QUIMICA GERAL- PROPRIEDADE PERIODICA DOS ELEMENTOS

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PROPRIEDADES DOS ÁTOMOS 
Universidade Estadual do Norte Fluminense Darcy Ribeiro 
Centro de Ciência e Tecnologia – CCT 
Laboratório de Ciências Químicas – LCQUI 
 
Prof.ª Dr.ª Fernanda Mendes 
O DESENVOLVIMENTO DA TABELA PERIÓDICA. 
 Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos. 
 Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões 
sobre elementos não descobertos? 
 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. 
 Em 1871, 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 previsão de Mendeleev. 
 
A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de número 
atômico. 
CARGA NUCLEAR EFETIVA 
 Para entender as propriedades dos átomos, devemos estar familiarizados não 
apenas com as configurações eletrônicas, mas também com a intensidade da forca de 
atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. 
 A lei de Coulomb de atração indica que a forca da atração entre as duas cargas 
elétricas depende da magnitude das cargas e da distancia entre elas. 
 A forca de atração entre um elétron e o núcleo depende da magnitude da carga 
nuclear liquida agindo no elétron e da distância media entre o núcleo e o elétron. 
 
 
 A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. 
 A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons 
internos 
 Podemos estimar a energia de cada elétron considerando como ele interage 
com o ambiente médio criado pelo núcleo e os outros elétrons no átomo. 
 Isso permite-nos tratar cada elétron individualmente como se ele estivesse se 
movendo no campo elétrico criado pelo núcleo e pela densidade eletrônica vizinha dos 
outros elétrons. 
 Esse campo elétrico é equivalente ao campo gerado por uma carga localizada 
no núcleo, chamada carga nuclear efetiva (Zeff). 
 A carga nuclear efetiva, agindo em um elétron é igual ao numero de prótons no 
núcleo, Z, menos o número médio de elétrons, S, que esta entre o núcleo e o elétron em 
questão: 
 Zeff = Z – S 
 
Como S representa uma media, não e necessário que ele seja um numero inteiro. 
 
 Muitas das propriedades dos átomos são determinadas pela carga nuclear 
efetiva sofrida por seus elétrons mais externos, ou de valência. 
 
 Diz-se que a densidade eletrônica relativa aos elétrons mais internos blinda 
ou protege os elétrons mais externos da carga total do núcleo. 
 
 Uma vez que os elétrons mais internos estão localizados basicamente entre o 
núcleo e os elétrons mais externos, eles são mais eficientes em blindar os elétrons 
mais externos. 
 
 Como resultado, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos é 
determinada basicamente pela diferença entre a carga do núcleo e a carga dos elétrons 
internos. 
 Podemos estimar aproximadamente a carga nuclear efetiva usando a carga 
nuclear e o número de elétrons internos. 
 O magnésio (numero atômico 12), tem configuração eletrônica [Ne]3s2. 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2 
 A carga nuclear do átomo é 12+, e a camada mais interna do Ne consiste em dez 
elétrons, esperaríamos que cada elétron mais externo sofresse uma carga nuclear 
efetiva de aproximadamente 12 -10 = 2+. Entretanto, esse cálculo subestima a carga 
nuclear efetiva porque os elétrons mais externos de um átomo tem muitas 
probabilidades de estar no cerne, 
A Zeff sofrida pelos elétrons de valência do Mg depende principalmente da 
carga 12+ do núcleo e da carga 10- do cerne de Ne. Se o cerne de Ne fosse 
totalmente eficiente em blindar do núcleo os elétrons de valência, cada 
elétron de valência sofreria uma Zeff de 2 +. 
Os elétrons 3s tem alguma probabilidade de estar 
dentro do cerne de Ne. Como consequência dessa 
'penetração', os elétrons mais internos não são 
totalmente eficientes em blindar os elétrons 3s do 
núcleo. Assim, a carga nuclear efetiva sofrida pelos 
elétrons 3s é maior que 2+. 
 A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos aumenta quando 
passamos de elemento para elemento por um período da tabela. 
 
 Apesar de o numero de elétrons internos permanecer o mesmo a medida que 
nos movemos no período, a carga nuclear real aumenta. 
 
 Os elétrons de nível mais externo adicionados para contrabalançar o aumento 
da carga nuclear blindam uns aos outros com muito pouca eficiência. Logo, a carga 
nuclear efetiva aumenta progressivamente. 
 
