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Tabela períodica A tabela periódica dos elementos químicos é a disposição sistemática dos elementos, na forma de uma tabela, em função de suas propriedades. As primeiras tabelas periódicas tinham como ponto de organização as suas massas, pois os prótons não eram conhecidos. Isótopos Por volta de 1913, Aston obteve os primeiros bons resultados na separação dos isótopos do neônio, utilizando a técnica da difusão, após a realização de milhares de experimentos. Espectrômetro de massa Exemplo de isótopos de lítio: Espectro de massas do elemento cloro. A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. Propriedades periódicas ü RAIO ATÔMICO 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. EM RELAÇÃO AOS GRUPOS DA TABELA PERIÓDICA: QUANTO MAIOR O NÚMERO ATÔMICO (Z), MAIOR O NÚMERO DE CAMADAS, PORTANTO MAIOR O RAIO ATÔMICO Exemplos: Metais alcalinos Em relação aos períodos da tabela periódica: Quanto maior for o número atômico, maior é o número atômico, maior é o número de prótons, portanto , maior carga nuclear, isto significa que maior será a atração entre o núcleo (positivo) e os elétrons (negativo) desta forma ocorre uma contração volumétrica - uma redução no raio atômico. Exemplos: Terceiro período rAr < rCl < rS < rP < rSi < rAl < rMg < rNa rLi < rNa < rK < rRb < rCs < rFr Tendências nos tamanhos dos íons r Li+ < r Li r Fe 3+ < r Fe 2+ < r Fe 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. r Fe 3+ < r Fe 2+ < r Fe ü Série isoeletrônica: São espécies químicas (íons e átomos) com o mesmo número de elétrons. Quanto maior o número atômico (Z), maior é a carga nuclear, maior é a contração iônica Menor é o raio iônico rAl3+ < rMg2+ < rNa+ < rNe < rF- < rO2- ü ENERGIA DE IONIZAÇÃO Observe na tabela a seguir: Quando um elétron é removido de um nível mais interno, há um aumento significativo da energia de ionização, por exemplo o 2º elétron removido do sódio necessita de uma energia de ionização quase dez vezes a energia de ionização para a remoção do 1º elétron. A primeira energia de ionização é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso. A segunda energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso. Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron. Exemplo: Quanto à energia de ionização deve ser levado em conta: A en ergia de ioniz ação dim inui à med ida q ue desc emo s em um grup o O elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo Geralmente a EI aumenta ao longo do período Exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p são favorecidos por um ganho na distribuição igualitária dos elétrons no subnível , além da repulsão entre elétrons no caso dos elétrons emparelhados.
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