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Propriedades Periódicas
• Propriedades dos átomos dos elementos químicos que são ferramentas úteis na sistematização dos conhecimentos químicos. Procura-se sistematizar estas propriedades em função da configuração eletrônica e portanto do número atômico.
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Tabela PeriódicaInternationalInternational UnionUnion ofof PurePure andand AppliedApplied ChemistryChemistry
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Ordem de Energia dos Orbitais
Orbitais Internos (de Caroço)
Orbitais mais Externos (Camada de Valência)
Átomos Hidrogenóides
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Ordem de Energia dos OrbitaisMetais Alcalinos e Alacalino Terrosos
ExceExceççãoão
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ConfiguraConfiguraçção Eletrônicaão EletrônicaEnergia dos OrbitaisEnergia dos Orbitais
efetivo atômico número n
orbital do energia
606,13
1
eff ==
=
ε
εeffn
Eugene Schwarz, W.H., The Full History of the Electron Configuration of the TransitionElements. J. Chem.Educ. 87 (2010), 444-448.
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Alguns Exemplos de Preenchimento de Orbitais
• 18Ar 1s22s22p63s23p6
• 19K [Ar] 4s1
• 20Ca [Ar] 4s2
• 21Sc [Ar] 4s2 3d1 Sc+3 [Ar]• 22Ti [Ar] 4s2 3d2 Ti+3 Ti+4
• 23V [Ar] 4s2 3d3
• 24Cr [Ar] 4s1 3d5
• 25Mn [Ar] 4s2 3d5
• 26Fe [Ar] 4s2 3d6 Fe+2 Fe+3
• 29Cu [Ar] 4s1 3d10
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Configuração Eletrônica e Tabela Periódica
• Note que a Tabela Periódica é feita de tal forma que a configuração eletrônica dos átomos é facilmente acessível a partir do número do grupo (G) e do período (P).
GG
PP
n
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Carga Nuclear EfetivaCarga Nuclear Efetiva
Carga nuclear realmente “sentida” por um elétron numa determinado orbital descontada a “blindagem” exercida pelos elétrons no mesmo orbital e por aqueles em orbitais mais próximos ao núcleo.
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CCáálculo da Carga Nuclear Efetivalculo da Carga Nuclear EfetivaMétodo da Percentagem de Blindagem
Tabela Periódica com a Percentagem de Blindagem de Alguns Átomos
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Cálculo da Carga Nuclear EfetivaMMéétodo da Percentagem de Blindagemtodo da Percentagem de Blindagem
• A percentagem de Blindagem (SP) dos elétrons mais internos e no mesmo subnível é dado por:
O fator de blindagem segue a tendência:
s > p > d > f
Para o Arsênio (Z=33) temos SP = 70,3, portanto Zeff édado por:
Slater de blindagem defator o é onde ; σσZSP =
( ) 9,80 33 1003,70100
100)100( =
−=
−= xxZSPZeff
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Passeando na Tabela Periódica
http://www.chemeddl.org/collections/ptl/PTL/elements/H/frames.html
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Raio AtômicoRaio Atômico
Bohr de raio 102917,5
)1(1
2
11
deshidrogenói átomos
110
20
2
,
==
+−+≈
− mxa
n
lla
Zr
effln
n
Mahan, B.C., Myers, J.M; Química: Um Curso Universitário. 4ª ed.
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Raios de Átomos e Íons
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Raios de Átomos e ÍonsExplicando os Diferentes Tipos de Raios
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Raios Covalentes (Ligações Simples) e Metálicos
Covalentemetálico
raio
Zeff
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Raios Iônicos
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Número de Coordenação e Raio Iônico
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0.640.61Fe3+
0.630.60Co3+
0.680.64Ti4+
0.510.49Al3+
0.470.40Si4+
0.620.59W6+
0.2160.220.21B3+
643Íon
Número de Coordenação
Raios iônicos em ÅYanagida, H. et al, The Chemistry of Ceramics. p.14-16
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Energia do Orbital Energia do Orbital HidrogenHidrogenóóideideOrbitais Atômicos de Slater
• Usando o conceito de número atômico efetivo (Z* ou Zef) e número quântico principal efetivo (n* ou neff) épossível obter uma estimativa da energia dos orbitais hidrogenóides:
6,13)(2
2
eff
eff
n
ZeVE =
1 eV = 1,60 x 10-19 J
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Primeira Energia de IonizaPrimeira Energia de Ionizaççãoão
• A energia necessária para converter um mol de átomos no estado gasosono seu cátion.
