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)