CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E PERIODICIDADE QUÍMICA

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E
PERIODICIDADE QUÍMICA
A tabela periódica é o guia para a ordem na qual os orbitais são
preenchidos. Ela está estruturada de forma que os elementos com o
mesmo padrão de configurações eletrônicas de níveis mais externos
(valência) estejam distribuídos em colunas. O número total de orbitais
em cada nível é dado por n2: 1, 4, 9 ou 16. Cada orbital pode comportar 2
e-, cada nível pode acomodar até 2n2 e-: 2, 8, 18 ou 32. A estrutura da
T.P. reflete essa estrutura do orbital.
Os elementos podem ser agrupados pelos tipos de orbital dentro dos
quais os elétrons são colocados.
• Mendeleev foi o cientista que constribuiu
mais decisamente com a padronização e
organização da tabela periódica moderna.
• À época de Mendeleev, somente 63
elementos eram conhecidos. Mendeleev
colocou espaços vazios em sua tabela.
Quando Ga, Sc e Ge foram isolados e
caracterizados, suas propriedades quase
idênticas aos elementos previstos para
eka-aluminio, eka-boro e eka-silício,
respectivamente.
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Em 1913, Henry Moseley determinou as frequências de R-X
emitidas pelos elementos, quando esses eram bombardeados por
feixes de e- de altas energias. Ele descobriu que cada elemento
produz R-X de frequência única, aumentando com o aumento da
massa atômica de cada elemento. Assim, ele propôs que os
elementos químicos na T.P. deveriam ser dispostos em ordem
crescente de seus números atômicos.
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• In 1927, Friedrich Hund determinou como
os orbitais são preenchidos por seus e-.
• A Regra de Hund estabelece que os
arranjos de e- de menores energias são
encontrados colocando-se e- em orbitais
separados para emparelhá-los
posteriormente.
• Para o N, a forma de preenchimento é:
1s
2s
2p
Para Ni, Z = 28
1s
3s
4s
2s
2p
3p
3d
Exceções encontradas nas configurações eletrônicas
Algumas configurações eletrônicas são “anômalas”, como a do Cr e
a do Cu, devido à proximidade energética dos orbitais 4s e 3d.
Há algumas exceções no preenchimento
dos orbitais.
Cromio (Z=24) e Cobre (Z=29)
apresentam as seguintes configurações
eletrônicas:
Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
Orbitais semipreenchidos (d5) ou totalmente preenchidos (d10)são mais estáveis
que as demais formas de preenchimentos dos orbitais.
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O conceito de Carga Nuclear Efetiva (Zef)
Zef = Relaciona-se com a força de atração entre o
núcleo e os e- mais externos. Essa força depende da
magnitude da carga nuclear líquida agindo no e- e da
distância média entre o núcleo e o e-. A força de atração
aumenta na mesma proporção que a carga nuclear, e
diminui à medida que o e- se afasta do núcleo.
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O conceito de Carga Nuclear Efetiva (Zef)
Em um átomo polieletrônico, cada e- é simultâneamente atraído pelo
núcleo e repelido pelos outros e-, havendo também muitas repulsões
entre os e-. Assim, a Zef diz respeito sobre como um dado e- sente
realmente a atração do núcleo. Zef é definida como:
Zef= Z –S
Onde Z é a carga atômica do átomo e S é o fator de blindagem, o
qual relaciona-se à proteção provocada nos e- de valência pelos eque estão mais próximos do núcleo. Assim, qualquer densidade
eletrônica entre o núcleo e um e- mais externo diminui Zef. Por
outro lado, os e- de mesmo nível dificilmente blindam uns aos
outros da carga do núcleo. Assim, a Zef sofrida pelos e- mais
externos é determinada basicamente pela diferença entre a carga do
núcleo e a presença dos e- internos.
Determinação da (Zef)
São muitas as maneiras de calculas Zef. Nesse curso, usaremos as Regras
de Slater para calcular o fator de blindagem (S) de um dado elétron, segundo
as regras:
1.
Colocar a configuração eletrônica da seguinte maneira:
(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p) etc.
2.
Os e- colocados à direita do e- onde a blindagem está sendo calculada não
são contabilizados.
