Exemplos de Isoeletronicos

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Exemplos de Isoeletronicos: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Escrever o numero de elétrons na camada de Valencia:
14SI – 1S2 2S2 2P6 3S2 3P2 – 4 ELETRONS
Orbitais semipreenchidos (estável) uma pessoa por quarto.
Todos os elétrons estão emparelhados – preenchidos - estáveis 
Este analise é feito pelo mais energético que é o ultimo da distribuição eletrônica.
Critério para avaliar o raio.
1 )Numero de camadas; 2)Quanto mais prótons menor o raio; 3)Numero de elétrons na camada de valência.
Dados a distribuição eletrônica da camada de valência dos elementos: A: 3s1 B: 3s2 C: 3s2 3p5 D: 3s2 3p6
A) O de maior raio: A – menos prótons
B) O de menor raio: D – mais prótons
C) O que mais oxida: A – maior raio
D) O que mais reduz: C – menor raio
E) O que menos oxida: D – menor raio
F) O que menos reduz: A – maior raio
G) O mais eletronegativo: C – menor raio
H) O menos eletronegativo: A – maior raio
I) O de maior PI: D – menor raio
J) O de menor PI: A – maior raio
K) O de maior AE: C – menor raio
L) O de menor AE: A – maior raio
M) Os diamagnéticos: B e D
N) Os paramagnéticos: A e C
 
Dado as energias de ionização do nitrogênio Z=7
A) Explicar porque a energia aumenta de 1 a 5. R. Porque o raio diminui.
B) Explicar porque a energia aumenta muito de 5 a 6. R. Porque o raio diminui muito com a perda da camada L.
Regras para montagem de moléculas
1 – Calcular o total de elétrons da camada de valência dos elementos.
2 – Escrever o átomo central e a este unir os periféricos por intermédio de um par de elétrons.
3 – Completar o octeto do átomo periférico.
4 – Adicionar os elétrons restantes no átomo central.
NE – Nº total de pares de elétrons em torno do átomo central.
PI – Nº total de pares de elétrons não ligados em torno do átomo central.
Elementos com três camadas ou mais podem expandir a camada de valência, ou seja, apresentar mais de oitos elétrons na ultima camada, pois possuem o subnível D vazio. (Na primeira e segunda camada da tabela pode ser octeto, passou disso não existe, somente da terceira é possível).
Ressonância - Livre movimentação de elétrons PI (Pares Isolados) deslocalizados.
I) Polaridade: é a presença de polos (+ -) (Toda vez que sobrar paz de elétrons no central é polar e quando não sobrar é apolar)
II) Solubilidade: Semelhante dissolve semelhante, ou seja, polar dissolve polar e apolar dissolve apolar. (Gasolina apolar é imiscível na agua Polar.)
 
III) Ligação de Hidrogênio: São forças que unem um hidrogênio carente de elétrons de uma molécula a um átomo muito eletronegativo (F, O, N)
Afinidade Eletrônica.
Reduz – Recebe elétrons
(Processo exotérmico)
Definição: É a energia liberada por um átomo gasoso ao receber um elétron. (Quanto menor o raio maior a afinidade de eletrônica)
Eletronegatividade: É a tendência que os elementos possuem de atrair elétrons (Quanto menor o raio maior a eletronegatividade) F,O,N.
Processos termodinâmicos
1)Processo: Exotérmico HF – HI = DeltaH < 0 (negativo)
2) Processo: Endotérmico HF – HI = DeltaH > 0 (positivo)
Ligação Ionica: É caracterizada pela transferência de elétrons.
Metal + Ametal / Doa elétrons e recebe elétrons / cátion + e aníon -/ Oxidação e Redução / Raio grande e Raio pequeno / Baixa energia I e Alta afinidade eletrônica.
Ligação Covalente: É caracterizada pelo compartilhamento de elétrons.
Ametal + Ametal – Molécula / Teoria do orbital molecular (TOM) – Teoria da camada de valencia (TCV)
TCV - H . . H – Formula eletrônica ou formula de lewis / Formula estrutural H – H / H2 formula molecular.
Ligação metálica: É caracterizada pela livre movimentação de elétrons (Mar de elétrons)
Metal + metal = Metal ou liga metálica.
1) As substancias X, Y e Z . sólidas a temperatura ambiente apresentam as propriedades físicas resumidas na tabela.
	Substancias
	X
	Y
	Z
	
	Solubidade em agua
	Solúvel
	Insoluvel
	Insoluvel
	X Ionico
	Condutividade elétrica do solido
	Não Conduz
	Conduz
	Não Conduz
	Y Metal
	Condutividade elétrica no estado fundido
	Conduz
	Conduz
	Não Conduz
	Z Covalente
	Condutividade elétrica em solução aquosa
	Conduz
	
	
	
Na Cl / NaCl (1:1) – Ciclo de Haber-Born – É o estudo da estabilidade dos composto iônicos baseados na diminuição de energia.
Pilha: São dispositivos espontâneos que transformam energia química em energia elétrica através de uma reação de oxirredução. (Oxirredução – toda pilha é oxida e reduz)
Potencial Padrão de Redução Eº: É a medida do potencia de redução em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio.
2h+ + 2é – h2 Eº = 0,00V
Cu2+ + 2é – Cu Eº = 0.34V
Zn2+ + 2é – Zn Eº = -0.76V
Al3+ +3é – Al Eº = -1.74V
Fe2+ + 2é – Fe Eº = -0,44V
Mg2+ + 2é – Mg Eº = -2.34V
Ag1+ + 1é – Ag Eº = 0.80V
Anodo (-): Zn – Zn+2 + 2é = Oxidação
Catodo (+): Cu2+ + 2é – Cu = Redução 
Zn + Cu+2 – Zn+2 + Cu
1) Os elementos apresentados, escreva a pilha de maior ddp.
Catodo (+): Ag1+ + 1é – Ag Eº = 0.80V (Redução)
Anodo (-): Mg – Mg2+ + 2é Eº = 2.34V (Oxidação)
2Ag1+ + Mg – Mg2+ + 2 Ag ddp = 3.14 V
2) Explicar porque tubulação de aço (Ferro) são recobertos com camadas de zinco (Galvanização)
Porque a película de zinco se oxida antes do ferro, porque o zinco tem maior potencial de redução que o ferro.