Q08

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QUÍMICA Configurações Eletrônicas e a Tabela Periódica

Figuras: Prentice Hall

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Diagramas de Energia de Orbitais Subníveis em um mesmo nível têm uma mesma energia no hidrogênio: 2s = 2p. Subníveis são separados em um átomo multieletrônico: 2s < 2p. …que no átomo de hidrogênio. Energias dos orbitais de um átomo multieletrônico têm energias menores… Figuras: Prentice Hall

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Configurações Eletrônicas • A configuração eletrônica descreve a distribuição de elétrons entre os vários orbitais do átomo. • Configurações eletrônicas são representadas de duas maneiras. A notação spdf usa números para designar o nível principal e letras (s, p, d, f) para identificar o subnível; o superescrito indica o número de elétrons em um determinado subnível. Figuras: Prentice Hall

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Configurações Eletrônicas Um diagrama de orbitais (caixas) representa cada orbital dentro de um subnível, e as flechas representam elétrons. A direção das flexas representa spins eletrônicos; spins opostos são pareados.

N: Figuras: Prentice Hall

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Regras para Configurações Eletrônicas • Elétrons ocupam os orbitais de menor energia disponíveis (em um átomo não-excitado). • Nenhum elétron pode ter os mesmos 4 números quânticos já utilizados por outro elétron. • Princípio de Exclusão de Pauli: um orbital atômico pode acomodar não mais que dois elétrons, e estes devem ter spins opostos. • Regra de Hund: em um grupo de orbitais de mesma energia, elétrons irão ocupar orbitais vazios sempre que possível. • Elétrons em orbitais semi-preenchidos têm spins paralelos.

Figuras: Prentice Hall

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Diagrama de Pauling • Siga a sequência a partir de cima: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, etc. • Subníveis muito afastados do núcleo podem apresentar-se como exceções a esta regra.

Figuras: Prentice Hall

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Princípio de Aufbau • O Princípio de Aufbau descreve a “construção” de um átomo a partir de outro que o precede em número atômico. (Z = 1) H (Z = 2) He (Z = 3) Li

Para o He, um elétron a mais que H.

1s1 1s2 1s2 2s1

Para o Li, um elétron a mais que o He.

• Abreviação de Núcleo de Gás Nobre: pode-se substituir a porção correspondente à configuração eletrônica de um gás nobre pelo símbolo do respectivo gás nobre entre colchetes. (Z = 3) Li 1s2

(Z = 22) Ti

[He]2s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

[Ar]4s2 3d2 Figuras: Prentice Hall

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Elementos Representativos e Elementos de Transição • Os elementos representativos são aqueles cujo último orbital preenchido pelo Princípio de Aufbau é um orbital s ou p na camada mais externa.

Nos elementos de transição, o subnível sendo preenchido pelo Princípio de Aufbau está em um nível principal interno.

Elementos representativos Elem. transição externa Elem. transição interna Figuras: Prentice Hall

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Utilizando a Tabela Periódica para Escrever Configurações Eletrônicas

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A config. eletrônica do Si termina com 3s2 3p2

A config. eletrônica do Rh termina com 5s2 4d7 Figuras: Prentice Hall

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Exceções ao Aufbau Subnível d semi-preenchido mais subnível s semipreenchido têm energia um pouco menor que s2 d4. Subnível d preenchido mais subnível s semi-preenchido têm energia um pouco menor que s2 d9.

Outras exceções ocorrem com o aumento do número atômico, e nem sempre facilmente previsíveis, devido a aproximações dos subníveis (em termos de energia). Figuras: Prentice Hall

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Elétrons de valência e Elétrons internos • A camada de valência é o nível principal mais externo ocupado. A camada de valência contém os elétrons de valência. • Para os elementos representativos, o número de elétrons de valência é o mesmo número da família do elemento (elementos 6A: seis elétrons de valência, etc.) O período do elemento é o número quântico principal dos elétrons de valência. • Elétrons em camadas internas à camada de valência são elétrons internos. 5 elétrons de valência, com n = 4

Exemplo:

