Propriedades Peri贸dicas
2
3
4
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 5
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
7
Lei de Coulumb Onde: •k = (constante de proporcionalidade) Constante de Coulumb •q = carga •d= distancia entre as cargas
8
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 9
10
11
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 12
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:
17
Raio at么mico Energia de ioniza莽茫o Afinidade eletr么nica Eletronegatividade
18
19
20
Raio At么mico
21
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.
22
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) 23
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 24 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 25
Varia莽茫o do Raio At么mico na Tabela Peri贸dica
26
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
27
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
28
29
30
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 31
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.
33
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
34
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 35
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 36 última camada (camada de valência).
37
38
39
40
41
42
43
44
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 45
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 46
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 47 última camada (camada de valência).
48
49
50
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⇓
51
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.
53
54
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. 55
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.
60
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 63
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
64
65