A(g) → A+(g) + é ; EI
11.3143,8
ionização de entalpia de variação2
5
−−=
=+=∆
molKJR
RTEIH ioniz
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Primeira Energia de IonizaPrimeira Energia de Ionizaççãoão
( )
correção defator q
principal quântico número
;)( 2
2
==
=
n
nq
ZeVEI eff
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Energia de Ionização versus Percentagem de Ionização
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Energia de Ionização dos LantanídeosEstabilidade dos Íons Trivalentes
Número de elétrons fNo íon M3+ 0 7 14
A variação de entalpia de formação dos cátions trivalentes dos lantanídeos segue a tendência das energias de ionização, entretanto o Eu e o Yb apresentam valores de ∆Hf(M3+
aq) menos exotérmicos devido a estabilização das configurações f 7 e f 14 nos íons bivalentes (M2+). As configurações contendo orbitaspreenchidos ou semi-preenchidos são estabilizadas pela energia de troca (K).
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Energia de Ionização
http://en.wikipedia.org/wiki/File:IonizationEnergyAtomicWeight.PNG
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Eletronegatividade
• Eletronegatividade– Linus Carl Pauling (1901-1994), USA
http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1954/pauling-bio.htmlwww.chem.uidaho.edu/~honors/electneg.html
Eletronegatividade é a tendência de um átomo em uma ligação química de atrair o par de elétrons da mesma para si, criando um momento de dipolo na mesma.
{ })()(2/1)(
102,0 2/1
BBEAAEBAEonde
xBAAB
−+−−−=∆
∆=−=∆ χχχ
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Propriedades PeriódicasEletronegatividade
Electronegatividade na Escala de Pauling
H = 2.1 x x x x x x
Li = 1.0 Be = 1.5 B = 2.0 C = 2.5 N = 3.0 O = 3.5 F = 4.0
Na = 0.9 Mg = 1.2 Al = 1.5 Si = 1.8 P = 2.1 S = 2.5 Cl = 3.0
K = 0.8 Ca = 1.0 Ga = 1.6 Ge = 1.8 As = 2.0 Se = 2.4 Br = 2.8
Rb = 0.8 Sr = 1.0 In = 1.7 Sn = 1.8 Sb = 1.9 Te = 2.1 I = 2.5
Cs = 0.7 Ba = 0.9 Tl = 1.8 Pb = 1.9 Bi = 1.9 Po = 2.0 At = 2.2
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Propriedades Periódicas
• Escala de Allred-Rochow– Allred e Rochow sugeriram uma escala de eltronegatividade baseada na força de
atração elétron-núcleo, dada por:– F = e2Zeff/r
2
– O termo e2Zeff/r2 é proporcional a escala de eletronegatividade de Pauling,
podendo se ajustar uma equação que permite definir uma nova escala de eletronegatividade para átomos isolados.
χAR = 0.744 + 0.359Zeff/r2
– Referências:1. A.L. Allred and E.G. Rochow, J. Inorg. Nucl. Chem., 1958, 5,
264. 2. E.J. Little and M.M. Jones, J. Chem. Ed., 1960, 37, 231. 3. J.E. Huheey, E.A. Keiter, and R.L. Keiter in Inorganic
Chemistry : Principles of Structure and Reactivity, 4th edition, HarperCollins, New York, USA, 1993.
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Propriedades Periódicas
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H2.20
Li0.97
Be1.47
B2.01
C2.50
N3.07
O3.50
F4.10
Na1.01
Mg1.23
Al1.47
Si1.74
P2.06
S2.44
Cl2.83
K0.91
Ca1.04
Sc1.20
Ti1.32
V1.45
Cr1.56
Mn1.60
Fe1.64
Co1.70
Ni1.75
Cu1.75
Zn1.66
Ga1.82
Ge2.02
As2.20
Se2.48
Br2.74
Rb0.89
Sr0.99
Y1.11
Zr1.22
Nb1.23
Mo1.30
Te1.36
Ru1.42
Rh1.45
Pd1.35
Ag1.42
Cd1.46
In1.49
Sn1.72
Sb1.82
Te2.01
I2.21
Cs0.86
Ba0.97
La1.08
Hf1.23
Ta1.33
W1.40
Re1.46
Os1.52
Ir1.55
Pt1.44
Au1.42
Hg1.44
Tl1.44
Pb1.55
Bi1.67
Po1.76
At1.
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Propriedades PeriódicasEscala de Mülliken de Eletronegatividade
Entretanto, se quisermos obter um valor igual ao obtido por Pauling será necessário usar a equação abaixo.
