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Tabela Periódica
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ICT/UNIFESP
Curso de Química Geral
Prof. Elias B. Santos
3. Tabela Periódica (TP) - Dmitri Mendeleev.
- Raio Atômico.
- Raio Iônico e Átomos isoeletrônicos.
- Energia de Ionização.
- Afinidade Eletrônica.
- Eletronegatividade.
Explosões de estrelas massivas, chamadas supernovas,
espalharam os elementos químicos pelo universo.
3.1. Dmitri Mendeleev 1869.
Russia (1834-1907)
Desafio da época: ordenar os elementos de
modo que reflita as tendências nas
propriedades químicas e físicas.
→ Em 1869 Mendeleev introduziu uma tabela periódica
baseada nas propriedaes físicas e químicas dos
elementos conhecidos da época (1/3 dos elementos de
ocorrência natural eram desconhecidos).
-Ele deixou espaços para elementos desconhecidos e fez
previsões, ex: Ge.
- Atualmente a TP está organizada com os elementos em
ordem crescente de número atômico.
3.1. Dmitri Mendeleev 1869.
Exemplos:
- Li, Na e K: elementos moles, maleaveis e reativos.
- He, Ne e Ar: inertes.
Dica de Leitura:
Tabela Periódica Moderna
3.2. Raio Atômico
→ É definido como o valor de r contido em
aproximadamente 90% da densidade eletrônica.
Ex: molécula diatômica.
- 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, Zef.
3.2. Raio Atômico
- À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos
em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.
- Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons
mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua.
3.3. Raio Iônico e Átomos Isoeletrônicos
Íon: espécie química com carga positiva (cátion)
ou negativa (ânion).
- O tamanho do íon é a distância entre os íons em um
composto iônico.
- O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do
número de elétrons e dos orbitais que contenham os
elétrons de valência.
- Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são
menores do que os átomos que lhes dão origem.
- Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e
são maiores do que os átomos que lhe dão origem.
3.3. Raio Iônico e Átomos Isoeletrônicos
Tendências no raio iônico:
3.3. Raio Iônico e Átomos Isoeletrônicos
→ Os átomos isoeletrônicos apresentam mesma
configuração eletrônica.
Ex: Ne e Cl-
- Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à
medida que descemos em um grupo na tabela periódica.
- Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o
mesmo número de elétrons.
- Quando a carga nuclear aumenta em uma série
isoeletrônica, os íons tornam-se menores :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
3.4. Energia de Ionização (IE)
→ É a energia mínima necessária para remover um elétron
de um átomo. Sem especificação, EI é referente a primeira
energia de ionização.
EI = - Enl (energia de ligação do e- mais fracamente ligado).
- Primeira IE:
- Segunda IE:
- Terceira IE:
3.4. Energia de Ionização (IE)
Tendência Periódica:
- Períodos, a IE aumenta devido ao aumenta da carga
nuclear, uma vez que n é constante.
- Grupos, a IE diminui ao descer um grupo devido a uma
maior distância dos elétrons ao núcleo, embora o n
aumente.
Variações nas energias de ionização sucessivas
- Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um
elétron mais interno é removido.
3.4. Energia de Ionização (IE)
3.5. Afinidade Eletrônica
- A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando
um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon
gasoso:
Cl(g) + e- Cl-(g) ΔE = - 349 kJ/mol
- A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como
o exemplo acima) quanto endotérmica:
- Os gases nobres apresentam afinidade eletrônica
negativas, porque para adição de um novo elétron requer
ocupar um novo nível eletrônico.
3.5. Afinidade Eletrônica (EA)
Tendência Periódica:
- Os halogênios (grupo VII) tem altos valores de
afinidade eletrônica, pois o elétron extra completa o
útimo nível eletrônico.
3.5. Eletronegatividade
Proposto primeiramente por Linus Pauling em
1932 e sua escala de eletronegatividade é usada
atualmente.
→ É a habilidade de um átomo atrair um
elétron de outro átomo. USA, 1901-1994
- A escala de eletronegatividade de Mulliken foi
desenvolvida 2 anos depois, com uma definição númerica.
E = 0,184(IE + EA)