As

[Ar] 4s2 3d104p3 28 elétrons internos Figuras: Prentice Hall

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Configurações Eletrônicas de Íons • Para obter a configuração eletrônica de um ânion pelo Princípio de Aufbau, adicione os elétrons extras à camada de valência do átomo neutro do não-metal. • O número adicionado usualmente completa a camada. • O não-metal adquire a configuração eletrônica de um gás nobre. O2– : [Ne] Br– : [Kr] Figuras: Prentice Hall

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Configurações Eletrônicas de Íons • Um átomo metálico perde elétrons para formar um cátion. • Os primeiros elétrons perdidos são aqueles com o maior número quântico principal. • Se houver dois subníveis com o maior número quântico principal, elétrons são removidos do subnível com o maior l.

Figuras: Prentice Hall

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Configurações Eletrônicas de Íons Átomo F 1s2 2s22p5 S [Ne] 3s2 3p4 Sr [Kr] 5s2 Ti [Ar] 4s2 3d2 Fe [Ar] 4s2 3d6

Íon F– 1s2 2s22p6 S2– [Ne] 3s2 3p6 Sr2+ [Kr] 5s2 Ti4+ [Ar] 4s2 3d2 Fe2+ [Ar] 4s2 3d6

(ou) [Ne] [Ar] [Kr] [Ar] [Ar] 3d6

Elétrons de valência são perdidos primeiro.

Figuras: Prentice Hall

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Configurações Eletrônicas de Alguns Cátions

Figuras: Prentice Hall

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Propriedades Magnéticas • Diamagnetismo é a repulsão fraca associada a elétrons emparelhados. • Paramagnetismo é a atração associada a elétrons desemparelhados (celibatários). – Isto produz um efeito muito maior que o fraco diamagnetismo de elétrons emparelhados. • Ferromagnetismo é a excepcionalmente forte atração que aparece no ferro e outras poucas substâncias pelo campo magnético. Figuras: Prentice Hall

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Propriedades Magnéticas • As propriedades magnéticas de uma substância podem ser determinadas pesando-se a substância na presená e na ausencia de campo magnético.

A massa parece ter aumentado, então esta substância deve ser ____________ e deve ter elétrons (emparelhados,Figuras: desemparelhados). Prentice Hall

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Questão Uma amostra de gás cloro é determinada como sendo diamagnética. Esta substância gasosa pode ser formada por átomos individuais de Cl?

Figuras: Prentice Hall

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Propriedades Periódicas • Certas propriedades físicas e químicas aparecem de forma recorrente, e/ou variam de forma regular, quando elementos são arranjados por ordem de números atômicos crescentes (Moseley). • Temperaturas de fusão e ebulição, densidade e fase física são propriedades periódicas.

Figuras: Prentice Hall

Propriedades Periódicas: Raio Atômico

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• Metade da distância entre núcleos de dois átomos é o raio atômico. Raio Covalente: metade da distância internuclear de átomos idênticos de unidos em uma molécula. Raio Metálico: metade da distância entre núcleos de átomos adjacentes em um metal sólido. Figuras: Prentice Hall

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Propriedades Periódicas: Raio Atômico

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• Raio atômico aumenta de cima para baixo em uma família. • O valor de n é tem uma relação direta com a distância do elétron ao núcleo.

Figuras: Prentice Hall

Propriedades Periódicas: Raio Atômico • •

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Raio atômico diminui da esquerda para a direita em um determinado Período. Razão: a carga nuclear efetiva (Zeff) aumenta da esquerda para a direita, aumentando a atração do núcleo pelos elétrons de valência, fazendo com que o átomo fique menor. Regras de Slater S = 0,35x1 + 0,85x8+1,00x2 = 9,15 Zeff = Z-S = 12-9.15 = 2.85

Regras de Slater

Mg tem maior Zeff que Na, logo fica menor que Na.

