Propriedades Periodicas

Propriedades Periodicas

w.fabianoraco.oi.com.br

OS ÁTOMOS: Suas Características e Suas Interações

Propriedades Periódicas dos Elementos Químicos CONTEÚDO TEÓRICO

QUÍMICA NÃO SE DECORA, COMPREENDE! – Professor Fabiano Ramos Costa

Por que a classificação dos elementos químicos é chamada de periódica?

Observe, por exemplo, que os períodos da tabela começam com um metal (exceto o 1H - hidrogênio) e terminam em um gás nobre. Sempre antes de um gás nobre temos um halogênio e após um gás nobre, um metal alcalino.

Essas propriedades que se repetem regularmente e que podem ser previstas na tabela periódica, denominam-se propriedades periódicas.

O raio atômico é a medida da distância entre o núcleo do átomo e o elétron (de sua eletrosfera) mais distante. Entretanto, sabemos que o átomo não é uma esfera rígida. Os elétrons estão em constante movimento. Então, os valores medidos são na verdade uma média entre várias distâncias medidas.

• RAIO COVALENTE (AMETAIS): metade da distância entre os núcleos dos respectivos átomos ligados de forma covalente.

• RAIO METÁLICO (METAIS): metade da distância entre os núcleos mais próximos de dois átomos metálicos em seu retículo cristalino.

• RAIO IÔNICO: é a parte na distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. Na prática, toma-se o raio do íon óxido (O2-) como sendo 140pm e calculase o raio dos outros íons com base nesse valor. Os cátions sempre têm raio menor que o raio de seu átomo neutro, ao passo que os ânions sempre têm raios maiores que seus átomos neutros.

• RAIO DE VAN DER WAALS: metade da distância entre os núcleos de dois átomos (mais próximos) de moléculas diferentes. Na prática, mede-se a distância entre 2 núcleos vizinhos e divide o valor encontrado por 2.

Flúor Flúor

Flúor r = d/2

O raio atômico pode ser medido em nanômetro (nm) que representa 10-9m ou picômetro (pm), representado por 10-12m. Podemos prever o raio atômico apenas observando a posição dos elementos na tabela periódica:

• Elementos de uma mesma família têm seus elementos preenchendo maior número de camadas se observarmos de cima para baixo. Ora, quanto maior a quantidade de camadas, maior o raio atômico.

Na família, o RAIO ATÔMICO cresce de cima para baixo, pois nesse sentido ocorre um aumento no número de camadas de energias dos átomos da família.

• Elementos de um mesmo período têm a mesma quantidade de camadas, no entanto, da esquerda para a direita ocorre um aumento no número atômico (quantidade de prótons no núcleo). Quanto maior a quantidade de prótons, maior a força de atração para com os elétrons, fazendo com que ocorra diminuição de raio atômico, causado pela aproximação dos elétrons ao núcleo.

RAIOS ATÔMICOS IMPORTANTES (pm)

2 Li

3 Na

5 Rb

P e r í o dos

6 Cs

Ionizar significa "transformar em íon". Entendamos esse "íon" como sendo a espécie que perde elétron (cátion).

Vimos que, pelo modelo atômico de Bohr, ao receber energia, o elétron "pula" para níveis mais externos. Se a energia absorvida por ele for suficiente para distanciá-lo do núcleo a tal ponto de não mais ocorrer a atração nuclear, dizemos que o átomo perdeu seu elétron, isto é, ionizou-se.

Portanto,

Energia de ionização (EI) é a energia necessária para se arrancar o elétron de um átomo no estado gasoso.

∆E = Energia de Ionização

(∆H > 0) Processo Endotérmico

Na retirada de elétrons, vários fatores devem ser levados em conta para determinar a energia necessária, tais como:

• raio atômico: quanto mais afastado estiver o elétron do núcleo, menor será a energia para arrancá-lo, pois existirá menor atração. À medida que o raio atômico cresce, menor energia será necessária para se retirar o elétron do átomo. Assim, é mais fácil arrancar elétrons de metais do que de ametais.

• carga nuclear: quanto maior a carga nuclear, maior será a atração para com os elétrons e maior energia será necessária para arrancar o elétron da última camada.

• repulsão intereletrônica: pelo efeito de blindagem, a repulsão entre elétron na camada de valência pode acarretar uma menor energia para retirar um desses elétrons.

