = frequência da radiação (Hz) λ = comprimento de onda (nm) c = velocidade da luz = 3x108 m/s m = massa da partícula (g) 1J = 1 kg.m2.s-2

Modelo quântico moderno •

Átomo de Rutherford – Bohr

• • • •

Átomo nuclear planetário Os elétrons tinham energia e órbitas quantizadas Órbitas circulares ou elípticas Os estados eletrônicos permitidos são aqueles onde o momento angular do elétron é quantizado, e podem ser determinados em múltiplos de n(h/2π), onde n é referente às camadas (K, L, M ...) e igual à números inteiros 1, 2, 3 ...

• Raio da primeira órbita do átomo de H ⇒ 0,529 Ao • Limitações: • Só é aplicado aos átomos mono eletrônicos (H, He+, Li2+, Be3+...)

• Incompatível com a teoria do octeto • Incompatível com as leis periódicas dos elementos • Não explicava a origem das ligações químicas

Modelo quântico moderno •

Dualidade onda-partícula

• Insucesso da física clássica em explicar o modelo ondulatório e corpuscular da luz:

• Refração e difração ⇒ Onda • Efeito fotoelétrico e emissão do corpo negro ⇒ Corpúsculo • Louis de Broglie (1924) sugeriu que os elétrons poderiam exibir, simultaneamente, propriedades de partículas e de ondas. Assim, pela combinação das equações de Plank e Einstein, encontrou-se a relação entre a massa e o comprimento de onda de um elétron:

λ =h/v.m

λ = Comprimento de onda do elétron h = Constante de Planck v = velocidade do elétron m = massa do elétron

Modelo quântico moderno •

Princípio da Incerteza de Heisenberg • Mecânica clássica: • Elétrons se movimentam como partículas • A trajetória e a quantidade de movimento são definidos • Mecânica ondulatória • Elétron se movimenta como onda • A trajetória e a velocidade são indefinidas: ∆x ≅ ±λ e ∆p ≅ m ∆v • Werner Heisenberg (1924) definiu que “é impossível conhecer, com certeza, a velocidade e a posição de uma partícula microscópica simultaneamente”

h Δx.Δp ≥ 4π

Equação de Schrödinger •

Proposto em 1926 por Erwin Schrödinger, este modelo baseia-se na teoria sobre a dualidade onda-partícula, de De Broglie, e no Princípio da incerteza, enunciado por Heisenberg.

−h 2 + ∇ Ψ + UΨ = EΨ 2 8π m •

É um modelo matemático. O movimento do elétron ao redor do núcleo é descrito por uma equação de onda, que determina, matematicamente, a região de máxima probabilidade de se encontrar um elétron.

− h  ∂ 2Ψ ∂ 2Ψ ∂ 2Ψ   2 + 2 + 2  + UΨ = EΨ 2 8π m  ∂x ∂y ∂z  •

A Equação de Schrödinger é uma equação diferencial e é impossível resolvê-la totalmente, exceto em alguns casos simples ou com a ajuda de um computador. Na prática, precisamos de somente algumas soluções, e não de como essas soluções são obtidas.

Modelo quântico moderno •

Cada solução de uma equação de onda, representada pela letra grega psi (Ψ), é chamada de função de onda. Ψ corresponde à amplitude da onda do elétron. Quando Ψ=0, representa um ponto onde a função de onda passa por um NÓ. Um NÓ é uma região do espaço onde a probabilidade de encontrarmos o elétron é zero.

Modos de vibração de uma corda e seus respectivos nós •

Para calcularmos a região de maior probabilidade de encontrar um elétron devemos calcular o valor de Ψ 2. Ψ 2 é chamado de densidade de probabilidade e representa a probabilidade de encontrar um elétron numa região ou volume estreito do espaço que está a uma distância r do núcleo.

Modelo quântico moderno Pré-requisitos para a função de onda ψ: 1- ψ deve ser uma função contínua; 2- ψ deve ser uma função finita; 3- ψ deve ser uma função linear e homogênea; 4- A probabilidade de encontrar um elétron em toda região do espaço, desde - ∞ até + ∞, deve ser igual a 1.