S = 0,85x8+1,00x2 = 8.8 Zeff = Z-S = 11-8.8 = 2.2

Figuras: Prentice Hall

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Propriedades Periódicas: Raio Atômico

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Figuras: Prentice Hall

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Raio Atômico dos Elementos

Figuras: Prentice Hall

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Raio Iônico

O raio iônico de cada íons é a parte da distância internuclear ocupada por cada íon.

Figuras: Prentice Hall

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Raios Iônicos • Cátions são menores que os átomos neutros que os formaram; o valor de n normalmente é reduzido. Adicionalmente as repulsões elétron-elétron são menores.

Figuras: Prentice Hall

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Raio Iônico • Ânions são maiores que os átomos neutros que os formaram.

• Zeff continua praticamente igual, mas os elétrons adicionais aumentam as repulsões elétron-elétron. • Isoeletrônicos: são espécies que têm o mesmo número de elétrons; Tamanho diminui em função de Zeff. Figuras: Prentice Hall

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Alguns raios atômicos e iônicos

Figuras: Prentice Hall

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Energia de Ionização • Energia de Ionização (EI) é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro isolado no estado gasoso. • EI é normalmente expressa em kJ/mol de átomos. M(g)
M+(g) + e– ∆H = I1 M+(g)
M2+(g) + e– ∆H = I2 M2+(g)
M3+(g) + e– ∆H = I3

Figuras: Prentice Hall

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Tendências em Energia de Ionização • I1 < I2 < I3 – Remoção de elétrons de um íon positivo é mais difícil que remover elétrons de um átomo neutro.

• Um grande pulo em EI ocorre quando os elétrons de valência são completamente removidos (???). • EI1 diminui de cima para baixo na tabela periódica. – n aumenta ⇒ elétrons de valência ficam mais afastados.

• EI1 geralmente aumenta da esquerda para a direita, com exceções. – Zeff aumenta da esquerda para a direita ⇒ elétrons são mantidos presos no átomo com maior intensidade. Figuras: Prentice Hall

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Energias de Ionização Compare I2 a I1 para um elemento 2A, e então para um elemento 1A. Por que I2 para os elementos 1A é tão maior que I1?

Por que a mesma tendência não é seguida para um elemento 2A? I2 > I1 … mas só 2 vezes maior …

Figuras: Prentice Hall

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Energias de Ionização Tendência geral em I1: um aumento da esquerda para a direita, mas …

O elétron removido é agora um elétron p (maior energia, mais fácil de ser removido que o elétron s).

…I1 diminui, de 2A para 3A.

Li: 1s2 2s1 Be: 1s2 2s2 B: 1s2 2s2 2p1 (2px1) C: 1s2 2s2 2p2 (2px12py1) N: 1s2 2s2 2p3 (2px12py12pz1) O: 1s2 2s2 2p4 (2px22py12pz1) F: 1s2 2s2 2p5 (2px22py22pz1)

I1 diminui novamente entre 5A and 6A. Repulsão elétron-elétron em 6A faz com que o elétron fique mais facilmente removível. Figuras: Prentice Hall

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1as Energias de Ionização Mudança em tendência ocorreenrte 2A-3A e 5A-6A para cada período …

… mas fica menor em função da distância ao núcleo ficar maior.

Figuras: Prentice Hall

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Tendências em Energia de Ionização Delta P.I. P.I. [kJ/mol]

Cálcio - Potenciais de Ionização 4500

Octeto N=3

25000

3s2

Variação do P.I. [kJ/mol]

4000 20000

3500

3p semipreenchido

3000 15000

2500 2000

10000

1500 1000

5000

500 0

0 0

1

2

3 4 5 6 7 8 Núm. eletrons removidos

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Figuras: Prentice Hall

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Afinidade eletrônica Afinidade Eletrônia (AE) é a mudança de energia que ocorre quando um elétron é adicionado ao átomo isolado no estado gasoso:

M(g) + e–
M–(g)

∆H = EA1

• AE negativa ⇒ processo exotérmico. • Não-metais geralmente têm EA maior que metais. (Não-metais tendem a formar ânions) • AE é geralmente mais negativa (ou menos positiva) à direita e acima na tabela periódica. Figuras: Prentice Hall

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Afinidade Eletrônica Halogênios têm “maior AE” (liberam mais energia) que metais alcalinos, como esperado.