• estabilidade de orbitais e subnível: um orbital pode conter 1 ou 2 elétrons. Quando possuir 2, o orbital (diamagnético) será magneticamente estável.

w.fabianoraco.oi.com.br

OS ÁTOMOS: Suas Características e Suas Interações

Propriedades Periódicas dos Elementos Químicos CONTEÚDO TEÓRICO

QUÍMICA NÃO SE DECORA, COMPREENDE! – Professor Fabiano Ramos Costa

↑↑↑↑ Orbital com estabilidade intermediária

↑↑↑↑↓↓↓↓ Orbital com máxima estabilidade magnética

Porém, o subnível “p”, por exemplo, pode apresentar duas situações de estabilidade:

↑↑↑↑ ↑↑↑↑ ↑↑↑↑ Orbital com estabilidade intermediária estabilidade magnética

Na 1ª situação, embora os orbitais não estejam diamagnetizados, o subnível ainda apresenta a mesma quantidade de carga em todas as direções, respeitando assim a simetria do subnível. Na 2ª situação, os orbitais encontram-se magneticamente estabilizados, e o subnível apresenta nas três orientações espaciais (px, py e pz) a mesma carga (simetria dos orbitais no subnível).

De uma maneira geral, quanto maior o raio, menor a energia de ionização. Porém, devido à estabilidade dos orbitais, algumas anomalias contradizem essa regra. Observe os elementos do 2º período da tabela periódica:

Observe que o raio atômico está diminuindo da esquerda para a direita. 1ª EI (kJ.mol-1 519 900 799 1090 1400 1310 1680 2080 Orbital 2s1 2s2 2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6 Estável?? sim sim não não sim não não Sim

De uma maneira geral, a 1ª Energia de Ionização aumentou com a diminuição do raio atômico. As anomalias surgiram devido à estabilidade dos orbitais “s” e “p”. Observe o gráfico: 1ª Energia de Ionização

Z dos elementos 2º período

O valor da energia de ionização é uma evidência da existência das camadas de energia (níveis). Observe:

Átomo de Hélio (2He): 1s2 Os 2 elétrons do He pertencem à mesma camada de energia: K, portanto, possuem energias aproximadas.

Fornecendo uma energia de 25eV (eV é uma unidade de energia que representa 1,6.10-19J) ao He conseguimos retirar 1 dos elétrons.

Após a saída do 1º elétron temos 2 prótons (no núcleo) atraindo um único elétron. Aumentou-se a atração e, por conseguinte, o raio diminuiu.

Essa diminuição do raio (ou aumento da atração) faz com que seja necessária maior quantidade de energia para se retirar o 2º elétron (2ª EI).

Experimentalmente, verificou-se que são necessários 54eV para se retirar o 2º elétron do He.

De 25eV para 54eV não é uma diferença muito grande, então, acredita-se que os 2 elétrons do He pertençam ao mesmo nível.

1ª ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IMPORTANTES (kJ.mol-1)

2 Li

3 Na

5 Rb

P e r í o dos

6 Cs

A eletroafinidade apresenta duas possibilidades de definição. Sendo uma mais convencional e outra mais moderna. Embora ambas definam esta propriedade, fundamentalmente, implica, de maneira similar, a pequena diferença entre as definições, filosoficamente, implica numa interpretação mais adequada do fenômeno da afinidade eletrônica pela definição atual, além de que a definição mais moderna facilita muito a compreensão das anomalias desta propriedade por permitir o raciocínio paralelo e análogo à energia de ionização. Por estas razões, este material apresentará ambas as definições porém, utilizará apenas a definição atual.

• Definição Convencional: Eletroafinidade é a energia liberada quando um elétron é recebido por um átomo no estado gasoso e fundamental.

• Definição Moderna: Eletroafinidade é a energia mínima necessária para remover um elétron de um ânion monovalente no estado gasoso.

Apesar de ser considerada uma propriedade periódica, a eletroafinidade apresenta um comportamento com tantas anomalias, que fica muito difícil se definir uma regra de variação para esta propriedade.

A eletroafinidade, embora seja uma grandeza cuja medição é possível de ser feita para qualquer elemento, é uma propriedade usada preferencialmente para o estudo de ametais, o estudo desta propriedade envolvendo os metais será feito apenas com finalidade didática.