5 - A probabilidade de encontrar um elétron num ponto (x, y, z) é ψ 2

+∞

∫

ψ 2 dxdydz = 1

-∞ Diversas funções ψ (ψ 1, ψ 2, ψ 3, ψ 4...) atenderão a estas condições e determinarão uma região de maior probabilidade de encontramos o elétron. A essa região damos o nome de ORBITAL ATÔMICO.

Modelo qu창ntico moderno

Modelo qu창ntico moderno

Átomo de hidrogênio •

O átomo mais simples é o átomo de H (1 elétron e 1 próton). A primeira solução da Eq. de Schrödinger para H pode ser escrita como:

1/2

 1  − r/a 0 Ψ1s =  3  e = Ae − Br  πa 0  •

A e B = constantes e = base do Ln = 2,718 a0 = 0,0529nm r = distância do núcleo

A equação acima constitui a solução da equação de onda para um elétron localizado num orbital 1s. Como o expoente –Br é negativo, o valor de Ψ diminuirá muito rapidamente à medida que r aumenta. Isso significa que, quanto mais nos afastamos do núcleo, menor será a probabilidade de encontrar o elétron.

Átomo de hidrogênio • •

Observando o gráfico de Ψ 2 versus r, vemos que a probabilidade é maior no núcleo (Ψ 2 = 1). Isto não significa que o elétron está dentro do núcleo, apenas que a probabilidade de encontra-lo aí é maior.

A probabilidade de encontrar o elétron diminui à medida que nos afastamos do núcleo, mas nunca atinge o valor zero, exceto no infinito (r = ∞), onde temos um nó (Ψ = 0). Em r = ∞ o elétron está tão longe do núcleo que podemos desconsiderar a atração entre eles, ou seja, o elétron foi arrancado da eletrosfera.

http://www.youtube.com/watch?v=DGM1alJbj5M

http://www.youtube.com/watch?v=9dqFfE1RebA

Qual a distribuição eletronica dos elementos a seguir?

40

41

42

As interações, tanto as atrações entre cargas opostas quanto as repulsões entre cargas iguais, são sempre mais intensas quando as cargas são maiores e as distâncias entre elas são menores.

F. el. α F. el.

q1 x q2

α 1/d 43

Forças resultantes das interações eletrostáticas de elétrons (carga negativa) e núcleo (carga positiva) de um átomo.

Atração -

Repulsão

+ -

Lei de Coulumb • é uma lei da física que descreve a interação eletrostática entre partículas eletricamente carregadas.

• Foi formulada e publicada pela primeira vez em 1783 pelo físico francês Charles Augustin de Coulomb

45

Lei de Coulumb Onde: •k = (constante de proporcionalidade) Constante de Coulumb •q = carga •d= distancia entre as cargas

46

Periodicidade química • Século •

XVI- Pesquisadores iniciaram a relacionar as propriedades de algumas substâncias e a massa atômica dos átomos que constitui.

No começo de 1800 as propriedades dos elementos e dos seus compostos já eram razoavelmente conhecidas e muitas semelhanças nas propriedades químicas e físicas se tornaram aparentes.

Até o final do século Nº de elementos químicos conhecidos 14 XVII 33 XVIII 83 XIX ~ 115 Até hoje 47

48

49

Tabela periódica moderna Outra forma de dividir a tabela e pela natureza dos elementos. Eles são:

•Metais: constituem cerca de 74% dos elementos; são bons condutores de calor e eletricidade, dúcteis e maleáveis, e sólidos em condições ambientes, exceto o Hg.

•Não-metais: constituem cerca de 25% dos elementos, porém são os mais abundantes na natureza; são maus condutores de eletricidade e calor, não dúcteis nem maleáveis e são sólidos ou gases em condições ambientes.

