UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA INORGÂNICA I
PROPRIEDADES PERIÓDIOCAS
Prof. Fabio da Silva Miranda
e-mail: [email protected]
Sala GQI 308, Ramal 2170
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O desenvolvimento da tabela periódica
• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em
ordem crescente 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 do Si. Ele previu um número de
propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As
propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev;
• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem
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crescente de número atômico.
Eletronegatividade
Eletronegatividade é a capacidade de um átomo em atrair elétrons para si
próprio em uma ligação química
Afinidade eletrônica - mensurável, Cl possui a maior
Eletronegatividade - relativa, F possui a maior
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Eletronegatividade dos elementos através da escala de Pauling
4
Eletronegatividade dos elementos através da escala de Pauling
5
Variação da eletronegatividade com o número atômico
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Classificação das ligações pela diferença de eletronegatividade
Diferença
Tipo de ligação
0
Covalente
2
Iônica
0 < and <2
Covalente polar
Aumento da diferença de eletronegatividade
Covalente
Compartilhamento de e-
Covalente Polar
Iônica
Transferência parcial de e- Transferência de e7
Eletronegatividade
Classificando as seguintes ligações como iônica, covalente polar ou covalente
Ligação CsCl A ligação H2S ligação NN na molécula H2N-NH2
Cs – 0.7
Cl – 3.0
3.0 – 0.7 = 2.3
Iônica
H – 2.1
S – 2.5
2.5 – 2.1 = 0.4
Covalente Polar
N – 3.0
N – 3.0
3.0 – 3.0 = 0
Covalente
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Ligações químicas e a diferença de eletronegatividade
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Propriedades das ligações covalentes
Eletronegatividade
Ligações não-polares  DEN = 0
Ligações polares  DEN > 0
Ligações iônicas  DEN > 2.0
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Ligação covalente polar ou ligação polar é uma ligação covalente com
grande densidade de elétrons ao redor de um dos dois átomos
Região pobre
em elétrons
H
Região rica
em elétrons
F
Pobre em eH
d+
rica em eF
d-
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Momentos de Dipolo e Moléculas Polares
Região pobre em
elétrons
H
m=Qxr
d+
Região rica em
elétrons
F
d-
Q é a carga
r é a distância entre as cargas
1 D = 3.36 x 10-30 C m
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Tendências periódicas nos raios atômicos
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as
propriedades dos 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, Zeff
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Tendências do raio atômico
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Tendências do tamanho dos íons
• 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+
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Configuração eletrônica da camada de valência
16
Energia dos orbitais atômicos da camada de valência
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Carga nuclear efetiva
Zeff(Slater) – calculado baseando-se nas regras de Slater
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Zeff(Clementi) – calculado usando a energia dos orbitais atômicos (mais preciso)
Variação periódica da carga nuclear efetiva
Valores obtidos através da energia dos orbitais atômicos (método de
Clementi)
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Energia dos orbitais dos elementos dos blocos s e p
20
Variação da energia dos orbitais atômicos dentro de uma
família ou grupo
21
Variação da energia dos orbitais atômicos dentro de uma família ou grupo
22
Efeitos relativísticos (A massa relativística do elétron)
2
𝑍𝑒𝑓𝑓
𝐸𝑛 = −𝑅𝐻 x
𝑛2
2
𝑍𝑒𝑓𝑓
𝑚𝑒 𝑒 4
𝐸𝑛 = − 2 2 x 2
𝑛
8𝜀0 ℎ
𝑚0
𝑚𝑟𝑒𝑙 =
1− 𝜐 𝑐 2
𝑛 = 1, 2, 3, …
m0 = massa de descanso
Por exemplo, energia do elétron no orbital 1s para o Urânio (Z = 92):
< 𝜐𝑟𝑎𝑑 >
𝑍
92
≈
≈
≈ 0.67
𝑐
137 137
𝑚𝑟𝑒𝑙 =
𝑚𝑒
1 − (0.67)2
≈ 1.35 𝑚𝑒
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Efeitos relativísticos (A massa relativística do elétron)
Exemplo, energia do elétron no orbital 1s para o mercúrio (Z = 80):
< 𝜐𝑟𝑎𝑑 >
𝑍
80
≈
≈
≈ 0.58
𝑐
137 137
𝑚𝑟𝑒𝑙 =
𝑚𝑒
1 − (0.58)2
≈ 1.23 𝑚𝑒
Não apenas a energia do orbital é afetada pela massa do elétron, a
expressão do raio de Bohr também é afetada .
