Tabela Periódica.

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1 Tabela Periódica

2 Tabela Periódica e a configuração eletrônica
• O número do periodo é o valor de n. • Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido. • Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido. • Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido. • Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido. Principais modos de representar as configurações Notação spdf exemplos Notação de caixas orbitais

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5 Configurações eletrônica condensadas
• O neônio tem o subnível 2p completo. • O sódio marca o início de um novo período. • Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como Na: [Ne] 3s1 • [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. • Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. • Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].

6 Metais de Transição • Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser preenchidos Metais de transição são os elementos nos quais os elétrons d são os elétrons de valência

7 Lantanídeos e actinídeos
Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. Observe: La: [Kr]6s25d14f1 Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras raras. Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos. A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.

8 TENDÊNCIAS PERIÓDICAS ×
CONFIGURAÇÃO ATÔMICA

9 Carga Nuclear Efetiva (Zeff)
Muitas propriedades atômicas podem ser racionalizadas pelo conceito de carga nuclear efetiva É a carga nuclear sentida por determinado elétron em um átomo multieletrônico, modificada pela presença dos outros elétrons. Eletrons 2s PENETRAM a região ocupada pelos elétrons 1s e sentem uma carga positiva maior do que a esperada ns > np > nd > nf

10 Cargas Nucleares Afetivas
Li Be B C N O F Ne Z 3 4 5 6 7 8 9 10 1s 2,69 3,68 4,68 5,67 6,66 7,66 8,65 9,64 2s 1,28 1,91 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,76 2p 2,42 3,14 3,83 4,45 5,10 Na Mg Al Si P S Cl Ar 11 12 13 14 15 16 17 18 10,63 11,61 12,59 13,57 14,56 15,54 16,52 17,51 6,57 7,39 8,21 9,02 9,82 11,43 12,23 6,80 7,83 8,96 9,94 10.96 11,98 12,99 14,01 3s 2,51 3,31 4,12 4,90 5,64 6,37 7,07 7,76 3p 4,07 4,29 4,89 5,48 6,12 6,76

11 Tendências Periódicas Gerais
• Raios atômico e iônico • Energia de ionização • Afinidade eletrônica

12 Raio atômico • Considere uma molécula diatômica simples.
• A distância entre os dois núcleos  distância de ligação. • Se os dois átomos são os mesmos  metade da distância de ligação é o raio covalente do átomo.

13 Raio atômico Nos grupos  raio atômico aumenta com o número atômico
Elétrons entram em orbitais maiores, mais longe do núcleo, e sofrem menos atração Nos períodos  raio atômico diminui com o número atômico Elétrons externos são sujeito a maior carga nuclear efetiva, sendo mais fortemente atraídos

14 orbital mais externo aumenta
n aumenta  tamanho do Z* aumenta e- externos mais fortemente atraídos

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16 Tendências nos Raios Atômicos nos Metais de Transição
Nos metais de transição (bloco d), os raios atômicos variam pouco no período !!! Por que????

17 Raios Iônicos × Raios Atômicos
Li,152 pm Li +, 78 pm Formando um cátion 3e + 3p e + 3 p CATIONS são MENORES que os átomos neutros atração dos e- pelo núcleo aumenta  raio DIMINUI. + F, 71 pm F- , 133 pm Formando um ânion 9e + 9p e + 9 p ANIONS são MAIORES que os átomos neutros atração dos e- pelo núcleo diminui  raio AUMENTA. -

18 Tendências Periódicas dos Raios Iônicos são similares às dos raios atômicos

19 Energia de Ionização (E.I)
medida da tendência a formar cátions  quantidade de energia necessária para retirar 1 mol de elétrons de 1 mol de átomos no estado gasoso exemplo: Cu(g)  Cu+(g) + e−(g), I1 = 785 kJ · mol−1 (1a. E.I) Cu+(g)  Cu2+(g) + e−(g), I2 = 1955 kJ · mol−1 (2a. E.I) Carga positiva Aumenta  EI aumenta energia de ionização baixa =) elementos formam cátions (metais; bons condutores elétricos)

20 Variação da E.I no período
DE MODO GERAL: E.I aumenta ao longo do período

21 Fatores que influencias as energias de ionização
• tamanho do átomo • carga do núcleo • eficiência com que os níveis eletrônicos blindam a carga nuclear tipos de elétrons envolvidos (s,p,d.f)

22 Variação da Energia de Ionização no Grupo
• EI diminui com o número atômico no grupo • Elementos se tornam agentes redutores mais fortes

23 Energia de Ionização

24 No geral 1ª. E.I decresce de cima para baixo nos grupos
No grupo 13 – regular para B até Al irregular para Ga,In e Tl No Ga são precedidos pelos 10 elétrons da primeira série de transição Subnível 3d estão sendo preenchidos  Ga menor do que esperado Mesmo ocorre para a segunda e terceira série de transição  efeito acentuado Sobre Ga, In e Tl e também nos grupos 14 e 15 O que esperar para os lantanídeos?

25 Variações de energia de ionização sucessivas

26 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 removido ao descermos em um grupo. • À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso. • Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período. • Ao longo de um período, Zef 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. (explique o porquê)

27 Exercício 1 - Explique, por meio do raio atômico, por que a energia de ionização do lítio é maior do que do sódio 2 - Justifique o decréscimo da primeira E.I entre N e O 3 – Justifique porque a 1ª. E.I do B é menor do que do Be, apesar do primeiro ter carga nuclear maior 4 – Explique porque a 2ª E.I de ionização de um elemento é maior do que a primeira 5 – Explique porque os elementos do grupo 1 possuem 2ª.E.I bem maior do que do grupo 2 6 – Explique porque os gases nobres possuem E.I alta.

28 Afinidade Eletrônica (A.E)
Energia liberada quando um átomo recebe um elétron formando um ânion A(g) + e-  A-(g) A.E. = ΔE da reação O (g) + e-  O-(g) O [He]2s22p4 O- [He]2s22p5 AE = kJ/mol Δ E é Exotérmica = energia da atração (e- + núcleo) maior que a da repulsão entre 2e- no mesmo orbital p é uma medida da tendência a formar ânions estáveis afinidade eletrônica grande e positiva =) ânion é estável (não-metais)

29 Variação da Afinidade Eletrônica no Grupo e Período

30 • Afinidade eletrônica aumenta com número atômico no período
• Afinidade eletrônica diminui com número atômico nos grupos (aumento do raio atômico = menor interação com o núcleo) Átomo AE F kJ Cl kJ Br kJ I kJ

31 A E depende principalmente da carga nuclear efetiva
Exercício 1 – Justifique o decrécimo da AE entre Li e Be, apesar do aumento da carga nuclear 2 – Justifique o decréscimo da AE entre C e N

32 Eletronegatividade Eletronegatividade  poder de um átomo de um elemento de atrair elétrons quando faz parte de um composto Em geral átomos pequenos são mais eletronegativos Átomos com níveis eletrônicos quase preenchidos são mais eletronegativos que átomos com níveis eletrônicos pouco preenchidos

33 Valores de eletronegatividade de Pauling

34 Exercício 1 – Discuta a tendência nas eletronegatividades ao longo do período 2 do lítio ao flúor.