 Por exemplo, os elétrons mais internos Is2 do lítio (ls22s1) blindam os 
elétrons mais externos 2s do núcleo carregado 3+ com eficiência satisfatória. 
 Consequentemente, os elétrons mais externos sofrem carga nuclear efetiva 
de aproximadamente 3 - 2 = 1+. 
 
TAMANHOS DE ÁTOMOS E ÍONS 
 Geralmente pensamos em átomos e íons 
como objetos esféricos e duros. 
De acordo com o modelo da mecânica quântica, os 
átomos e os íons não tem limites pontuais definidos 
nos quais a distribuição eletrônica torna-se zero. 
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. 
 As nuvens eletrônicas dos átomos que colidem um no outro sem penetrar 
umas nas outras até certa quantidade significativa, suas distâncias mais próximas 
separando os núcleos durante tais colisões determinam o raio aparente dos átomos. 
 
 Podemos chamar esses raios de raios não-ligantes de um átomo. 
 Quando dois átomos estão quimicamente ligados, como na molécula de Cl2 
existe uma interação atrativa entre eles, que os leva a uma ligação química, essa 
interação atrativa coloca os dois átomos mais próximos do que eles estariam em uma 
colisão não-ligante. 
 
 Podemos definir um raio atômico com base na distância que separa os núcleo dos 
átomos quando eles estão quimicamente ligados. 
 
 
. 
 Essa distância, chamada raio ligante, é menor que o raio não-ligante. 
 Os modelos de preenchimento de espaço, usam o raio não-ligante (também 
chamado raio de Van der Waals) para determinar o tamanho dos átomos. Os raios 
atômicos ligantes (também chamados raios covalentes) são usados para determinar as 
distâncias entre seus centros. 
 
 Na molécula de Iodo observou-se que a distância separando os núcleos de 
iodo é 2,66 A, com base nisso, podemos definir o raio covalente do iodo como 1,33 
A. 
 Similarmente, a distância separando dois núcleos de carbono adjacentes no 
diamante, que é uma rede solida tridimensional, é 1,54 A, assim ao raio covalente do 
carbono é atribuído o valor de 0,77 A. 
 Para o hélio e o neônio, os raios ligantes devem ser estimados porque não 
existem combinações químicas conhecidas. 
 Os raios atômicos permitem-nos estimar os comprimentos de ligação entre 
diferentes elementos em moléculas. 
 
 O comprimento da Ligação Cl — Cl no Cl2 é 1,99 A, logo se atribui um raio de 
0,99 A para o Cl. 
 
 No composto CCl4 o comprimento da ligação C — Cl é 1,77 A, muito próximo da 
soma (0,77 + 0,99 A) dos raios atômicos para C e Cl. 
Examinando a tabela periódica observaremos duas tendências: 
1. Em cada coluna o Z tende a crescer á medida 
que descemos. Essa tendência resulta doaumento 
do número quântico principal (n) dos elétrons 
mais externos. Conforme descemos em um grupo, 
os elétrons mais externos passam mais tempo 
afastados do núcleo, fazendo com que o átomo 
aumente de tamanho. 
2. Em cada período o raio atômico tende a 
diminuir quando vamos da esquerda para a 
direita. O principal fator influenciando essa 
tendência é o aumento na carga nuclear 
efetiva (Zeff) a medida que nos movemos 
ao longo do período. O aumento da carga 
nuclear efetiva atrai continuamente os 
elétrons, inclusive os mais externos, para 
perto do núcleo, fazendo com que o raio 
diminua. 
TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS ÍONS 
 
 O tamanho de um íon depende de sua carga nuclear, do numero de elétrons que 
ele possui e dos orbitais nos quais os elétrons de nível mais externo localizam-se. 
 
 A formação de um cátion desocupa os orbitais mais extensos em relação ao 
espaço e também diminui as repulsões totais elétron-elétron. 
 
Como consequência, os cátions são menores que os átomos que lhes dão origem. 
 
 Quando elétrons são adicionados a um átomo neutro para formar um âníon, o 
aumento das repulsões elétron-elétron faz com que os elétrons se espalhem mais no 
espaço. Assim, os ânions são maiores que os átomos que lhes dão origem. 
 Para íons de mesma carga, o tamanho aumenta a medida que descemos um 
grupo na tabela periódica. 
 