Metais: 94 elementos Não-metais: 12 elementos Semi-metais: 7 elementos Gases Nobres: 7 elementos Hidrogênio 50

Tabela periódica moderna • Alguns grupos da tabela periódica possuem nomes especiais: • Grupo 1 – Alcalinos • Grupo 2 – Alcalinos terrosos • Grupo 16 – Calcogênios • Grupo 17 – Halogênios • Grupo 18 – Gases nobres • As linhas horizontais são chamadas de períodos e são numeradas de cima para baixo:

55

Raio at么mico Energia de ioniza莽茫o Afinidade eletr么nica Eletronegatividade

56

57

58

Raio At么mico

59

Raio Atômico •

O raio atômico deveria ser definido como a distância entre o núcleo e o elétron da última camada. Mas, como a nuvem eletrônica não apresenta fronteiras bem delimitadas, essa medida é muito difícil.

Entretanto, quando átomos empacotam-se em sólidos, seus centros encontram-se a uma distância bem definida de um ao outro. O raio atômico é a metade da distância internuclear entre os dois átomos vizinhos e idênticos de uma molécula.

60

Raio Atômico •

O raio atômico é a metade da distância internuclear entre os dois átomos vizinhos e idênticos de uma molécula.

A medida experimental do raio atômico é feita através da técnica de Difração de Raio-X.

d

r r = d/2 (raio de cada átomo) 61

Raio Atômico • Os raios atômicos dependem, fundamentalmente, de como os átomos estão ligados. Se o elemento é um metal ou um gás nobre, medimos a distância internuclear em uma amostra sólida. Por exemplo, a distância internuclear entre átomos de cobre metálico é 0,256nm e o raio do cobre é 0,128nm.

• Se o átomo for um não-metal, usamos a distância internuclear de átomos ligados por uma ligação covalente. Esse raio também é conhecido como raio covalente. Por exemplo, a distância internuclear na molécula de H2 é 0,074nm o raio covalente do hidrogênio é 0,037nm. Já na molécula de Cl2 a distância entre os núcleos é de 0,198nm e o raio covalente do cloro é 62 0,099nm

Raio Atômico • Se a ligação entre os elementos for iônica, o raio medido será o raio iônico. O raio iônico é a distância internuclear entre dois íons vizinhos em um sólido iônico.

• Na formação de um íon, o raio iônico deverá aumentar para os ânions (ganho de elétrons) e diminuir para os cátions (perda de elétrons) . Quanto maior for o número de elétrons ganhos ou perdidos, maior será a diferença entre os raios iônico e atômico. Veja o exemplo do vanádio: Raio atômico do V = 0,131nm Raio iônico do V2+ = 0,088nm Raio iônico do V3+ = 0,074nm Raio iônico do V4+ = 0,060nm 63

Varia莽茫o do Raio At么mico na Tabela Peri贸dica

64

Raio Atômico na tabela periódica • Dentro de um mesmo grupo da tabela periódica, os raios

•

atômicos (covalentes ou iônicos) AUMENTAM devido ao sucessivo aumento do número atômico (aumento de Z) e do aparecimento de novos níveis de energia (aumento das camadas).

Veja, por exemplo, como aumenta o raio atômico e iônico dentro do grupo 1: Átomo

Raio atômico (nm)

Íon

Raio iônico (nm)

Li

0,157

Li+

0,058

Na

0,191

Na+

0,102

K

0,235

K+

0,138

Rb

0,250

Rb+

0,149

Cs

0,272

Cs+

0,170

65

Raio Atômico na tabela periódica •

Em um mesmo período, os raios atômicos DECRESCEM a medida que AUMENTA a carga nuclear efetiva (Z*). A pouca blindagem, provocada pelo acréscimo de elétrons a um mesmo nível de energia, faz com que os elétrons sejam mais atraídos pelo núcleo. Veja, por exemplo, como diminui os raios atômicos para os elementos do segundo período:

Átomo

Z*

Configuração

Raio atômico (nm)

Li

1,26

1s22s1

0,252

Be

1,66

1s22s2

0,192

B

1,56

1s22s22p1

0,170

C

1,82

1s22s22p3

0,145

N

2,07

1s22s22p3

0128

O

2,00

1s22s22p4

0,132

F

2,26

1s22s22p5

0,117

Ne

2,52

1s22s22p6

0,105

66

67

68

Energia de Ionização • Energia de ionização é a energia necessária para remover

completamente um elétron de um átomo, ou íon, no estado gasoso: + (g) (g)

M

→ M

+ e-

• A E.I. de um átomo varia de acordo com a Lei de Coulomb, ou seja, é diretamente proporcional as cargas inversamente proporcional ao quadrado do raio (r).

