PROPRIEDADES PERIÓDICAS

- TABELA PERIÓDICATABELA PERIÓDICA- RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO - PARTÍCULAS ISOELECTRÓNICAS PARTÍCULAS ISOELECTRÓNICAS - ENERGIA DE IONIZAÇÃOENERGIA DE IONIZAÇÃO- AFINIDADE ELECTRÓNICAAFINIDADE ELECTRÓNICA- OS ELEMENTOS SEMIMETÁLICOSOS ELEMENTOS SEMIMETÁLICOS- OS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO OS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO

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ELEMENTOS REPRESENTATIVOSELEMENTOS REPRESENTATIVOS

ELEMENTOS DE TRANSIÇÃOELEMENTOS DE TRANSIÇÃO

TABELA PERIÓDICA sair

RAIO ATÓMICO

Raios atómicos para moléculas diatómicas (raios covalentes) e para metais (raios metálicos).

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RAIO ATÓMICO sair

Ao longo de um grupo, o raio atómico aumenta com o aumenta com o número atómiconúmero atómico, porque vai vai aumentando o número de aumentando o número de camadascamadas (níveis) electrónicas ocupadas e a carga dos electrões das camadas interiores repelem os electrões mais exteriores.

RAIO ATÓMICO sair

Ao longo de um período, o raio atómico diminui com o número atómico, porque vai aumentando a força atractiva núcleo-electrões, o que provoca a contracção da nuvem electrónica.

RAIO ATÓMICO sair

VARIAÇÃO PERIÓDICA RAIO ATÓMICO

Variação do raio atómico (covalente), ao longo da Tabela Periódica.

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RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO

Para partículas com a mesma carga nuclear a que tiver mais electrões, apresenta maior raio, pois as repulsões inter-electrónicas são mais fortes.

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Para partículas com a mesma carga nuclear a que tiver mais electrões, apresenta maior raio, pois as repulsões inter-electrónicas são mais fortes.

RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO sair

RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO sair

PARTÍCULAS ISOELECTRÓNICAS

Partículas que apresentam o mesmo número de electrões.

Exemplo:

9 9 F F - - 10 10 Ne Ne 11 11 Na Na + + 12 12 Mg Mg 2+ 2+

Para partículas isoelectrónicas a que tiver maior carga nuclear (Z) apresenta menor raio, pois, as atracções núcleo-nuvem electrónicas são mais fortes o que origina a contracção da nuvem electrónica.

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ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Ei + X ( g ) X + ( g ) + e-

ENERGIA DE IONIZAÇÃO - energia mínima que é necessária para remover um electrão do átomo, transformando-o num ião monopositivo.

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Ei + X (g) X + (g) + e-

Ou

X (g) X + (g) + e- H > 0

ENERGIA DE IONIZAÇÃO sair

Ei + X (g) X + (g) + e-

em que:

Ei = H

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ENERGIAS DE IONIZAÇÃO sair

Ao longo do grupo a energia de ionização diminui, por existir maior número de electrões internos, o que faz com que a atracção efectiva entre o núcleo (que se diz blindado ou protegido) e um dos electrões mais externos seja menor.

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Ao longo do período o aumento da carga nuclear experimentada pelos electrões de valência produz uma diminuição do átomo tornando mais difícil a remoção do electrão.

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ENERGIAS DE IONIZAÇÃO ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADESIRREGULARIDADES

- a E1 do boro (Z = 5) é menor que a E1 do berílio (Z = 4);

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No BB o electrão a ser removido encontra-se numa orbital 2p; enquanto no BeBe encontra-se na orbital 2 s, mais próxima do núcleo, ou seja, o núcleo do BB está mais blindado por electrões. É mais fácil remover o electrão 2p do BB do que o electrão 2s do BeBe.

ENERGIAS DE IONIZAÇÃO ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADESIRREGULARIDADES

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- a E1 do oxigénio (Z = 8) é menor que a E1 do azoto (Z = 7);

ENERGIAS DE IONIZAÇÃO ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADESIRREGULARIDADES

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No NN , a orbital 2p está semipreenchida enquanto que no OO a orbital 2p está ocupada por quatro electrões . O quarto electrão deste subnível ( p ) está numa orbital já ocupada por um electrão experimentando maior repulsão , logo , este electrão é mais facilmente removido que qualquer dos electrões p das orbitais semipreenchidas do átomo de NN .

ENERGIAS DE IONIZAÇÃO ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADESIRREGULARIDADES

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ENERGIAS DE IONIZAÇÃO ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADESIRREGULARIDADES

Irregularidades semelhantes (que podem ser explicadas da mesma maneira) podem ser encontradas nos períodos 3, 4, 5 e 6.

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AFINIDADE ELECTRÓNICA

X (g) + e- X - (g) + A

Afinidade electrónica ( A ) – é a energia libertada quando se adiciona uma mole de electrões a uma mole de átomos neutros no estado gasoso ( T = 0 K ) e fundamental.

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X (g) + e- X - (g) + A

Ou

X (g) + e- X - (g) H < 0

AFINIDADE ELECTRÓNICA sair

X ( g ) + e- X - ( g ) + A

em que:

A = - H

AFINIDADE ELECTRÓNICA sair

AFINIDADE ELECTRÓNICAAFINIDADE ELECTRÓNICA

Afinidade electrónica ( Eea ) – é a energia libertada quando se adiciona uma mole de electrões a uma mole de átomos neutros no estado gasoso ( T = 0 K ) e fundamental.

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AFINIDADE ELECTRÓNICAAFINIDADE ELECTRÓNICA

Algumas afinidades electrónicas são negativas; isto significa que a energia é absorvida quando se adiciona a mole de electrões.

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Ex :

Be ( g ) + e- + 100 kJ → Be – ( g ) Endotérmico

Valor negativo

AFINIDADE ELECTRÓNICAAFINIDADE ELECTRÓNICA sair

Ex : F ( g ) + e- → F – ( g ) + 328 kJ Exotérmico

Valor positivo

AFINIDADE ELECTRÓNICAAFINIDADE ELECTRÓNICA sair

RESUMINDORESUMINDO sair

SEMIMETÁLICOSSEMIMETÁLICOS

Apresentam, simultaneamente, propriedades características dos elementos metálicos e não metálicos.

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OS METAIS DE TRANSIÇÃOOS METAIS DE TRANSIÇÃO

Os 38 elementos nos grupos 3 a 12 da T.P. são chamados “metais de transição” ou melhor, elementos de transição.

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OS METAIS DE TRANSIÇÃOOS METAIS DE TRANSIÇÃO

Os seus electrões de valência, ou os electrões que eles utilizam para se combinarem encontram-se em mais do que um nível de energia.

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OS METAIS DE TRANSIÇÃOOS METAIS DE TRANSIÇÃO

Regra geral, a ocorrência de uma sub-camada 3d incompleta , dos átomos ou dos seus iões, determina propriedades especiais dos metais de transição, entre elas:

- vários estados de oxidação;- formação de complexos;- formação de compostos corados;- actividade catalítica.

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Soluções coradas de compostos de vanádio nos estados de oxidação II, III, IV e V.

OS METAIS DE TRANSIÇÃOOS METAIS DE TRANSIÇÃO sair

ALEXANDRE CARVALHO 39

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