3.
Se o e- de interesse for do tipo ns or np:
a) Cada e- do mesmo grupo contribui com um fator de 0,35. Se for do orbital
1s, esse fator será 0,30.
b) Cada e- em um grupo n-1 contribui com um fator de 0,85.
c) Cada e- de um grupo n-2 ou menor (n-3, n-4) contribui com um fator de
1,00.
4.
Se o e- de interesse for um nd ou nf:
a) Cada e- do mesmo grupo contribui com 0,35.
b) Cada e- de um grupo menor (à esquerda do e- considerado) contribui com
um fator de 1,00.
Exemplo de uso das Regras de Slater
Examplo de cálculo: Calcular a Zef do e- de valência do
O (Z = 8).
Configuração eletrônica: 1s2 2s2 2p4
a) (1s2) (2s2 2p4), n=2
b) S = (2 * 0,85) + (5 * 0,35) = 3.45
1s
Z* = Z - 
2s,2p
Z* = Z - S
Z* = 8 – 3.45 = 4.55
O e- de valência do O sente, efetivamente,
aproxidamente 57% da força de atração do núcleo.
Periodicidade de Zef
Zef de orbitais de valência
H
1.00
Li
1.30
Na
2.20
K
2.20
Rb
2.20
Cs
2.20
Be
1.95
Mg
2.85
Ca
2.85
Sr
2.85
Ba
2.85
B
2.60
Al
3.50
Ga
5.00
In
5.00
Tl
5.00
C
3.25
Si
4.15
Ge
5.65
Sn
5.65
Pb
5.65
N
3.90
P
4.80
As
6.30
Sb
6.30
Bi
6.30
O
4.55
S
5.45
Se
6.95
Te
6.95
Po
6.95
F
5.20
Cl
6.10
Br
7.60
I
7.60
At
7.60
He
1.65
Ne
5.85
Ar
6.75
Kr
8.25
Xe
8.25
Rn
8.25
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Tamanhos de átomos e íons
De acordo com a mecânica quântica, os átomos e íons não têm
limites pontuais definidos. Os limites dos átomos/íons são
relativamente “vagos”.
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Tendências periódicas nos raios atômicos nos átomos:
1- Em cada período o raio atômico tende a diminuir da
esquerda para a direita. O principal fator que influencia
nesse comportamento é o aumento da Z ao longo do
período, a qual atrai continuamente os e-, inclusive os mais
externos para mais perto do núcleo, diminuindo o raio.
2- Em cada grupo o Z tende a crescer à medida que
descemos. Isso resulta do aumento de n dos e- mais
externos. Os e- mais externos passam mais tempo
afastados do núcleo, fazendo com que o átomo
aumente de tamanho.
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Tendências periódicas nos íons:
1- O tamanho de um íon também depende de sua carga
nuclear, do número de e- que ele possui e dos orbitais dos emais externos. A formação de um cátion diminui as repulsões
elétron-elétron e desocupa os orbitais mais energéticos.
Assim, os cátions são menores que os átomos que lhes dão
origem.
2- Quando e- são adicionados a um átomo neutro para formar um
ânion, o aumento das repulsões Elétron-elétron faz com os
e- se espalhem mais no espaço. Assim, os ânions são maiores
que os átomos que lhes dão origem.
Para íons de mesma carga, o tamanho aumenta à medida que
descemos um grupo na T.P. e n do orbital mais externo
ocupado de um íon aumenta, o tamanho dele próprio
aumenta.
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Tendências periódicas nos íons:
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Tendência de tamanhos em séries isoeletrônicas:
O
O termo “isoeletrônico” significa que os íons possuem o
mesmo
número de e-. A série isoeletrônica do O, F, Na, Mg e Al
t
apresenta
10 e-. Uma vez que o número de e- permanece
e
constante,
o raio do íon diminui com o aumento da carga nuclear, à
r
medida
que os e- estão mais fortemente presos ao núcleo.
m
o
• Arranjar os seguintes elementos em
order crescente de tamanho: Br, Se,
Te.
34
35
Se
Br
52
Te é maior do que Se.
Se é maior do que Br.
Te
Br < Se < Te