Figuras: Prentice Hall

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Metais • Metais têm poucos elétrons na camada de valência e tendem a formar íons positivos. – Ex: Alumínio perde 3 elétrons ⇒ Al3+. • Todos elementos do bloco s (exceto H e He), todos do bloco d e do bloco f, e alguns do bloco p são metais.

Figuras: Prentice Hall

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Caráter Metálico • Caráter metálico está relacionado ao raio atômico e à energia de ionização. • Caráter metálico geralmente aumenta da direita para a esquerda em um período, e aumenta de cima para baixo em um grupo.

Figuras: Prentice Hall

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Não-Metais • Átomos de um não-metal geralmente têm mais elétrons na camada de valência que metais. • Vários não-metais tendem a formar ânions. • Todos não-metais (exceto H and He) são elementos do bloco p.

Caráter não-metálico geralmente aumenta da esquerda para a direita e aumenta de baixo para cima na tabela periódica (inversamente ao caráter metálico).

Figuras: Prentice Hall

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Semi-metais • Uma diagonal em escada separa metais de não-metais; elementos próximos desta linha são semi-metais (metalóides). • Semi-metais têm propriedades intermediárias comparativamente a metais e não-metais. Nem todos autores consideram Po e At como semi-metais

Figuras: Prentice Hall

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Resumo de Tendências

Figuras: Prentice Hall

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Os Gases Nobres • Os gases nobres estão à direita na tabela periódica entre os não-metais muito reativos (7A) e os metais muito reativos (alcalinos). • Gases nobres raramente entram em reações químicas por causa de sua configuração eletrônica estável. • Entretanto, alguns compostos com gases nobres já foram criados (exceto com He e Ne).

Figuras: Prentice Hall

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43 Átomos emitem energia quando elétrons passam de estados mais altos de energia para estados mais baixos.

Teste de Chama

Elementos com baixas 1as E.I.s podem ser excitados por um bico de Bunsen, e frequentemente emitem energia na parte visível do espectro.

Li

Na

Elementos com altas 1as E.I.s normalmente requerem temperaturas maiores para emissão, que normalmente ocorre na região U.V. do espectro.

Ca

Sr

K

Ba

Figuras: Prentice Hall

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Agentes Redutores e Oxidantes • Os halogênios (grupo 7A) are good oxidizing agents. • Halogênios têm alta afinidade por elétrons, e seu poder oxidante geralmente varia com sua afinidade eletrônica. Quando Cl2 is borbulhado em uma solução transparente de íons iodeto …

I2 é marrom em solução aquosa …

… o cloro oxida I– a I2, devido a A.E.1 de Cl2 ser maior que a A.E.1 do I2.

… mas se dissolve em CCl4 dando uma solução roxa.

Figuras: Prentice Hall

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Agentes Redutores e Oxidantes • • •

Os elementos do bloco s são fortes agentes redutores. Metais IA os pesados IIA deslocam H2 da água, em parte devido aos baixos valores de E.I.1. Baixos E.I.1 significam que facilmente o metal cede elétrons ao hidrogênio da molécula de água, formando gás hidrogênio.

Potássio reage violentamente com água. O H2 liberado queima.

Cálcio rapidamente reage com água …

… enquanto Magnésio é relativamente não reativo frente à água fria.

Figuras: Prentice Hall

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Óxidos Ácidos, Básicos e Anfóteros • Um óxido ácido produz um ácido ao reagir com água. • Óxidos ácidos são substâncias moleculares e geralmente são óxidos de não-metals. • Óxidos básicos produzem bases ao reagirem com a água. • Frequentemente, óxidos básicos são óxidos de metais. • Óxidos anfóteros reagem com um ácido ou uma base.

Figuras: Prentice Hall

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Propriedades de Óxidos de Elementos Representativos

Os semi-metais e alguns metais pesados formam óxidos anfóteros.

Figuras: Prentice Hall

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Filmes…

Figuras: Prentice Hall

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