Prop gerais

Propriedades gerais dos elementos


Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas

propriedades químicas e físicas.

A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em

ordem crescente de massa atômica.

Faltaram alguns elementos nesse esquema.

Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As seria

abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do

Si. Ele previu um número de propriedades para este elemento. Em

1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem à

sua previsão


Moseley e o número atômico

descobriu uma característica numérica dos átomos de

cada elemento que ficou conhecida com número

atômico e que posteriormente foi associada ao

número de prótons

Lei Periódica: estabelece que quando os elementos

são listados, seqüencialmente, em ordem crescente

do número atômico, é observada uma repetição

periódica em suas propriedades.

A tabela periódica moderna: organiza os elementos

em ordem crescente de número atômico.


Família ou grupo: conjunto de átomos com propriedades químicas

semelhantes e mesma configuração eletrônica no último nível de

energia. Ex.: Família dos elementos alcalinos.

Período: conjunto de elementos com elétrons dispostos no

mesmo número de níveis de energia. Ex.: lítio, berílio, flúor e

neônio.

PROPRIEDADES

QUÍMICASDEPENDEM

CONFIGURAÇÃO

ELETRÔNICA DO

NÍVEL ENERGIA


são aquelas cujos valores numéricos

crescem ou decrescem à medida que o

número atômico aumenta.

- Massa Atômica: sempre aumenta com o

aumento do número atômico.

- Calor Específico: o calor específico do

elemento no estado sólido sempre diminui

com o aumento do número atômico.


Se repetem de período em

período, variando periodicamente com o

número atômico.


Considere uma molécula

diatômica simples.

A distância entre os dois

núcleos é denominada

distância de ligação.

Se os dois átomos que

formam a molécula são os

mesmos, metade da

distância de ligação é

denominada raio

covalente do átomo.


Quando o número quântico principal

aumenta, o tamanho do orbital aumenta.

Considere os orbitais s.

Todos os orbitais s são esféricos e aumentam

em tamanho quando n aumenta.


Tendências periódicas nos raios

atômicos O tamanho atômico varia consistentemente através da

tabela periódica.

Ao descermos em um grupo, o raio dos átomos aumenta.

Ao longo dos períodos da tabela periódica, o raio dos

átomos torna-se menor.

o Existem dois fatores agindo:

o - Número quântico principal, n, e

o - a carga nuclear efetiva, Zef.

• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo

polieletrônico.

• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons

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), a carga

nuclear efetiva (Zeff) diminui.

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


• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleoaumenta. Consequentemente, o raioatômico aumenta.

• Ao longo de um período na tabelaperiódica, o número de elétrons maisinternos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atraçãoentre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômicodiminua.


Nos períodos 4,5 e 6 o decréscimo nos raios atômicos ao longo do período é moderado pela intervenção da série dos elementos de transição. Por quê?

Na configuração eletrônica dos elementos de transição éhá um aumento gradual do número de elétrons na segundacamada externa (n-1), e não na camada de valência, n.sendo os elétrons colocados em (n-1)d, entre o núcleo e acamada de valência, protegendo parcialmente os elétronsda camada de valência da força de atração exercida pelonúcleo. Isso reduz a carga nuclear efetiva mantendo oselétrons de valência do átomo. Assim, ao longo da sériedos elementos de transição, o raio atômico não decrescetão rapidamente como nas séries dos elementosrepresentativos. No final da série dos elementos detransição, a subcamada (n-1)d se aproxima de suapopulação máxima, 10 elétrons, aumen6tando o efeito deblindagem, conseqüentemente, as repulsões inter-eletrônicas entre a camada (n-1) e a camada de valênciaprovocam um menor aumento no tamanho.


Percorrendo a série dos lantanóides, os elétrons sãoadicionados à subcamada (n-2)f, enquanto aumenta,simultaneamente, a carga nuclear. O aumentos doefeito de blindagem dos elétrons da subcamada fcompensa quase completamente o aumento da carganuclear, resultando numa pequena contração atravésda série.

De um lantanóide para o próximo, o aumento doefeito de blindagem exercido pelos elétrons dacamada interna resulta num aumento da carganuclear. Assim, a contração do raio é de 0,001nm deum átomo para o outro, mas como eles são 14elementos na série, a contração é de 0,013nm. Estacontração total é significativa e é denominadacontração lantanídica.


Tendências nos tamanhos dos íonsO tamanho do íon é a distância entre os íons

em um composto iônico.

O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência.

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

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


Para íons de mesma carga, o tamanho do íon

aumenta à medida que descemos em um

grupo na tabela periódica.

Todos os membros de uma série isoeletrônica

têm o mesmo número de elétrons.

Quando a carga nuclear aumenta em uma

série isoeletrônica, os íons tornam-se

menores :

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


A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso:

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

A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso:

Na+(g) Na2+

(g) + e-.

Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.


Variações nas energias de ionização

sucessivas

Há um acentuado aumento na energia de

ionização quando um elétron mais interno é

removido.


A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.

Isso significa que 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.


