Propriedades PeriÓdicas DOS Elementos PDF

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ESTRUTURA DA MA MATÉRIA TÉRIA PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENT ELEMENTOS OS DESENVOLVIMENT VIMENTO TABELA  DESENVOL VIMENT O DA T ABELA PERIÓDICA  1869 Dmitri Mendeleev na Rússia e Lothar Meyer na Alemanha publicaram esquemas de classificação quase idênticos. Os dois cientistas notaram que as propriedades físicas e químicas se repetiam periodicamente quando os elementos eram arranjados em ordem de aumento de peso atômico. Apesar de Mendeleev e Meyer tivessem chegado, essencialmente, na mesma conclusão sobre a periodicidade das propriedades dos elementos, é dado crédito a Mendeleev por causa do avanço nas suas ideias mais vigorosamente e do estímulo de novos trabalhos. Sua insistência de que elementos com características similares devem ser listados na mesma coluna, forçava-o a deixar espaços em branco na sua tabela.  1913 O físico inglês Henry Moseley desenvolveu o conceito de números atômicos. Bombardeando diferentes elementos com elétrons de alta energia, ele descobriu que cada elemento produziu raios X de uma única frequência e que a frequência geralmente aumentava conforme a massa atômica aumentava. Ele arranjou as frequências dos raios X em ordem pela atribuição de um único número inteiro, chamado de número atômico, para cada elemento.

EFETIVA  CARGA NUCLEAR EFETIV A Muitas propriedades de átomos dependem da configuração eletrônica e como elétrons externos nos átomos são atraídos para o núcleo. A lei de Coulomb nos conta que: F = K x Q1 x Q2 (d)2

Assim, A FORÇA ATRA TIV A ENTRE UM ELÉTRON E O NÚCLEO DEPENDE DA INTENSIDADE DA TRATIV TIVA CARGA NUCLEAR E DA DISTÂNCIA MÉDIA ENTRE O NÚCLEO E O ELÉTRON. A FORÇA AUMENT A AUMENTA AUMENTA ELÉTRON AFAST ASTA CONFORME A CARGA NUCLEAR AUMENT A E DIMINUI CONFORME O ELÉT RON SE AF AST A DO NÚCLEO. Para se estimar a força atrativa entre um elétron e o núcleo, precisa-se considerar o modo de interação do elétron com o ambiente médio criado pelo núcleo e os outros elétrons no átomo. Trata-se cada elétron como se ele estivesse se movendo em uma rede do campo elétrico criado pelo núcleo e na densidade eletrônica dos outros elétrons. Visualiza-se essa rede do campo elétrico como se ela resultasse de uma única carga positiva localizada no núcleo, chamada de CARGA NUCLEAR EFETIV EFETIVA A, Zeff.

