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TABELA PERIÓDICA. Propriedades Periódicas e Aperiódicas. Prof. Alexandre Lima. Propriedades Periódicas. São propriedades que variam periodicamente e atingem valores máximos e mínimos em colunas bem determinadas. Por exemplo: Raio atômico Energia de ionização Densidade.
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TABELA PERIÓDICA Propriedades Periódicas e Aperiódicas Prof. Alexandre Lima
Propriedades Periódicas • São propriedades que variam periodicamente e atingem valores máximos e mínimos em colunas bem determinadas. • Por exemplo: • Raio atômico • Energia de ionização • Densidade
Propriedades Aperiódicas • São aquelas que vão sempre aumentando ou diminuindo à medida que crescem os números atômicos. • Por exemplo: • A masssa atômica • O calor específico • A quantidade de raias no espectro de raios - X
Raio Atômico • É impossível determinar o tamanho exato de um átomo isolado, um dos recursos é medir através dos raios – X, a distância internuclear.
Raio Atômico • Se o elemento é um metal, o raio atômico é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra sólida; • Se o elemento é um não metal ou um metalóide, usa-se a distância entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química –raio covalente; • Se o elemento é um gás nobre usa-se o raio de Van der Waals, que é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra do gás sólido; • O raio de Van der Waals é sempre muito maior do que o raio covalente.
Raio Atômico • 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.
Raio Atômico • Carga nuclear efetiva (Zef) • Zef= Z–σ onde: • Z = carga nuclear real (noatômico) • σ é o efeito de blindagem
Raio iônico • Raio iônico de um elemento é a sua parte da distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. Em outras palavras, a distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos.
Raio iônico • Os raios iônicos geralmente crescem com o valor de n em um grupo e decrescem da esquerda para a direita em um período. • Os cátions são menores e os ânions são maiores do que os átomos originais.
Raio iônico Os cátions são menores que os átomos originais pois para formá-lo, os átomos perdem um ou mais elétrons Já o ânion é maior devido ao aumento da repulsão eletrônica.
Energia de ionização (I) • É a energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa.
Energia de ionização (I) • A primeira energia de ionização geralmente decresce em um grupo. Com poucas exceções a primeira energia de ionização aumenta da esquerda para a direita no período e cai para valores mais baixos no início do período seguinte.
Energia de ionização (I) • O elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo. À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso. • Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período. Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron. • Existem duas exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.
Exceções da energia de ionização • Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável. • Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.
Afinidade Eletrônica Eae • Definição Convencional: Eletroafinidade é a energia liberada quando um elétron é recebido por um átomo no estado gasoso e fundamental. • X(g) + 1e- X- (g) • Δ H = Eletroafinidade (ΔH < 0) • Definição Moderna: Eletroafinidade é a energia • mínima necessária para remover um elétron de um • ânion monovalente no estado gasoso. • X-(g) X(g) + 1e- Δ H = Eletroafinidade (Δ H > 0)
Afinidade Eletrônica Eae • 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 X-.
Afinidade Eletrônica Eae • 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.
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. • 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.
Relações diagonais • As relações diagonais são semelhanças de propriedades entre vizinhos diagonais nos grupos principais da tabela periódica. A relação diagonal deve-se em parte às características de raio atômico e energia de ionização desses elementos.
Relações diagonais • Exemplo de relação diagonal O boro (acima) e o silício (abaixo), possuem uma relação diagonal. Ambos são sólidos brilhantes, com alto ponto de fusão. Possuem ainda várias semelhanças químicas.