Fundamentalmente, esta energia depende dos mesmos fatores que a energia de ionização, e o seu comportamento fica mais bem esclarecido quando os primeiros elementos forem analisados um a um.

Para analisar a eletroafinidade, será utilizada a definição atual desta propriedade, e assim quando quisermos avaliar a eletroafinidade de um elemento X deveremos medir a energia gasta na retirada de um elétron do ânion

↑↑↑↑ Fácil Retirada w.fabianoraco.oi.com.br

OS ÁTOMOS: Suas Características e Suas Interações

Propriedades Periódicas dos Elementos Químicos CONTEÚDO TEÓRICO

QUÍMICA NÃO SE DECORA, COMPREENDE! – Professor Fabiano Ramos Costa

1ª AFINIDADES ELETRÔNICAS (kJ.mol-1)

1

Famílias

2 Li

3 Na

5 Rb

Sr - In

P e r í o dos

6 Cs

Para a eletroafinidade ocorre uma anomalia no comportamento esperado, quando se comparam as eletroafinidades dos elementos do 2º período com os elementos do mesmo grupo, porém, do 3º período.

O que ocorre é que no segundo período os átomos são muito pequenos, e a acomodação de mais um elétron em sua eletrosfera não é tão fácil como nos do 3º período. A repulsão intereletrônica para os átomos do 2º período é tão intensa que mesmo o último elétron estando bem próximo do núcleo, sua retirada é facilitada.

É a medida da capacidade que um determinado átomo tem em atrair o elétron de outro átomo para sua eletrosfera quando participante de uma ligação química. Mede a atração que o núcleo exerce sobre o par eletrônico de uma ligação química.

Nota-se que quanto menor o raio atômico, maior será esse poder de atração.

Essa característica, "eletronegatividade", será mais bem entendida quando do estudo das ligações químicas.

ALGUMAS ELETRONEGATIVIDADES RELATIVAS: (átomo padrão – flúor)

Até agora podemos instrumentalizar as propriedades periódicas assim:

Medida da distância entre o núcleo e o último elétron na eletrosfera de um átomo neutro no estado fundamental.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO . Energia de ionização (EI) é a energia necessária para se arrancar o elétron de um átomo no estado gasoso.

AFINIDADE ELETRÔNICA Eletroafinidade ou afinidade eletrônica é a energia liberada quando um elétron é recebido por um átomo no estado gasoso e fundamental. ELETRONEGATIVIDADE É a medida da capacidade que um determinado átomo tem em atrair o elétron de outro átomo para sua eletrosfera quando participante de uma ligação química.

Algumas propriedades físicas dos elementos: volume atômico, densidade, temperatura de fusão e temperatura de ebulição, variam de uma forma irregular, pois a relação entre elas e a estrutura eletrônica não é direta. Para essas propriedades, não teceremos maiores comentários, apenas a variação delas na Tabela Periódica.

Volume atômico é o espaço ocupado (em mL ou cm3) por 6,02.1023 átomos de um elemento na fase sólida. DENSIDADE

Sabemos que densidade é dada por d = m/V. Quanto maior o volume, menor a densidade e, quanto maior a massa, maior a densidade.

Os

Com exceção dos elementos das famílias 1/1A e 2/2A, a t.f. e a t.e. aumentam conforme o crescimento da densidade.

Embora o alumínio e o índio estejam ambos no grupo 13, o alumínio forma íons Aℓ 3+ , enquanto que o índio forma íons In+ e In3+ . A tendência a formar íons com carga duas unidades mais baixa do que a esperada para o número do grupo é chamada de efeito do par inerte. Outro exemplo do efeito do par inerte é encontrado no grupo 14 com o chumbo (Pb) formando cátions Pb2+ e Pb4+ .

O efeito do par inerte em parte é devido à diferença de energia entre os elétrons de valência S e p. Nos últimos períodos da Tabela Periódica, os elétrons de valência s têm energia muito baixa por causa de sua boa penetração e baixa capacidade de blindagem dos elétrons d. Os elétrons s de valência podem então permanecer ligados ao átomo.

O efeito do par inerte é mais pronunciado entre os membros pesados de um grupo, onde a diferença de energia entre os elétrons s e p é maior.

O efeito do par inerte é a tendência de formar íons duas unidades mais baixas em carga que o esperado pelo numero do grupo; e isto é mais pronunciado nos elementos pesados no bloco p.

In +

Comentários