Tabela Peridica Tabela Peridica e a configurao eletrnica

Tabela Periódica

Tabela Periódica e a configuração eletrônica • O número do periodo é o valor de n. • Os grupos 1 A e 2 A têm o orbital s preenchido. • Os grupos 3 A -8 A têm o orbital p preenchido. • Os grupos 3 B -2 B 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

Configurações eletrônica condensadas • O neônio tem o subnível 2 p completo. • O sódio marca o início de um novo período. • Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como Na: [Ne] 3 s 1 • [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. • Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. • Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].

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

Lantanídeos e actinídeos Do Ce em diante, os orbitais 4 f começam a ser preenchidos. Observe: La: [Kr]6 s 25 d 14 f 1 Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4 f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras raras. Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5 f preenchidos e são chamados actinídeos. A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.

TENDÊNCIAS PERIÓDICAS × CONFIGURAÇÃO ATÔMICA

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 2 s PENETRAM a região ocupada pelos elétrons 1 s e sentem uma carga positiva maior do que a esperada ns > np > nd > nf

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

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

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.

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

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

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

Raios Iônicos × Raios Atômicos Li, 152 pm 3 e + 3 p Li +, 78 pm 2 e + 3 p Formando um cátion + CATIONS são MENORES que os átomos neutros atração dos e- pelo núcleo aumenta raio DIMINUI. F, 71 pm 9 e + 9 p F- , 133 pm 10 e + 9 p Formando um ânion - ANIONS são MAIORES que os átomos neutros atração dos e- pelo núcleo diminui raio AUMENTA.

Tendências Periódicas dos Raios Iônicos são similares às dos raios atômicos

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), I 1 = 785 k. J · mol− 1 (1 a. E. I) Cu+(g) Cu 2+(g) + e−(g), I 2 = 1955 k. J · mol− 1 (2 a. E. I) Carga positiva Aumenta EI aumenta energia de ionização baixa =) elementos formam cátions (metais; bons condutores elétricos)

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

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)

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

Energia de Ionização

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 3 d 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?

Variações de energia de ionização sucessivas

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)

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.

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]2 s 22 p 4 O- [He]2 s 22 p 5 AE = - 141 k. J/mol Δ E é Exotérmica = energia da atração (e- + núcleo) maior que a da repulsão entre 2 e- no mesmo orbital p • é uma medida da tendência a formar ânions estáveis • afinidade eletrônica grande e positiva =) ânion é estável (não-metais)

Variação da Afinidade Eletrônica no Grupo e Período

• 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 F Cl Br I AE -328 k. J -349 k. J -325 k. J -295 k. J

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

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

Valores de eletronegatividade de Pauling

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