Propriedades Gerais dos Elementos 4

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Propriedades Gerais dos Elementos 
(Propriedade Periódica dos Elementos) 
Carga Nuclear Efetiva 
 A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em 
um átomo polieletrônico; 
Lei de Coulomb: força de atração entre duas cargas elétricas 
depende da magnitude das cargas e da distância entre elas. 
Carga nuclear líquida agindo sobre 
o elétron e distância entre eles. 
 Em átomos polieletrônicos: cada elétron é atraído pelo núcleo 
e repelido pelos outros elétrons. 
 A força de atração aumenta a mesma proporção que a carga 
nuclear e diminui à medida que o elétron se afasta do núcleo; 
 Qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e os elétrons 
mais internos diminui a carga efetiva nuclear agindo no 
elétron mais externo. 
A densidade eletrônica relativa aos elétrons 
mais internos blinda ou protege os elétrons 
mais externos da carga total do núcleo. 
Zef = Z - S 
• Uma boa aproximação para o cálculo da Carga Nuclear 
Efetiva pode ser: 
Em que “Z” é nº de prótons no núcleo e “S” é nº médio de 
elétrons entre o núcleo e o elétron em questão. 
 A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido 
ao efeito dos elétrons internos; 
 Elétrons do mesmo nível dificilmente blindam uns aos outros 
da carga nuclear. 
 Para o Mg (Z = 12): [Ne] 3s2 
 Cálculos mais detalhados indicam que a Zef é 3,3+. 
Existem uma probabilidade dos elétrons 
do orbital 3s estarem no cerne. 
 A Zef sofrida pelos ē mais externos aumenta da esquerda 
para a direita na tabela (> Z  blindagem ext. ineficiente). 
EX: Li (Z= 3 | 1 A): 1s22s1 => Zef = 3 – 2 = 1+ 
 Be (Z = 4 | 2A): 1s22s2 => Zef = 4 – 2 = 2+ (p/ cada ē ‘s’) 
(Cada elétron “s”) 
 Descendo em uma família Zef sofrida pelos elétrons 
mais externos aumenta ligeiramente. 
Diferença observada somente 
em cálculos mais detalhados. 
EX: Li (Z = 3 | 1A): 1s22s1 => Zef = 3 – 2 = 1+ 
 Na (Z = 11 | 1A): [Ne]3s1 => Zef = 11 – 10 = 1+ 
Tamanhos dos Átomos e Íons 
 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. 
2. Ao longo dos períodos da tabela, os átomos tornam-se 
menores. 
 1º é o número quântico principal (n); 
2º é o aumento da carga nuclear efetiva, Zef. 
O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela 
periódica. 
1. Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam. 
 Como uma consequência do ordenamento na tabela 
periódica, as propriedades dos elementos variam 
periodicamente. 
 Existem dois fatores agindo: 
Tendência Periódica nos Raios Atômicos 
 À medida que “n” aumenta (ex. descendo em um grupo), 
a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. 
 Ao longo de um período na tabela, o nº de ē mais 
internos mantém-se constante  Z (carga nuclear) 
aumenta, consequentemente, aumenta a atração entre 
o núcleo e os ē mais externos. 
Raio Atômico 
AUMENTA. 
Raio Atômico 
DIMINUI. 
 O tamanho do íon também depende da carga nuclear 
(Z), do número de ē e dos orbitais que contenham os 
elétrons de valência (mais externos). 
Tendência nos Tamanhos dos Íons 
 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. 
 Quando a carga nuclear aumenta em uma série 
isoeletrônica, os íons tornam-se menores: 
Aumenta Carga Nuclear 
Diminui Raio Atômico 
Energias de Ionização 
 A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de 
energia necessária para remover um elétron de um 
átomo gasoso, isolado e em seu estado fundamental: 
Na(g) → Na+(g) + ē 
 A segunda energia de ionização, I2, é a energia 
necessária para remover um elétron de um íon gasoso: 
Na+1(g) → Na2+(g) + ē 
 Quanto maior a energia de ionização, maior é a 
dificuldade para se remover o elétron. 
 Há um acentuado aumento na energia de ionização 
quando um elétron mais interno é removido. 
Tendências Periódicas nas Primeiras 
Energias de Ionização 
 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 
 fica mais difícil remover um ē 
 São duas as exceções: a remoção do 1º ē „p‟ e a 
remoção do 4º ē „p‟. 
Energia de Iônização é 
compensada pela energia 
de desemparelhamento. 
Com a remoção do ē há 
desocupação de um 
nível mais externo. 
Degenerescência dos orbitais ‘p’: Manter 3 orbitais 
com a mesma energia tem um custo energético para 
o átomo - todos desocupados ou todos com 1 ou 
todos com 2 ē, tem-se um equilíbrio de energia. 
Afinidades Eletrônicas 
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de 
ionização. 
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando 
um átomo gasoso, isolado e em seu estado 
fundamental ganha um elétron para formar um íon 
gasoso: 
Cl(g) + ē → Cl-(g) ∆H < 0 
• A afinidade eletrônica, na grande maioria dos casos é 
exotérmica (reação acima), um exemplo de processo 
endotérmico é: 
Ar(g) + ē → Ar-(g) ∆H > 0 
 Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do 
orbital com o maior número quântico principal, n: 
Configurações Eletrônicas de Íons 
 Li (1s22s1) ⇒ Li+ (1s2) 
 Fe ([Ar]3d64s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5) 
 Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o 
mais baixo valor de n disponível: 
 F (1s22s22p5) ⇒ F−(1s22s22p6)