χ = [½(IE + EA)] × 3.48 - 0.602
2AEEI
M+=χ
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Hs: 2.21
Lis: 0.84
Besp: 1.40
Bsp3: 1.81sp2: 1.93
Cp: 1.75sp3: 2.48sp2: 2.75sp: 3.29
Np: 2.28sp3: 3.68sp2: 4.13sp: 5.07
Op: 3.04sp3: 4.93sp2: 5.54
F
p: 3.90
Nas: 0.74
Mgsp: 1.17
Alsp2: 1.64
Sisp3: 2.25
Pp: 1.84sp3: 2.79
Sp: 2.28sp3: 3.21
Cl
p: 2.95
Ks: 0.77
Casp: 0.99
Gasp2: 1.82
Gesp3: 2.50
Asp: 1.59sp3: 2.58
Sep: 2.18sp3: 3.07
Brp: 2.62
Rbs: 0.50
Srsp: 0.85
Insp2: 1.57
Snsp3: 2.44
Sbp: 1.46sp3: 2.64
Tep: 2.08sp3: 3.04
Ip: 2.52
A eletronegatividade pode ter valores diferentes para o mesmo átomo se ele estiver “ligando-se” de formas diferentes, ou seja, em hibridizações diferentes.
www.hull.ac.uk/ chemistry/electroneg.php?type=Allred-Rochow
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Dureza Química
� O conceito de dureza e moleza química foi definido por Ralph G Pearson (1943- ), USA. Inicialmente ele era baseado na relação carga/raio de íons. Mais tarde estabeleceu-se uma nova fórmula de cálculo passando-se então a chamar a dureza de dureza absoluta (η).
2AEEI −=η
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Eletronegatividade e Polaridade de Ligação
χχχχA- χχχχB
0.1 0.3 0.5 0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.1 2.3 2.5 2.7 2.9 3.1 3.3
% ionic character 0.5 2 6 12 19 26 34 43 51 59 67 74 79 84 88 91
92
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Polaridade de LigaPolaridade de Ligaçções ões QuQuíímicasmicas
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Energia de Dissociação de Ligação e Eletronegatividade
0,01
0,54
0,63
1,9
∆χ
299H-I
366H-Br
431H-Cl
565H-F
Energia de Dissociação (kJ mol-1)
Ligação
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Eletronegatividade e Estado de Oxidação e Acidez de Arrhenius
−10+7HClO 4Ácido Perclórico
−1.0+5HClO 3Ácido Clórico
+2.0+3HClO 2Ácido Cloroso
+7.5+1HClOÁcido Hipocloroso
pKa
Estado de Oxidação do Cloro
FórmulaÁcido
HA+H2O→H3O++A-
KRTG
KpKHA
AOHK
o
aaa
ln
log;]][[ 3
−=∆
−==
χAR = 0.744 + 0.359Zeff/r2
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Eletronegatividade de Grupos
J.Chem.Educ., 1985, vol. 62,no 2, p. 101-103.
χG= eletronegatividade do Grupo
NG= número total de átomos no grupov = número de átomos no grupo com o mesmo valor de eletronegatividade de Pauling (χ)
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Eletronegatividade de Grupo
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Tendência Periódica nos Estados de Oxidação
• O maior estado de oxidação de um elemento químico corresponde a retirada total dos elétrons de valência, por exemplo:– Li 1s22s1 – maior estado de oxidação é +1, Li+
– Ca 1s22s2 - maior estado de oxidação é +2, Ca+2
– B 1s22s22p1- maior estado de oxidação é +3, B+3
– Sc [1s2 2s22p6 ] [3s23p6] [3d1] 4s2 - maior estado de oxidação é +3, Sc3+
No caso dos metais de transição d, os maiores estados de oxidação são mais comuns no início da série de transição (até o grupo do Mn), nos metais seguintes estas altas valências são menos comuns.
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Potencial de Oxidação Elementos Representativos
• Nos alcalinos e alcalino-terrosos (grupos I e II) o potencial de oxidação (E0) aumenta ao descermos num grupo da Tabela, ou seja, com a queda da 1ª Energia de Ionização.
2,2375,5-2,92Cs
2,2402,9-2,924Rb
2,2418,7-2,924K
2,2495,8-2,713Na
1,3520-3,04Li
ZeffEIEooxidação
(vs ENH)
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CatenaCatenaççãoão• Catenação = capacidade de um elemento químico (E) de
formar ligações E-E (simples, duplas ou triplas).
• A catenação está diretamente ligada a energia de dissociação da ligação E-E ( D(E-E) ), ou seja, quanto maior for D(E-E) mais comum serão os compostos com ligação E-E.
