Química Geral e Inorgânica
QGI0001
Enga. de Produção e Sistemas
Profa. Dra. Carla Dalmolin
Distribuição Eletrônica
Tabela Periódica
Orbitais e Números Quânticos
No Quântico
Principal
Camada
Subcamada
No de
Estados /
Orbitais
No de Elétrons
Subcamada Camada
1 K s 1 2 2
2 L s 1 2 8
p 3 6
3 M s 1 2 18
p 3 6
d 5 10
4 N s 1 2 32
p 3 6
d 5 10
f 7 14
A Energia dos Orbitais
A Energia dos Orbitais
Um orbital pode ser ocupado por no máximo 2 elétrons
Pelo princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não
podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto,
dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.
De acordo com as regras de Hund:
Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o
mesmo orbital (Pauli).
Para os orbitais degenerados (de mesma energia), os
elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de
qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de
Hund).
Diagrama de Pauling
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
Exemplos
Lítio - Li
Z = 3
1s22s1 ---> 3 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Berílio - Be
Z = 4
1s22s2 ---> 4 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Exemplos
Boro -B
Z = 5
1s2 2s2 2p1 ---> 5 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Carbono -C
Z = 6
1s2 2s2 2p2 ---> 6 elétrons
Por quê não emparelhar o
elétron? Regra de HUND 1s
2s
3s
3p
2p
Exemplos
Nitrogênio - N Z = 7
1s2 2s2 2p3 ---> 7 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Oxigênio - O Z = 8
1s2 2s2 2p4 ---> 8 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Exemplos
Fluor - F
Z = 9
1s2 2s2 2p5 ---> 9 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Neônio - Ne
Z = 10
1s2 2s2 2p6 ---> 10 elétrons
1s
2s
3s
3p
2p
Exemplos
Sódio - Na
Z = 11
1s2 2s2 2p6 3s1 ou
“elétrons internos do Ne” + 3s1
[Ne] 3s1 (notação de gás nobre)
Iniciou-se uma nova camada (n = 3, camada M)
Iniciou-se um novo período na tabela periódica
Todos os elementos do grupo 1A tem a configuração:
[elétrons internos] ns1.
Tabela Periódica
Tabela Periódica
Número de elétrons na
camada de valência
Propriedades
semelhantes
Gases Nobres
Propriedades Periódicas
Propriedades que variam periodicamente de acordo com a
Tabela Periódica
Raio Atômico
Energia de Ionização
Afinidade Eletrônica / Eletronegatividade
Por quê?
Carga Nuclear Efetiva
Carga Nuclear Efetiva
É a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico
É diferente da carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons
internos.
Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos
elétrons mais internos que os protegem da carga nuclear.
Raio Atômico
É uma propriedades periódica dos elementos: varia
consistentemente através da tabela periódica.
Ao descermos em um grupo, o raio atômico aumenta
Efeito do aumento no número quântico principal (n)
Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-
se menores.
Efeito da carga nuclear efetiva, Zef.
Zef aumenta ao longo do período, aumentando a atração entre o
núcleo e os elétrons na última camada
Energia de Ionização
É a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo:
Na Na+ + e-
Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.
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.
Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período. Ao longo de um período, Zef aumenta, aumentando a atração dos
elétróns pelo núcleo. Desta maneira, torna-se mais difícil remover um elétron.
A remoção do primeiro elétron p
Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p.
Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável.
A remoção do quarto elétron p
Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta
a repulsão elétron-elétron.
Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é
mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma
diminuição na energia de ionização.
Tendências Periódicas em E1
São duas exceções:
Eletropositividade /
Eletronegatividade Elementos eletropositivos: são capazes de ceder seus elétrons de
valência para se tornarem íons positivos (cátions)
Elementos eletronegativos: são capazes de receber mais elétrons em
sua eletrosfera, formando íons negativos (ânions)
A eletronegatividade segue a mesma tendência da Energia de Ionização
Um átomo tem grande afinidade por elétrons também tem uma alta
energia de ionização
A eletronegatividade aumenta ao se deslocar da esquerda para a direita
(ao longo do período)
A eletronegatividade aumenta de baixo para cima nos grupos da Tabela
Periódica
Átomos apresentam maior tendência em aceitar elétrons se suas
camadas mais externas estiverem quase totalmente preenchidas e,
portanto, com uma Zef alta.
Resumindo...
Metais
O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais
(brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam
sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução
aquosa).
O caráter metálico aumenta à medida que descemos em
um grupo.
O caráter metálico diminui ao longo do período.
Os metais têm energias de ionização baixas.
A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de
redução.
Metais Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions
característicos.
Todos metais do grupo 1A formam íons M+.
Todos metais do grupo 2A formam íons M2+.
A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
Metais de Transição
Todos os elementos do 4º período tem configuração [Ar]4sx3dy e, portanto, são elementos do bloco d.
Orbitais 3d usados do Sc-Zn
Metais de Transição
Na formação de cátions, inicialmente são removidos elétrons
da camada ns e depois elétrons da camada(n - 1)d.
Ex: Fe [Ar] 4s2 3d6
perde inicialmente 2 elétrons ---> Fe2+ : [Ar] 4s0 3d6
4s3d 3d
4s
Fe Fe2+
3d4s
Fe3+Depois, perde o terceiro elétron: Fe3+ : [Ar] 4s0 3d5
Lantanídeos e Actinídeos
Todos estes elementos são chamados de elementos do bloco f e tem a
configuração:
Lantanídeos ou Terras Raras: [Xe]6sx5dy4fz
Actinídeos: [Rn]7sx6dy5fz
Orbitais 4f usados
para Ce – Lu,
e 5f para Th - Lr
Hidrogênio
É representado na Tabela Periódica acima da Família 1A
devido à sua configuração eletrônica: 1s1, mas não tem
características de metal
Ocorre como um gás diatômico incolor, H2.
Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto,
H-, como perder seu elétron para formar H+:
O H+ é um próton.
A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
2Na(s) + H2(g) 2NaH(s)
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
Gases Nobres
A família dos Gases Nobres é formada por elementos com a distribuição
eletrônica na camada de valência ns2 np6
O He possui a mesma configuração da camada de valência da Família 2A
(2s2), mas tem as propriedades de gás nobre porque seus orbitais estão
completamente preenchidos
São elementos não-metais e monoatômicos.
São notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p
completamente preenchidos.
Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF2, XeF4 e
XeF6.
Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e
o HArF.
Não-metais e Semi-metais
Os Não-Metais
Os não-metais apresentam um comportamento mais variado
que os metais.
Quando os não-metais reagem com os metais, os não-
metais tendem a ganhar elétrons:
metal + não-metal sal
2Al(s) + 3Br2(l) 2AlBr3(s)
Troca de elétrons Al Al3+ + 3e
Br + e Br -1
Semi-Metais ou Metalóides
Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais
e os não-metais.
Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.