São duas as exceções: a remoção do primeiro

elétron p e a remoção do quarto elétron p

Os elétrons s são mais eficazes na proteção

do que os elétrons p. Consequentemente, 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.


Be

Mg

Valores elevados devido a

estabilidade do subnível s

preenchido

Ga In

B

Al

Decréscimo esperadoO Ga é precedido pelos

elementos da 1° série de

transição (3d

preenchendo), tornando-o

menor. Assim como na 2° e

3° series de transição.


Configurações eletrônicas de íons

Cátions: os elétrons são primeiramente

removidos do orbital com o maior número

quântico principal, n:

Li (1s2 2s1) Li+ (1s2)

Fe ([Ar]3d6 4s2) Fe3+ ([Ar]3d5)

Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital

com o mais baixo valor de n disponível:

F (1s2 2s2 2p5) F- (1s2 2s2 2p6)


A afinidade eletrônica é a alteração de energiaquando um átomo gasoso ganha um elétron paraformar um íon gasoso:

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

A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica(como o exemplo acima) quanto endotérmica:

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

Analise as configurações eletrônicas para determinarse a afinidade eletrônica é positiva ou negativa.

O elétron extra no Ar precisa ser adicionado aoorbital 4s, que tem uma energia significativamentemaior do que a energia do orbital 3p.


A afinidade eletrônica só apresenta aplicações práticas

para os não-metais, pois seus átomos tendem a receber

elétrons. Para os metais é muito difícil medir a

eletroafinidade, porque seus átomos não tendem a receber

elétrons, isto é, não ficarão estáveis ao receberem

elétrons.

Essa variação se explica pela distância entre o elétron e o

núcleo: quanto menor o raio, mais energia deverá perder.

Portanto, a afinidade eletrônica tem uma variação

paralela, mas inversa ao raio.


É a tendência que um átomo tem de atrair para síelétrons quando combinado, formando um composto.

A eletronegatividade dos elementos não é uma grandezaabsoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na verdadeestamos comparando a força de atração exercida pelosátomos sobre os elétrons de uma ligação.

Átomos com níveis eletrônicos quase completos terão eletronegatividades maior do que átomos com níveis eletrônicos escassamente preenchidos.

Formam-se ligações covalentes entre elementos com valores próximos de eletronegatividades e as ligações iônicas entre elementos com eletronegatividade muito diferentes.

A : Bδ+δ-


Essa força de atração tem uma relação com o RAIO ATÔMICO:

Quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a força de

atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor.

Também não é definida para os gases nobres.

A eletronegatividade é uma propriedade que resulta da ação

conjunta da energia de ionização e da eletroafinidade, mede a

tendência relativa que um átomo possui de atrair elétrons e se

torna mais perceptível quando o átomo está participando de uma

ligação química. Coube a Linus Pauling criar uma escala

arbitrária para medir essa tendência, que é relativa, pois é

estabelecida comparativamente. Na escala de Pauling, ao

elemento mais eletronegativo (o flúor) foi atribuída

eletronegatividade 4,0. As demais são determinadas em função

dessa, correspondendo ao elemento menos eletronegativo (o

césio) o valor 0,7.


Quando dois íons A+ e B- se aproximam o tipo de ligaçãodependerá do efeito de um sobre o outro. O íon positivo atrai oíon negativo e repele o núcleo, provocando uma distorção oupolarizando o íon negativo se a polarização for pequena resultaligação iônica.

Poder polarizante - capacidade de um íon em provocardistorção.

Polarizabilidade - suscetibilidade do íon em sofrer distorção.

Poder polarizante aumenta à medida que os íons se tornammenores e à medida que aumenta sua carga.

Regras de Fajans - A formação de ligações covalentes éfavorecida por:

- íon positivo pequeno.

- íon negativo grande.

- cargas elevadas em ambos os íons.


Metais O caráter metálico refere-se às propriedades dos

metais (brilhante ou lustroso, maleável e

dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e

tendem a formar cátions em solução aquosa).

O caráter metálico aumenta à medida que

descemos em um grupo.

O caráter metálico diminui ao longo do período.

Os metais têm energias de ionização baixas.

A maioria dos metais neutros sofre oxidação em

vez de redução.


Quando os metais são oxidados, eles tendem a

formar cátions característicos.

Todos metais do grupo 1A formam íons M+.

Todos metais do grupo 2A formam íons M2+.

A maioria dos metais de transição têm cargas

variáveis.


Metais A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:

Óxido metálico + água hidróxido metálico

Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(aq)

Não-metais Os não-metais apresentam um comportamento

mais variado do que os metais.

Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons:

metal + não-metal sal

2Al(s) + 3Br2(l) 2AlBr3(s)


Não-metais A maior parte dos óxidos não-metálicos são

ácidos:

óxido não-metálicos + água ácido

P4O10(s) + H2O(l) 4H3PO4(aq)

Metalóides Os metalóides têm propriedades intermediárias

entre os metais e os não-metais.

Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.

Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.