D (ED (E--E) e possibilidade de E) e possibilidade de catenacatenaççãoão
Energia de Dissociação (D(E-E) em kJ.mol-1)
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CatenaCatenaççãoão e Relae Relaçção Diagonalão Diagonal
Relação Diagonal: Muitos elementos na diagonal da tabela periódica apresentam propriedades químicas e físicas semelhantes, a esta característica damos o nome de relação diagonal.
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RelaRelaçção Diagonal e Propriedades ão Diagonal e Propriedades FFíísicas e Qusicas e Quíímicasmicas
270017381848Densidade (kg.m-3)
245260600Dureza (Índice de Brinell)/ MN.m2
-1,66-2,37-1,85E0 /V (vs ENH)
143160112Raio Metálico (pm)
294132310Variação de Entalpia de Vaporização (∆vapor)/ kJ.mol-1
246711072970Ponto de fusão (oC)
AlMgBePropriedadePropriedade
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Dureza de Brinell
Esfera de carbeto de tungstênio
Superfície do material a ser testado
endentação (marca deixada pela esfera na superfície)
Mede a resistência ao risco ou à penetração da superfície de uma material.
F
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CuriosidadeLigas leves de Ligas leves de AlumAlum íínono
• O uso de ligas leves de alumínio e titânio sempre foi importante na indústria aeronáutica e aeroespacial. Nos últimos anos a indústria automobilística vem utilizando cada vez mais esses materiais, principalmente as ligas de alumínio.
• As ligas de alumínio possuem uma densidade entre cerca de 2700 e densidade entre cerca de 2700 e 2900 kg/m2900 kg/m33 (os aços possuem densidades entre 7000 e 8000 kg/m3) e são forjadas entre 400 e 530oC.
http://www.ufrgs.br/ldtm/pesquisa/ligasleves/ligasleves.html
Haste do trem de pouso da aeronave Tucano da EMBRAER.
Roda de Liga LeveGoldminate GA-234
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Catenação, Relação Diagonal e Estrutura de Óxidos
LiNaKRbCs
Grupo 1
Caráter iônico aumenta da direita para a esquerdaForma cristais iônicos
Classificação dos Óxidos de acordo com o tipo de estrutura adotada
O que determina a estrutura cristalina termodinamicamente mais estável?
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Óxidos AnidrosAcidez e Basicidade
Básico ácido
Número do Grupo da Tabela Periódica
básico )(HMgO
ácido óxido
22
3222
óxidoOHMgO
COHOHCO
→+→+
Óxidos ácidos têm ligações mais covalentes, enquanto os básicos têm ligações mais iônicas.Óxidos básicos tendem a reagir com ácidos (não apenas óxidos ácidos, mas ácidos em geral).
SO3(g)+ H2O(l)→ 2H+(aq) + SO4
2-(aq)
anfotéricos
Reação ácido-base de óxidos: SiO2(s) +Na2O(s)→Na2SiO3(s)
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Estrutura da BrucitaBrucita, Mg(OH)2 mostrada pela face (001) salientando a sua estrutura lamelarlamelar. As esferas vermelhas são íons O2-, as verdes são Mg2+ e as azuis são H+.
CO2ácido
Estrutura da Magnesita, MgCO3. As esferas azuis são átomos de carbono, as outras têm o mesmo significado da figura ao lado.
Reação Ácido-Base entre Óxidos
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Periodicidade e Estabilidade Termodinâmica de Óxidos Binários
• Variações de Entalpia Padrão de Formação (∆∆HHooff, , kJkJ.mol.mol--11) de Óxidos
Binários para elementos do: a) 2º período da Tabela Periódica (B2O3, CO2, N2O3 e F2O); b) 3º período da Tabela Periódica ( Al2O3, SiO2, P4O10, SO3 e Cl2O7); e para o 4º Período da Tabela Periódica (In2O3, SnO2, Sb4O6, TeO2, I2O5).
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Periodicidade e Poder OxidantePeriodicidade e Poder Oxidante
• Potenciais de Redução Padrão (Eo, Volts vs ENH) para alguns oxoânions. Mede a tendência termodinâmicado composto sofrer o processo de redução.
redutor agente o e oxidante agente o entre trocadoselétrons de número n
(C) Coulombs 96.500 Faraday de constante
===
−=∆F
nFEG oo
Oxidante mais forte
Oxidante mais fraco
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Energia da Transição Interbandas em Semicondutores Binários (AB)
Relação com a Diferença de Eletronegatividade de Pauling
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Absorção de Radiação EletromagnéticaEletronegatividade
Óxidos Binários (MOy)