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Propriedades periodicas

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  • 1. Propriedades Periódica dos elementos QUÍMICA GERAL Escola Superior de Tecnologia
  • 2.  
  • 3.  
  • 4.
    • Carga Nuclear (Z) é a carga contida no núcleo, ou seja, é o número de prótons do núcleo.
    • A carga nuclear efetiva (Z ef ) é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico – átomo que contém mais de dois elétrons.
    • A Z ef é determinada por:
    • Z ef = Z – b
    • Onde: Z = carga nuclear e b = número de elétrons internos
    Carga Nuclear e Carga Nuclear Efetiva
  • 5.
    • Os elétrons estão presos ao núcleo (atração eletrostática), mas são repelidos pelos elétrons que os protegem da carga nuclear (repulsão eletrostática).
    • A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância em relação ao núcleo e do número de elétrons mais internos.
    • No grupo, a Z ef é praticamente constante, porque b aumenta na mesma proporção de Z. Exemplos: 11 Na e 19 K.
    • No período, a Z ef aumenta, pois Z aumenta e b é constante. Exemplos: 11 Na e 12 Mg
    Carga Nuclear Efetiva
  • 6.
    • Considere uma molécula diatômica simples O 2 .
    • A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação, d .
    • Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.
    Tamanho dos átomos
  • 7.
    • O raio atômico de Van der Waals, chamado de raio não-ligante, é usado para determinar o tamanho dos átomo.
    • O raio atômico covalente, também chamado de raio atômico ligante , é usado para determinar as distâncias entre seus centros (núcleo).
    Tamanho dos átomos
  • 8.
    • Exemplo, o comprimento da ligação Cl-Cl no Cl 2 é 1,99Å, logo se atribui um raio covalente de 0,99 Å para o Cl.
    • Os raios covalentes de outros elementos podem ser definidos de maneira similar.
    Tamanho dos átomos
  • 9.
    • Tendências periódicas nos raios atômicos
    • O raio atômico aumenta à medida que descemos em um grupo.
    • Z ef é constante (Z ef = Z – b), pois b aumenta na mesma proporção de Z.
    • Número quântico principal aumenta, a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta, diminuindo a força de atração núcleo-elétron, consequentemente o raio atômico aumenta.
    • No período, o raio atômico aumenta da direita para a esquerda
    • Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos (b) mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear (Z) aumenta. Ou seja, o efeito de blindagem dos elétrons internos é constante e os elétrons externos não causam entre si um efeito de blindagem significativo Conseqüentemente, aumenta a atração núcleo-elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua.
    • Z ef aumenta, o raio atômico diminui.
    Tamanho dos átomos
  • 10.  
  • 11.
    • Praticando:
    • Organize os seguintes elementos na ordem crescente de raios atômicos (F,Ca, S, Cl e Se)
  • 12. Tendências periódicas nos raios iônicos Tamanho dos íons
    • O raio iônico aumenta à medida que descemos em um grupo.
    • No período, o raio iônico aumenta da direita para a esquerda, para íons de mesma carga.
    • Íons positivos são sempre menores do que o átomo que o originou
    • Íons negativos são sempre maiores que o átomo que o originou
  • 13.
    • Praticando:
    • Selecione o íon ou o átomo que possui o maior raio atômico nos seguintes pares:
      • Cl ou Cl -
      • Sr ou Sr 2+
      • Al ou O
      • In ou I
  • 14.
    • A primeira energia de ionização, I 1 , é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso.
    • X(g)  X + ( g ) + e - (átomo qualquer)
    • Exemplo: Na( g )  Na + ( g ) + e -
    • A segunda energia de ionização, I 2 , é a energia necessária para remover o segundo elétron de um átomo gasoso:
    • Na + ( g )  Na 2+ ( g ) + e - .
    • Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.
    Energia de ionização
  • 15. Variações nas energias de ionização sucessivas Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. Energia de ionização
  • 16.
    • Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização
    • A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.
    • O número atômico aumenta, então o raio atômico aumenta, ou seja, os elétrons externos sofrem uma força de atração nucleo-elétron cada vez menor, já que a Z ef é contante. Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido.
    • Geralmente a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita
    • No período a Z ef aumenta com o aumento do número atômico e consequentemente aumenta a força de atração núcleo-elétron externo, diminuindo o tamanho atômico. Desta forma, fica mais difícil remover um elétron.
    Energia de ionização
  • 17. Exceções:Be e B(maior blindagem)/ N e O (maior repulsão)
  • 18.
    • Praticando:
    • Organize os elementos na ordem de energias de ionização crescentes: Mg, Ca e S.
  • 19.
    • A afinidade eletrônica (AE) é a variação de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo gasoso para formar um íon gasoso.
    • Cl( g ) + e -  Cl - ( g )
    • No período aumenta da esquerda para a direita.
    • No grupo aumenta de baixo para cima.
    • Quanto maior a afinidade eletrônica, mais negativo é o valor de AE. O sinal negativo indica que a adição de um elétron é um processo exotérmico, ocorre com liberação de energia.
    Afinidades eletrônicas
  • 20. Afinidades eletrônicas Exceções: Be e Mg (o e - entraria em um orbital de maior energia – energeticamente desfavorável). O mesmo raciocínio para os gases nobres. N ( o e - é adicionado em um orbital já ocupado, aumentando a repulsão), todos os elementos do grupo do nitrogênio tem energia mais alta q os vizinhos.
  • 21.
    • Diferença entre energia de ionização e afinidade eletrônica:
      • A energia de ionização mede a facilidade com que um átomo perde um elétron;
      • A afinidade eletrônica mede a facilidade com que um átomo ganha um elétron.
    Energia de ionização e Afinidade eletrônica
  • 22.
    • Praticando:
    • Compare os elementos Na, Mg, O e P.
    • a) Qual tem o maior raio atômico?
    • b) Qual tem a afinidade eletrônica mais negativa?
    • c) Coloque os elementos em ordem crescente de energia de ionização.

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