É um ciclo termodinâmico que relaciona a

energia reticular de um cristal com dados

termodinâmicos como: Entalpia de

sublimação (ΔHs), Energia de Ionização (EI),

Entalpia de Dissociação (ΔHd), Afinidade

Eletrônica (AE) e Energia Reticular (U),

seguindo a seguinte equação:

Lei de Hess: ΔHf = ΔHs + EI + 1/2ΔHd + AE + U


Entalpia de

formação

ΔHf

Entalpia de sublimação

ΔHs

Energia de

Ionização

EI

½ Entalpia

de

dissociação

ΔHd

Afinidade

eletrônica

AE

Energia

Reticular

U

Obtido

pela lei

de Hess


Percorrendo a tabela da esquerda para a

direita diminui o tamanho dos átomos por

causa da carga nuclear

adicional, aumentando a energia de

ionização.

O caráter metálico também diminui.

Os óxidos tornam-se menos básicos.

Descendo um grupo da tabela aumenta o

tamanho dos átomos. Decresce assim a

energia de ionização e aumenta o caráter

metálico. Os óxidos tornam-se mais básicos.


Percorrendo diagonalmente a tabela, os elementos mostram certas semelhanças estas são semelhanças acentuadas nos seguintes pares de elementos.

Li Be B C

Na Mg Al Si

Num período, da esquerda para a direita a carga dos íons aumenta, o tamanho dos íons diminui, provocando aumento do poder polarizante.

Num grupo, de cima para baixo o tamanho dos íons aumenta e o poder polarizante decresce.

Diagonalmente estes dois efeitos cancelam-se parcialmente, não havendo variação acentuada nestas propriedades.


A reatividade de um elemento químico está associada àsua maior ou menor facilidade em ganhar ou perderelétrons. Assim, os elementos mais reativos serão tantos osmetais que perdem elétrons com maior facilidade, quantoos ametais que ganham elétrons com maior facilidade.

Um átomo pequeno atrai elétrons mais facilmente que um átomo grande.

Os gases nobres, em condições naturais, são estáveis e nãose ligam a nenhum outro átomo. Devido a essefato, poderemos dizer que os gases nobres apresentameletronegatividade e eletroafinidade nulas.

A propriedade inversa a eletronegatividade recebe o nomede eletropositividade


conclusões:

a) entre os metais, o mais reativo é o frâncio (Fr)

b) entre os ametais, o mais reativo é o flúor (F).


As propriedades físicas são determinadas

experimentalmente, mas, em função dos dados

obtidos, podemos estabelecer regras genéricas para sua

variação, considerando a posição do elemento na tabela

periódica


Chama-se DENSIDADE ABSOLUTA (d) ou massaespecífica de um elemento ao quociente entre suamassa (m) e seu volume (v). Portanto: d = m/v.

Num grupo, a densidade absoluta varia no mesmosentido que o volume.

Num período, a densidade absoluta varia nosentido oposto dos volumes atômicos; isso éexplicável, pois pela fórmula d = m/v, quantomenor o volume maior deverá ser a densidade.


O Ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm3).

*** A tabela apresenta densidade obtida a 0 ° C e 1 atm.


Na família IA (alcalinos) e na família IIA (alcalinos terrosos), IIB, 3A, 4A, os elementos de maior ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) estão situados na parte superior da tabela.

De modo inverso, nas demais famílias, os elementos com maiores PF e PE estão situados na parte inferior.

Nos períodos, de maneira geral, os PF e PE crescem das extremidades para o centro da tabela.

Entre os metais o tungstênio (W) é o que apresenta o maior PF: 5900 ° C. Umaanomalia importante ocorre com o elemento químico carbono (C),um ametal: Ele temuma propriedade de originar estruturas formadas por um grande número de átomos, oque faz com que esse elemento apresente elevados pontos de fusão ( PF =3550 ° C)


É o volume ocupado por 1 mol (6,02 x10²³ átomos) de umelemento no estado sólido. O volume atômico não é o volume deum átomo mas o volume de um conjunto (1 mol) de átomos,consequentemente, no volume influem não só o volume individualde cada átomo, como também o espaçamento existente entre osátomos.

Numa família, o volume atômico aumenta de acordo com onúmero atômico.

Num período, o volume atômico cresce do centro para asextremidades, à esquerda, o crescimento acompanha o raioatômico, já à direita, a variação é oposta porque, nos elementosaí situados (principalmente nos não-metais), o “espaçamento”entre os átomos passa a ser considerável.


Lee, J.D.- Química Inorgânica- 4ª Edição- Editora Edgar

Blucher Ltda- 1996,-São Paulo - Brasil.

MAHAN, Bruce H. & MYERS, R. J. Química - Um Curso

Universitário. Ed. Edgard Blucher LTDA: São Paulo, 2003.

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Pesquisa sobre as propriedades

fisiológicas, ocorrência, obtenção e

utilização dos elementos (ex: separação

mecânica, decomposição térmica, redução

quimica a altas temperaturas, etc)

Resolução da lista de exercícios.

Prop gerais

Education

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