(q+.q-)

e

Z* q+.qF=4πε or2 Lei de Coulomb

ou

r 69

Energia de Ionização • Para a primeira energia de ionização (1a E.I.) partimos de um átomo neutro:

Cu(g) → Cu+(g) + e- ⇒ 1a E.I. = +785 kJ.mol-1

• Já da segunda energia de ionização (2a E.I.) em diante partimos de um íon:

Cu+(g) → Cu2+(g) + e- ⇒ 2a E.I. = +1955 kJ.mol-1

• Observe que a 2a E.I. é bem maior que a 1a E.I. De fato, após retiramos o primeiro elétron é mais difícil arrancar os elétrons seguintes, pois num cátion o número de prótons é maior que o número de elétrons, aumentando, assim, a atração do núcleo.

• Observe, também, que o valor da E.I. tem sinal positivo, ou seja, é uma energia absorvida pelo átomo.

71

Energia de Ionização • Ao longo de um mesmo período da tabela periódica, a 1 a E.I. cresce com o aumento da carga nuclear efetiva (Z*) e a diminuição do raio atômico. Observe, por exemplo, como varia a 1a E.I. ao longo do segundo período: Átomo

Z*

Raio atômico (nm)

1a E.I. (kcal/mol)

Li

1,26

0,252

124

Be

1,66

0,192

215

B

1,56

0,170

191

C

1,82

0,145

260

N

2,07

0128

335

O

2,00

0,132

314

F

2,26

0,117

402

Ne

2,52

0,105

497

72

Energia de Ionização • Ao longo dos períodos, existem algumas exceções: • Berílio (Be) e Boro (B) – Ao contrário do esperado, a 1a E.I. no

•

B é menor que a 1a E.I. do Be . Apesar de serem elétrons de um mesmo nível (n=2), os elétrons 2s do Be estão mais próximos e mais atraídos pelo núcleo, enquanto os elétrons 2p do B são blindados pelos elétrons 2s, diminuindo a atração do núcleo sobre eles. O mesmo efeito é percebido entre o Mg e Al, Ca e Ga. Oxigênio (O) e Nitrogênio (N) – A 1a E.I. no O é menor que a 1a E.I. do N. Observando as distribuições eletrônicas, vê-se que o orbital 2p4 do O apresenta uma repulsão maior que o orbital 2p3 do N. Essa maior repulsão torna mais fácil a remoção deste elétron.

-1 0 +1 Há uma repulsão entre os elétrons ocupando o mesmo orbital.

2p4 73

Energia de Ionização • Ao longo de um grupo da tabela periódica, a 1a E.I. decresce. A medida que aumenta o número de camadas, aumenta a blindagem dos elétrons mais internos e o raio atômico, tornando mais fácil a remoção dos elétrons mais externos.

Observe como varia a 1a E.I. ao longo do Grupo 1: Átomo

Período

Raio atômico (nm)

1a E.I. (kJ.mol-1)

Li

2o

0,157

519

Na

3o

0,191

494

K

4o

0,235

418

Rb

5o

0,250

402

Cs

6o

0,272

376

• Nos gases nobres (grupo 18) a E.I. é muito elevada, pois a

remoção de um elétron quebra o “octeto” de elétrons na 74 última camada (camada de valência).

75

76

77

78

79

80

81

82

Afinidade Eletrônica • Afinidade eletrônica é quantidade de energia liberada quando um átomo, no estado gasoso, recebe um elétron na sua camada de valência.

A (g) + e- → A -(g)

• A.E. também varia de acordo com a Lei de Coulomb, só que a

relação é inversamente proporcional, ou seja, quanto maior a carga e menor o raio maior é a afinidade eletrônica.

