Isotopos e propriedades periodicas

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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.