A carga nuclear efetiva agindo em um elétron dentro de um átomo é menor do que a carga nuclear real (Zeff < Z) porque a carga nuclear efetiva inclui o efeito dos outros elétrons no átomo. Em qualquer átomo com muitos elétrons, os elétrons mais interiores parcialmente blindam os elétrons mais exteriores da atração do núcleo, e o relacionamento entre Z eff e o número de prótons no núcleo Z é: Zeff = Z – S Onde S é um número positivo chamado de constante de blindagem. Ela representa a porção da carga nuclear que é blindada para um elétron de valência pelos outros elétrons no átomo. O fato de os elétrons do centro serem mais efetivos na blindagem do elétron de valência do núcleo faz com que o valor de S, normalmente, seja mais próximo para os elétrons do centro em um átomo. EXEMPLO EXEMPLO: átomo de Na Configuração eletrônica do Na: [Ne] 3s1. A carga nuclear (Z) é 11+. Na11: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1. Há 10 elétrons do centro (core), portanto S = 10. Zeff = Z – S = 11 – 10 = 1+ A situação é mais complicada, entretanto, porque o elétron da 3s tem uma pequena probabilidade de estar mais próximo do núcleo, na região ocupada pelos elétrons do centro (core). Assim, há uma probabilidade de que esse elétron sinta uma atração maior do que um S = 10. Essa atração maior aumenta o valor de Zeff para o elétron da 3s de 1+ para 2.5+. Em outras palavras, o fato de que o elétron da 3s passa um tempo muito pequeno perto do núcleo, muda o valor de S. A noção de carga nuclear efetiva também explica um efeito importante: para um átomo com muitos elétrons, as energias dos orbitais com o mesmo valor de n aumentam com o aumento de l. EXEMPLO EXEMPLO: átomo de C. Configuração eletrônica 1s2, 2s2, 2p2, a energia do orbital 2p ( l = 1) é maior que a energia do orbital 2s (l = 0) mesmo que os dois orbitais estejam na camada n = 2. Essa diferença nas energias é devido às funções de probabilidades radiais para os orbitais. A atração maior entre o elétron da 2s e o núcleo leva a uma energia mais baixa para o orbital da 2s do que para o orbital da 2p. O mesmo raciocínio explica a tendência geral em energias orbitais (ns < np < nd) em átomos com muitos elétrons. 

TENDÊNCIAS NOS V VALORES ALORES DA ZEFF DOS ELÉTRONS DE V VALÊNCIA ALÊNCIA

A carga nuclear efetiva aumenta da esquerda para a direita em qualquer período da tabela periódica.

EXEMPLO EXEMPLO: átomo de Li Configuração eletrônica: 1s2, 2s1. Os elétrons do core da 1s blindam os elétrons de valência 2s do núcleo 3+ com bastante eficiência. Consequentemente, o elétron de valência sente uma carga nuclear efetiva de 3 – 2 = 1+. Átomo de Be Configuração eletrônica: 1s2, 2s2. S = 2; Z = 4+. Portanto Zeff = 4 – 2 = 2+

Descendo uma coluna, a carga nuclear efetiva sentida pelo elétron de valência muda menos do que quando se cruza um período. EXEMPLO EXEMPLO: Nós esperaríamos que a carga nuclear efetiva sentida pelo elétron de valência no Lítio e no Sódio fosse a mesma, grosseiramente, 3 – 2 = 1+ para o Lítio e 11 – 10 = 1+ para o Sódio. Na verdade, entretanto, a carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente conforme descemos em uma coluna, porque a nuvem eletrônica do core fica mais difusa e assim é menos capaz de blindar os elétrons de valência da carga nuclear. No caso dos metais alcalinos, Zeff aumenta de 1.3+ (Lítio) para 2.5+ (Sódio) e para 3.5+ (potássio).

 TAMANHOS DE ÁT ÁTOMOS OMOS E ÍONS Imagine uma coleção de átomos de argônio na fase gasosa. Quando dois desses átomos colidem um no outro, eles se ricocheteiam como bolas de bilhar colidindo. E isso acontece porque as nuvens eletrônicas dos átomos não podem se penetrar para qualquer extensão significante. A DISTÂNCIA MAIS CURT CURTA A SEP SEPARANDO ARANDO DOIS NÚCLEOS DURANTE TAIS COLISÕES É DUAS VEZES O RAIO DOS ÁTOMOS ÁTOMOS. Nós chamamos esse raio de raio atômico não ligante ou raio de Van der . Waals Em moléculas, uma interação atrativa existe entre dois átomos adjacentes quaisquer na molécula, levando a uma ligação química entre os átomos. PODEMOS DEFINIR RAIO ATÔMICO BASEADO NA DISTÂNCIA SEPAR SEPARANDO ANDO O NÚCLEO QUANDO DOIS ÁTOMOS SÃO LIGADOS UM NO OUTRO OUTRO. O RAIO ATÔMICO LIGANTE (ou raio covalente) PARA QUALQUER ÁTOMO EM UMA MOLÉCULA É IGUAL À METADE DA DISTÂNCIA d ENTRE OS NÚCLEOS. R = d/2 O raio atômico ligante é menor do que o raio atômico não ligante.  TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NO RA RAIO IO A ATÔMICO TÔMICO

