aula2.1 atomos moleculas e ions

7/18/2019 Aula2.1 Atomos Moleculas e Ions

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Capítulo 02© 2005 by Pearson Education

Capítulo 2átomos, moléculas e íons

QUÍMICAA Ciênca Central

9ª Edição

David P. White




• Postuados de John Dalton (século XVII): – Cada elemento é composto de átomos. – Todos os átomos de um elemento são idênticos. –

Nas reações químicas, os átomos não são alterados. _ Os compostos são formados quando átomos de mais de umelemento se combinam.

Teoria atômica da matéria

• Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria éconstituída de elementos indivisíveis.

• Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era constituídode entidades carregadas.




O átomo com núcleo• Rutherford modificou o modelo de

Thomson da seguinte maneira: – Suponha que o átomo é esférico

mas a carga positiva deve estarlocalizada no centro, com umacarga negativa difusa em tornodele.

A descoberta da estruturaatômica




• O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas(prótons, elétrons e nêutrons).

• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo.

• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do

volume do átomo se deve aos elétrons.

A carga de um eletron é -1,602x10-19 C, e a do proton é

+1,602x10-10 C os neutrons não tem carga.

A descoberta da estruturaatômica




Isótopos, números atômicos e números de massa

• Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. Número demassa (A) = número total de neutrons + protons no núcleo.

• Por exemplo para o carbono por convenção tem-se: 126C ou

simplesmente 12 C.

•

Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente (quant. variável deneutrons).

• Encontramos o Z na tabela periódica.

A visão moderna da estruturaatômica




A tabela periódica




• A tabela periódica é utilizada para organizar os elementos de modosignificativo.

• Como consequência dessa organização, existem propriedades

periódicas associadas à tabela periódica.

A tabela periódica




• As colunas na tabela periódica chamam-se grupos. • As linhas na tabela periódica chamam-se períodos.• Os metais estão localizados no lado esquerdo da tabela periódica (a

maioria dos elementos são metais).• Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da

tabela periódica.• Os elementos com propriedades similares, tanto com os metais

quanto com os não-metais, são chamados metalóides e estãolocalizados no espaço entre os metais e os não-metais.

A tabela periódica




• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais.

• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um

grupo:

Grupo 1A: Metais alcalinos

Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos

Grupo 6A: Calcogênios

Grupo 7A: Halogênios

Grupo 8A: Gases nobres

A tabela periódica




• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.

• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências naspropriedades químicas e físicas.

• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou oselementos em ordem crescente de massa atômica.

• Faltaram alguns elementos nesse esquema.

O desenvolvimentoda tabela periódica




• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordemcrescente de número atômico.

Carga nuclear efetiva

• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em umátomo polieletrônico.

• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao

efeito dos elétrons internos.

O desenvolvimentoda tabela periódica




• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos peloselétrons que os protegem da carga nuclear.

• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do

núcleo e do número de elétrons mais internos.

• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S ), acarga nuclear efetiva ( Z eff ) diminui.

• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Z ef diminui.

Carga nuclear efetiva




. Metal – metade da distância entrevizinhos;

. Não metal ou metalóide – metadeda distância entre os núcleos de

átomos unidos por ligaçãoquimica.

. Gás nobre – metade da distânciaentre vizinhos que se chocam.

Tamanho dos átomose dos íons




• Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho doorbital aumenta.

• Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando

n aumenta.• A simetria esférica dos orbitais pode ser vista nos mapas de

relevos.

• Mapas de relevos são pontos conectados de densidade eletrônica

igual.





Tendências periódicas nos raios atômicos

• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam periodicamente.

• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica.

• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.

•

Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-semenores.Existem dois fatores agindo:

• Número quântico principal, n, e• a carga nuclear efetiva, Z ef .





Tendências periódicas nos raios atômicos

• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemosem 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 elétronsmais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear

aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e oselétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômicodiminua.





Tendências nos tamanhos dos íons

• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores doque os átomos que lhes dão origem.

• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e sãomaiores do que os átomos que lhe dão origem.





Tendências dos tamanhos dos íons

• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida quedescemos em um grupo na tabela periódica.

• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmonúmero de elétrons.

• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, osíons tornam-se menores :

O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+





• A primeira energia de ionização, I 1, é a quantidade de energianecessária para remover um elétron de um átomo gasoso:

Na( g ) Na+( g ) + e-.

• A segunda energia de ionização, I 2, é a energia necessária pararemover um elétron de um íon gasoso:

Na+( g ) Na2+( g ) + e-.

• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para seremover o elétron.

Energia de ionização




Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização

• A energia de ionização diminui à medida que descemos em umgrupo.

• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmenteremovido ao descermos em um grupo.

• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover umelétron do orbital mais volumoso.

• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período.

•

Ao longo de um período, Z ef aumenta. Consequentemente, ficamais difícil remover um elétron.

• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e aremoção do quarto elétron p.





Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização

• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p.Conseqüentemente, a formação de s2 p0 se torna mais favorável.

• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta arepulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, aconfiguração s2 p3 resultante é mais estável do que a configuraçãoinicial s2 p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.





• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.

• A afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomogasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso:

Cl( g ) + e- Cl-( g )

• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemploacima) quanto endotérmica:

Ar( g ) + e- Ar -( g )

Afinidades eletrônicas




• Analise as configurações eletrônicas para determinar se aafinidade eletrônica é positiva ou negativa.

• O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, quetem uma energia significativamente maior do que a energiado orbital 3 p.





RESUMO:

Raio atômico:




RESUMO:

Energia de ionização:




RESUMO:

Eletropositividade:




RESUMO:

Afinidade eletrônica eeletronegatividade:

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