Z* q+.qF=4πε or2 Lei de Coulomb

ou

r 83

Afinidade Eletrônica • A.E. é difícil de ser medida e valores precisos não são

conhecidos para todos os elementos. Alguns valores foram obtidos experimentalmente e outros foram calculados teoricamente. A A.E. é sempre um valor negativo, pois representa sempre a energia liberada.

F(g) + 1e- → F-(g)

⇒

1a A.E. = -328 kJ.mol-1

• Ao longo de um período da tabela periódica, os valores de A.E.

aumentam com o aumento da carga nuclear efetiva (Z*) e diminuição do raio atômico (r) até alcançar o seu máximo em cada período na família dos halogênios (grupo 17).

Grupos 1 2 13 14 15 16 17

2o período

Li

Be

B

C

N

O

F

1a A.E. (kJ.mol-1)

60

≤0

27

122

-7

141

328 84

Afinidade eletrônica • Ao longo de um grupo da tabela periódica, a 1a A.E. decresce. A medida que aumenta o número de camadas, aumenta a blindagem dos elétrons mais internos e o raio atômico, tornando mais difícil a adição de um elétron à camada de valência. Observe como varia a 1a A.E. ao longo do Grupo 17: Átomo

Período

Raio atômico (nm)

1a A.E. (kJ.mol-1)

F

2o

0,064

328

Cl

3o

0,099

349

Br

4o

0,114

325

I

5o

0,133

295

At

6o

0,146

270

• Nos gases nobres (grupo 18) a A.E. é muito baixa (quase zero),

pois a adição de um elétron quebra o “octeto” de elétrons na 85 última camada (camada de valência).

86

87

88

Eletronegatividade • A eletronegatividade (E. N.) é a medida da tendência , apresentada por um átomo ligado a outro, de atrair elétrons para seu núcleo. A E.N. representa a força do átomo para atrair elétrons para si.

1

2

q F =− . 2 4πε 0 r Lei de Coulomb

Z * ⇑  E.N . ⇑  ou r⇓ 

89

Pode ser definida como uma força resultante das interações eletrostáticas de elétrons (carga negativa) e núcleos (carga positiva) de dois átomos.

-

Atração

+

Repulsão

-

Repulsão

+ -

Eletronegatividade • Embora se comportem de maneira semelhante na tabela periódica, a eletronegatividade e a afinidade eletrônica são bem diferentes entre si.

• A Afinidade Eletrônica é uma medida de energia para um átomo isolado enquanto a Eletronegatividade é uma medida da força de atração dos elétrons envolvidos numa ligação química.

• A Eletronegatividade também depende da força de atração e da distância até o núcleo.

91

92

Eletronegatividade • A E.N. não é uma grandeza absoluta e seus valores podem ser baseados em diversas grandezas como energia de ligação, raio atômico, afinidade eletrônica e energia de ionização. Todos estas grandezas dão aproximadamente os mesmos valores de E.N. para os elementos individuais.

• Em geral, a E.N. varia na tabela periódica da mesma maneira que a

afinidade eletrônica. Ao longo de um mesmo período, cresce com o aumento da carga nuclear efetiva (Z*) e ao o longo de um mesmo grupo, diminui com o aumento do raio atômico.

• Na maioria das vezes, utilizamos os valores da Eletronegatividade

de Pauling. Linus Pauling obteve dados de E.N. dos elementos considerando as energias necessárias para romper as ligações químicas nas moléculas.

93

Linus Carl Pauling (1901-1994) foi um brilhante químico e também um pacifista.

Suas contribuições para a Química foram inúmeras, dentre as quais podemos destacar:

os trabalhos teóricos sobre as ligações químicas, a elucidação da geometria molecular das proteínas e a elaboração do conceito de ELETRONEGATIVIDADE.

Eletronegatividade: Uma propriedade periódica (carga nuclear, q+)

α

Eletronegatividade (tamanho do átomo, r) Quais as tendências de variação da eletronegatividade na Tabela Periódica?

Dois de seus livros (General Chemistry e The nature of Chemical bond) são considerados clássicos da literatura química.