𝜀0 ℎ2
𝑎0 =
𝑚𝑒 𝜋𝑒 2 𝑍
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Variação da energia dos orbitais atômicos para os orbitais s e p
do 5ª e 6ª períodos
25
Efeitos relativísticos (A massa relativística do elétron)
Efeitos relativísticos nas energias calculadas para os orbitais de valência s
e p do grupo 14
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Eletronegatividade
Correlação entre a eletronegatividade de Pauling e a energia dos orbitais
(representada pela média dos pesos da emergia dos orbitais de valência s e p)
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Variação do tamanho atômico na tabela periódica
Tendências dos raios atômicos
28
Variação do tamanho atômico na tabela periódica
Tendências dos raios atômicos
29
Variação do tamanho atômico na tabela periódica
Tendências dos raios atômicos nos grupos 13, 14 e 18
30
Variação do tamanho atômico na tabela periódica
A sobreposição de orbitais valência pequenos resulta em ligações fortes
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Variação da energia de ionização na tabela periódica
A energia de ionização aumenta no período devido ao aumento da carga
nuclear efetiva e diminui no grupo devido aos elétrons estarem sendo
removidos de camadas mais distantes do núcleo
32
Variação da energia de ionização na tabela periódica
Variação média da energia de ionização para remoção de todos os
elétrons da camada de valência
33
Variação da energia da afinidade eletrônica na tabela periódica
Afinidade eletrônica = – entalpia de agregação de elétrons
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Correlação da afinidade eletrônica e a energia dos orbitais de valência
A anomalia presente no O e F é devido a repulsão extra dos elétrons no
pequeno espaço atômico desse átomos
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Ligações em elementos não-metálicos
Variação da força da ligação para moléculas diatômicas homonucleares
36
Ligações em elementos não-metálicos
Variação da entalpia de atomização para os elementos do segundo
período
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Relações diagonalizadas nos períodos 2 e 3
Raio atômico (pm)
Eletronegatividade de
Pauling
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Entalpia de atomização
A entalpia de atomização aumenta com o aumento do número de elétrons de
valência;
A entalpia de atomização de um elemento (DHa) é a uma medida da energia
necessária para formar átomos no estado gasoso;
Para um sólido é a mudança de entalpia associada com a atomização do
sólido;
Para uma espécie molecular é a entalpia de dissociação da molécula.
39
Entalpia de atomização
Variação da entalpia de atomização nos elementos dos blocos s e p
O máximo ocorre para o
grupo do carbono, onde os 4
elétrons
da
camada
de
valência estão participando
de ligações.
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Entalpia de atomização
Variação da entalpia de atomização nos elementos dos blocos d
O máximo ocorre para os
grupos 5 e 6 (V e Cr), devido
ao
número
elétrons
máximo
de
desemparelhados
para formar ligações mais
fortes
41
Ponto de fusão dos elementos
42
Ligações em elementos do grupo 14
Estrutura do diamante, cada átomo faz 4 ligações
43
Ligações em elementos do grupo 14
Estrutura do hexagonal-romboédrico a-As, cada átomo faz 3 ligações
44
Ligações em elementos do grupo 14
Padrão de empilhamento de camadas (ABCABC etc) do a-As, a-Sb e a-Bi
45
Ligações em elementos do grupo 15
Anel de 8 membros do S8
46
Ligações em elementos do grupo 16
Três vistas para o S8
47
Ligações em elementos do grupo 16
Duas maneiras de observar a espiral do telúrio que repete-se a cada 4
átomos
48
Ligações em elementos do grupo 17
Duas maneiras de observar a estrutura do iodo
49
Ligações em elementos do grupo 17
Efeito antiligante
50
Ligações em elementos do grupo 17
Efeito antiligante
51
Estruturas metálicas
52
Estruturas metálicas
53
Empacotamento denso
Estruturas metálicas
55
Estruturas metálicas
56
Estruturas metálicas
57
Estruturas metálicas
58
Estruturas metálicas
59
Arranjo de bandas hipotético para o 6º período
60
Estruturas metálicas e não metálicas
61
Ligações entre átomos diferentes
62
Ligações entre átomos diferentes
63
Orbital de diagramas para o N2 e LiF
64
Pontos de ebulição de haletos sódio, alumínio e silício
65
Diagrama de Van Arkel para espécies binárias
66
Estados de oxidação
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Estados de oxidação
68
Estados de oxidação
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