Metais alcalinos terrosos
Metais alcalinos
calc
ogê
nio
os
hal
ogê
nio
s Gases nobres
Metais de transição
Dimitris Mendeliev (1869)
Propriedades características dos átomos
mostram variações periódicas
regulares com o número atômico
Li, Na, K: lábeis (reativos) ns1
He, Ne, Ar: não-lábeis (inertes) ns2np6
Raio atômico
Peter Agre Roderick MacKinnon
Nobel em Química (2003) canais iônicos
Canais são seletivos para Na+ (raio iônico menor que K+)
Exemplo: Um certo elemento estudado por XPS mostra um espectro
com 5 linhas distintas ( 5 Ec). Quais os possíveis elementos que podem
originar esse espectro?
Determinar os orbitais que podem originar o espectro 1s 2s 2p 3s 3p
Elementos que possuem elétrons nesses orbitais Al Si P S Cl Ar
Energia de ionização
Energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo
em fase gasosa
1ª energia de ionização: remoção elétron menos firmemente ligado
B2+ (1s22s1)
B2+ (1s22s1) B3+ (1s2)
2ª energia de ionização: maior que a primeira
3ª energia de ionização: maior que a segunda
Energia de ionização (desvios)
EIB < EIBe
Boro Berílio
No boro o elétron mais externo ocupa o orbital 2p, ficando menos fortemente ligado
Energia de ionização (desvios)
EIO < EIN
Oxigênio Nitrogênio
No oxigênio os elétrons no orbital 2p se repelem fortemente, compensando a maio carga nuclear
Afinidade eletrônica (Ea)
Energia é liberada, então o íon é mais estável que o átomo neutro
Habilidade de um átomo (ou íon) em ganhar elétrons
X(g) X-(g)
349
Ea = E(átomo A) – E(átomo A-)
Afinidade eletrônica (Ea)
Pode ser positiva ou negativa
Ea = -7 kJ / mol
N mais estável que N-
Ea aumenta
E
a d
imin
ui
Gas
es n
ob
res F: 1s22s22p5
Ne: 1s22s22p6
F-: 1s22s22p6
Ne-: 1s22s22p63s1
Eletronegatividade (c)
c 1/2 (Ea + EI)
Capacidade de um átomo tem de atrair densidade elétrônica de
outro átomo
Eletronegatividade de Mulliken
Eletronegatividade (c)
Capacidade de um átomo tem de atrair densidade elétrônica
(roubar) de outro átomo
Exercício: (a) Qual dos átomos deverá ter uma energia de ionização
mais baixa: oxigênio ou enxofre? (b) Qual dos átomos deverá ter a
maior segunda energia de ionização: Li ou Be?
•Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
•Ligação covalente: resulta
do compartilhamento de elétrons
entre dois átomos
não metal + não metal:
∆c entre 0,3 e 1,6
cCl = 3,0 cBr= 2,8
•Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
•Ligação metálica: é a força
atrativa que mantém metais puros
unidos.
metal + metal
cNa= 0,9
•Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
•Ligação iônica: resulta da
transferência de elétrons de um
metal para um não-metal.
metal + não metal:
∆c ≥ 2
cCl = 3,0 cNa= 0,9
Eletronegatividade (c)
c 1/2 (Ea + EI)
Capacidade de um átomo tem de atrair densidade elétrônica de
outro átomo
Eletronegatividade de Mulliken
Regra do octeto
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma
configuração s2p6 (não lábeis).
• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8
elétrons de valência (4 pares de elétrons).
• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
Símbolos de Lewis
elétrons que participam da ligação
1 2 13 14 15 16 17 18
Na Z= 11 1s2 2s2 2p6 3s1
Cl Z= 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Símbolos de Lewis
Metal: número total de pontos é o máximo de e- que ele pode perder
1 2 13 14 15 16 17 18
Na Z= 11 1s2 2s2 2p6 3s1
Cl Z= 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Não -metal: número e- desemparelhados é igual no elétrons ele ganha
Ligação iônica
Fórmula: LiF
O número total de elétrons perdidos pelo metal deve ser o mesmo
do número total de elétrons ganhos pelo não metal
Exercício: Use os diagramas dos orbitais e símbolos de Lewis para
representar a formação da ligação entre os íons Na e O partindo de seus
respectivos átomos, e determine a fórmula do composto.
Ligação iônica
Fórmula: LiF
O número total de elétrons perdidos pelo metal deve ser o mesmo
do número total de elétrons ganhos pelo não metal
Exercício: Use os diagramas dos orbitais e símbolos de Lewis para
representar a formação da ligação entre os íons Mg e Cl partindo de seus
respectivos átomos, e determine a fórmula do composto.
• As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon
estável:
• Mg: [Ne]3s2
• Mg+: [Ne]3s1 não estável
• Mg2+: [Ne] estável
• Cl: [Ne]3s23p5
• Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
Ligação iônica
Constante de Madelung
Sólido Número de coordenação
(cátion:ânion)
Constante de Madelung (A)
ZnS 4:4 1,638
NaCl 6:6 1,748
CsCl 8:8 1,763
Expoente de Born
Configuração do íon
Expoente de Born (a)
[He] 1s2 5
[Ne] ou 2s22p6 7
[Ar] ou 3s23p6 9
[Kr] ou 4s24p6 10
[Xe] ou 5s25p6 12
Expoente de Born
𝑈 = 𝐸 + 𝐸𝑟 = 𝐴𝑁𝑞
+𝑞
−𝑒2
4𝜋𝜖𝑟 +
𝑁𝐵
𝑟𝑛
U = energia liberada quando um mol de pares de íons, no estado gasoso, se aproximam
De uma distância infinita até uma distância de equilíbrio para formar um sólido iônico
Máxima atração Mínima repulsão
Expoente de Born
𝑈 = 𝐸 + 𝐸𝑟 = 𝐴𝑁𝑞
+𝑞
−𝑒2
4𝜋𝜖𝑟 +
𝑁𝐵
𝑟𝑛
U = energia liberada quando um mol de pares de íons, no estado gasoso, se aproximam
De uma distância infinita até uma distância de equilíbrio para formar um sólido iônico
𝑈0 = 𝐴𝑁𝑞
+𝑞
−𝑒2
4𝜋𝜖𝑟 + ( 1 -
1
𝑛 )
Propriedades sólidos iônicos
Sólido iônico Retículo de Bravais Ponto de fusão (°C)
Solubilidade em água (mg mL-1)
NaCl cúbico face centrada
801 0,36
KCl cúbico face centrada
770 0,34
MgO cúbico face centrada
2852 0,0000062
𝑈0 = 𝐴𝑁𝑞
+𝑞
−𝑒2
4𝜋𝜖𝑟 + ( 1 -
1
𝑛 )