A fórmula utilizada por Pauling para calcular as eletronegatividades XA e XB de dois átomos A e B é baseada na energia envolvida na formação (energia de ligação) das moléculas AB, A2 e B2, por meio da reação: A2 + B2 --> 2AB

ΔE = a variação de energia envolvida na formação da molécula AB. XA e XB = eletronegatividades de A e de B. Para evitar valores negativos de eletronegatividade, Pauling atribuiu arbitrariamente um valor para a eletronegatividade de hidrogênio e calculou, em relação a esse valor, a eletronegatividade dos outros elementos.

98

2 He --3 Li 1,0

4 Be 1,5

5 B 2,0

6 C 2,5

7 N 3,0

8 O 3,5

9 F 4,0

10 Ne ---

11 Na 0,9

12 Mg 1,2

13 Al 1,5

14 Si 1,8

15 P 2,1

16 S 2,5

17 Cl 3,0

18 Ar ---

19 K 0,8

20 Ca 1,0

21 Sc 1,3

22 Ti 1,5

23 V 1,6

24 Cr 1,6

25 Mn 1,5

26 Fe 1,8

27 Co 1,9

28 Ni 1,9

29 Cu 1,9

30 Zn 1,6

31 Ga 1,6

32 Ge 1,8

33 As 2,0

34 Se 2,4

35 Br 2,8

36 Kr ---

37 Rb 0,8

38 Sr 1,0

39 Y 1,2

40 Zr 1,4

41 Nb 1,6

42 Mo 1,8

43 Tc 1,9

44 Ru 2,2

45 Rh 2,2

46 Pd 2,2

47 Ag 1,9

48 Cd 1,7

49 In 1,7

50 Sn 1,8

51 Sb 1,9

52 Te 2,1

53 I 2,5

54 Xe ---

55 Cs 0,7

56 Ba 0,9

La 1,1 1,3

72 Hf 1,3

73 Ta 1,5

74 W 1,7

75 Re 1,9

76 Os 2,2

77 Ir 2,2

78 Pt 2,2

79 Au 2,4

80 Hg 1,9

81 Tl 1,8

82 Pb 1,9

83 Bi 1,9

84 Po 2,0

85 At 2,2

86 Rn ---

87 Fr 0,7

88 Ra 0,9

Ac 1,1 1,7

1 H 2,1

3 Li 1,0 11 Na 0,9 19 K 0,8 37 Rb 0,8

4 Be 1,5 12 Mg 1,2 20 Ca 1,0 38 Sr 1,0

5 B 2,0 13 Al 1,5 31 Ga 1,6 49 In 1,7

6 C 2,5 14 Si 1,8 32 Ge 1,8 50 Sn 1,8

7 N 3,0 15 P 2,1 33 As 2,0 51 Sb 1,9

8 O 3,5 16 S 2,5 34 Se 2,4 52 Te 2,1

9 F 4,0 17 Cl 3,0 35 Br 2,8 53 I 2,5

10 Ne --18 Ar --36 Kr --54 Xe ---

Outras propriedades periódicas • A lei periódica estabelece que se os elementos são ordenados de acordo com o aumento do número atômico, pode-se observar a repetição periódica das suas propriedades .

• Outras propriedades podem ser usadas para demonstrar a lei periódica. Assim, ponto de fusão e de ebulição, condutividade térmica, elétrica, dureza e densidade mostram variações periódicas com o número atômico. As variações dessas propriedades não são tão regulares, porque a relação entre tais propriedades e distribuição eletrônica não é tão direta.

Grupos

1

2

13

14

15

16

17

2o período

Li

Be

B

C

N

O

F

Ponto de Fusão (C°)

181

1285

2030

3370

-210

-218

-220 101

Resumindo Propriedade

definição

período

familia

Raio Atomico

Tamanho do átomo

Diminui com o aumento de Z

Aumenta com o aumento de camadas

Energia de ionização

Energia Aumenta com o envolvida ao aumento de Z retirar um eletron

Diminui com o aumento de camadas

Afinidade Eletronica

Energia liberada ao adicionar um eletron

Aumenta com o aumento de Z

Diminui com o aumento de camadas

Eletronegativi dade

Tendência de atração de elétrons em uma ligação

Aumenta com o aumento de Z

Diminui com o aumento de camadas

102

103