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Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos.
A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.
Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazerprevisões sobre elementos não descobertos?
O desenvolvimentoO desenvolvimento
da tabela periódicada tabela periódica
Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas propriedadesquímicas e físicas.
A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em ordemcrescente de massa atômica.
Faltaram alguns elementos nesse esquema. Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As
seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo doSi. Ele previu um número de propriedades para este elemento. Em 1886 o Gefoi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem à previsão deMendeleev.
O desenvolvimentoO desenvolvimento
da tabela periódicada tabela periódica
A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente denúmero atômico.
Carga nuclear efetiva
A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomopolieletrônico.
A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito doselétrons internos.
OO desenvolvimento
desenvolvimento
dada tabela
tabela periódica
periódica
Os elétrons estão atraídos ao núcleo, mas são repelidos
pelos
elétrons que os protegem da carga nuclear.
A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância donúcleo e do número de elétrons mais internos.
Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (
S
), a carga
nuclear efetiva (
Z
eff
) diminui.
Quando aumenta a distância do núcleo,
S
aumenta e
Z
eff
diminui.
CargaCarga nuclear
nuclear efetiva
efetiva
Z
eff
= Z - S
Todos os orbitais n
s
têm a mesma forma, mas tamanhos e números de nós
diferentes.
Considere:
He: 1
s
2
Ne: 1
s
2
s
2
p
6
e
Ar: 1
s
2
s
2
p
6
s
2
p
6
A densidade eletrônica radial é a probabilidade de se encontrar um elétron auma determinada distância.
Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva
Considere uma molécula diatômicasimples.
A distância entre os dois núcleos édenominada distância de ligação.
Se os dois átomos que formam amolécula são os mesmos, metade dadistância de ligação é denominadaraio covalente do átomo.
TamanhoTamanho dos
dos átomos
átomos
e dose dos íons
íons
Tendências periódicas nos raios atômicos
Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedadesdos elementos variam periodicamente.
O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica.
Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores.
Existem dois fatores agindo:
Número quântico principal,
n
, e
a carga nuclear efetiva,
Z
ef
Tamanho dos átomosTamanho dos átomos
e dos íonse dos íons
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
A primeira energia de ionização,
I
1
, é a quantidade de energia necessária para
remover um elétron de um átomo gasoso:
Na (
g
Na
g
) + e
A segunda energia de ionização,
I
2
, é a energia necessária para remover um
elétron de um íon gasoso:
Na
g
Na
2+
g
) + e
Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover oelétron.
Variações nas energias de ionização sucessivas
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron maisinterno é removido.
EnergiaEnergia de
de ionização
ionização
Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.
Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removidoao descermos em um grupo.
À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover umelétron do orbital mais volumoso.
Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período.
Ao longo de um período,
Z
eff
aumenta. Consequentemente, fica
mais difícil remover um elétron.
São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron
p
e a remoção
do quarto elétron
p
Energia de ionizaçãoEnergia de ionização
Tendências periódicas nas
primeiras energias de ionização
Os elétrons
s
são mais eficazes na proteção do que os elétrons
p
Conseqüentemente, a formação de
s
2
p
0
se torna mais favorável.
Quando um segundo elétron é colocado em um orbital
p
, aumenta a repulsão
elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração
s
2
p
3
resultante é mais estável do que a configuração inicial
s
2
p
4
. Portanto, há uma
diminuição na energia de ionização.
EnergiaEnergia de
de ionização
ionização
Ligação química:
é a força atrativa que mantém dois ou
mais átomos unidos.
Ligação covalente:
resulta do compartilhamento de
elétrons entre dois átomos. Normalmente encontradaentre elementos não-metálicos.
Ligação iônica:
resulta da transferência de elétrons de
um metal para um não-metal.
Ligação metálica
: é a força atrativa que mantém metais
puros unidos.
Ligações químicas, símbolosLigações químicas, símbolos
de Lewis e a regra do octetode Lewis e a regra do octeto
Símbolos de Lewis
Para um entendimento através de figuras sobre alocalização dos elétrons em um átomo, representamos oselétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento.
O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicadopor pontos desemparelhados.
Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de umquadrado ao redor do símbolo do elemento.
LigaçõesLigações químicas
químicas,
, símbolos
símbolos
de Lewis e ade Lewis e a regra
regra do
do octeto
octeto
Símbolos de Lewis
LigaçõesLigações químicas
químicas,
, símbolos
símbolos
de Lewis e ade Lewis e a regra
regra do
do octeto
octeto
A regra do octeto
Todos os gases nobres, com exceção do He, têm umaconfiguração
s
2
p
6
A regra do octeto:
os átomos tendem a ganhar, perder
ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeadospor 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons).
Cuidado
existem várias exceções à regra do octeto.
LigaçõesLigações químicas
químicas,
, símbolos
símbolos
de Lewis e ade Lewis e a regra
regra do
do octeto
octeto
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(
s
) + ½Cl
2
g
NaCl(
s
H
f
= -410,9 kJ
Ligação iônicaLigação iônica
A reação é violentamente exotérmica.
Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementosque o constituem. Por quê?
O Na perdeu um elétron para se transformar em Na
e o
cloro ganhou o elétron para se transformar em Cl
Observe: Na
tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl
tem a configuração do Ar.
Isto é, tanto o Na
como o Cl
têm um
octeto de elétrons circundando o íon central.
Ligação iônicaLigação iônica
O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cadaíon Na
é circundado por 6 íons Cl
Similarmente, cada íon Cl
é circundado por seis íons Na
Há um arranjo regular de Na
e Cl
em 3D.
Observe que os íons são empacotados o mais próximopossível.
Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecularpara descrever a rede iônica.
LigaçãoLigação iônica
iônica
LigaçãoLigação iônica
iônica
SolubilidadeSolubilidade X
X Temperatura
Temperatura
Energia de dissociação:
H
reticular
(Endotérmico)
• Energia de solvatação:
H
solvatação
(Exotérmico)