1. Dentro de cada grupo, o raio covalente tende a aumentar de cima para baixo. Essa tendência resulta, primariamente, do aumento no número quântico principal (n) dos elétrons exteriores. Conforme descemos numa coluna, os elétrons exteriores tem uma maior probabilidade de estarem afastados do núcleo, causando o aumento do raio atômico.

2. Dentro de cada período, o raio atômico ligante tende a diminuir da esquerda para a direita. O maior fator que influencia nessa tendência é o aumento na carga nuclear efetiva Zeff que cruza um período. O aumento da carga nuclear efetiva atrai, estavelmente, os elétrons de valência para mais próximo do núcleo, causando a diminuição do raio atômico ligante.

 TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NO RA RAIO IO IÔNICO O raio iônico pode ser determinado das distâncias entre átomos nos compostos iônicos. Como no tamanho de um átomo, O TAMANHO DE UM ÍON DEPENDE DA SUA CARGA NUCLEAR, O NÚMERO DE ELÉTRONS QUE ELE POSSUI E OS ORBIT AIS EM QUE OS ELÉTRONS DE VALÊNCIA ORBITAIS RESIDEM. Quando um cátion é formado de um átomo neutro, elétrons são removidos dos orbitais atômicos ocupados que estavam mais, espacialmente, estendidos do núcleo. Também, as menoress que seus átomos neutros. repulsões entre os elétrons diminuem. Portanto, cátions são menore Quando elétrons são adicionados em um átomo para formar um ânion, o aumento das repulsões entre os elétrons faz com que os elétrons se espalhem mais no espaço. Assim, ânions são maiores que seus átomos neutro neutross .

Par Para a íons carregando a mesma carga, o raio iônico aumenta conforme descemos em uma coluna na tabela periódic periódica a.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO É a energia mínima requerida para remover um elétron do átomo ou íon gasoso isolado no seu estado fundamental. A primeira energia de ionização, I1, é a energia necessitada para remover o primeiro elétron do átomo neutro: Na(g)

Na+(g) + e-

A segunda energia de ionização , I2, é a energia necessitada para remover o segundo elétron e mais adiante, para as sucessivas remoções de elétrons adicionais. Assim, I 2 para o átomo de sódio é a energia associada com o processo: Na(g)

Na2+(g) + 2e-

Quanto maior a energia de ionização, mais difícil é para remover um elétron.  VARIAÇÕES NAS SUCES SUCESSIVAS SIVAS ENERGIAS DE IONIZAÇ IONIZAÇÃO ÃO As energias de ionização para um dado elemento aumentam conforme sucessivos elétrons são removidos. Esta tendência existe porque a cada remoção sucessiva, um elétron está sendo puxado por um íon positivo de modo cada vez maior. Uma segunda característica importante é o forte aumento na energia de ionização que ocorre quando um elétron de uma camada mais interior é removido.

EXEMPLO EXEMPLO: átomo de Si Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. As energias de ionizações aumentam, estavelmente, de 786 kJ/mol para 4356 kJ/mol para os quatro elétrons nas subcamadas 3s e 3p. A remoção do quinto elétron, que é da subcamada 2p, requer uma maior quantidade de energia: 16,019 kJ/mol. O grande aumento ocorre porque o elétron da 2p é muito mais provável de ser encontrado próximo ao núcleo do que são os quatro elétrons da 3s, portanto, os elétrons da 2p sente uma carga nuclear efetiva maior do que os elétrons das camadas 3s e 3p. 14

Tal fato suporta a ideia de que apenas os elétrons mais externos estão envolvidos no compartilhamento e transferência de elétrons que faz com que ocorram ligações químicas e reações....