 A medida que o numero quântico principal do orbital mais externo ocupado de 
um íon aumenta, o tamanho dele próprio aumenta. 
 O efeito da variação da carga nuclear nos raios iônicos é visto na variação dos 
raios em uma série isoeletrônica de íons. 
 Cada íon na série O2-, F-, Na+, Mg2+ e Al3+ tem dez elétrons. A carga nuclear 
nessa série aumenta continuamente na ordem listada. 
(Lembre-se de que a carga no núcleo de um átomo ou íon monoatômico é dada pelo 
número atômico do elemento.) 
 Uma vez que o número de elétrons permanece constante, o raio do íon 
diminui com o aumento da carga nuclear, a medida que os elétrons estão mais 
fortemente presos ao núcleo: 
 
Aumentando a carga nuclear 
 O2-> F-> Na+> Mg2+ > Al3+ 
Diminuindo o raio atômico 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
 A facilidade com que os elétrons podem ser removidos de um átomo é um 
indicador importante do comportamento químico dele. 
 A energia de ionização de um átomo ou íon é a mínima necessária para 
remover um elétron de um átomo ou íon gasoso isolado em seu estado fundamental. 
 A primeira energia de ionização, I1, é a energia necessária para remover o 
primeiro elétron. de um átomo neutro. 
A primeira energia de ionização para o átomo de sódio é a energia necessária para o 
seguinte processo: 
Na(g) Na+(g) + é 
 A segunda energia de ionização I2, é a energia necessária para remover o 
segundo elétron, e assim por diante para remoções de elétrons adicionais. 
Portanto I2 , para o átomo de sódio, é a energia associada com o seguinte processo: 
Na(g) Na2+(g) + é 
Quanto maior a energia de ionização, mais difícil a remoção de um elétron. 
 As energias de ionização aumentam de magnitude a medida que os elétrons 
são removidos: I1 < I2, < I3 etc. 
 
 Essa tendência ocorre porque, com cada remoção sucessiva, um elétron é 
afastado de um íon cada vez mais positivo, necessitando, por isso, de cada vez mais 
energia. 
 
 A segunda característica importante é o aumento brusco na energia de 
ionização, que ocorre quando um elétron do nível mais interno é removido. 
 
Considere o Si, cuja configuração eletrônica é ls2, 2s2, 2p6, 3s2 , 3p2 ou [Ne] 3s2, 3p2 
 As energias de ionização aumentam continuamente de 786 para 4.360 kj/mol 
para a perda de quatro elétrons nos subníveis. 
 A remoção do quinto elétron, que vem do subnível 2p, requer uma quantidade 
muito maior de energia: 16.100 kj/mol. 
 O grande aumento da energia ocorre porque os elétrons 2p do nível mais 
interno estão muito mais próximos do núcleo e sofrem carga nuclear efetiva maior que 
os elétrons 3s e 3p do nível de valência. 
 
 
3. Os elementos representativos apresentam uma maior faixa de valores de I1 que os 
elementos metálicos de transição. Em geral, as energias de ionização dos elementos de 
transição aumentam vagarosamente na medida em que vamos da esquerda para a 
direita em um período. 
1. Em cada período, I1 geralmente aumenta com o aumento do numero atômico. Os 
metais alcalinos tem a menor energia de ionização em cada período e os gases nobres, as 
maiores. 
2. Em cada grupo a energia de ionização geralmente diminui com o aumento do 
número atômico. Por exemplo, as energias de ionização dos gases nobres seguem a 
seguinte ordem He > Ne > Ar > Kr > Xe. 
 Normalmente, os menores átomos tem energias de ionização maiores. 
 Os fatores que influenciam o tamanho atômico também influenciam as energias 
de ionização. 
 A energia necessária para remover um elétron de um nível mais externo 
depende tanto da carga nuclear efetiva quanto da distância media do elétron ao 
núcleo. A medida que essa atração aumenta, torna-se mais difícil remover o 
elétron e, assim, a energia de ionização aumenta 
A energia de ionização 
geralmente aumenta da esquerda 
para a direita e diminui de cima 
para baixo. 
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DE ÍONS 
Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número 
quântico principal, n: 
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) 
AFINIDADES ELETRÔNICAS 
 A variação de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo 
gasoso chama-se afinidade eletrônica porque ela mede a atração, ou afinidade, de um 
átomo pelo elétron adicionado. 
 Para muitos átomos, a energia é liberada quando um elétron è adicionado. 
 A adição de um elétron ao átomo de cloro é acompanhada por uma variação 
de energia de -349 kJ/mol, o sinal negativo indicando que a energia é liberada durante 
o processo. 
Consequentemente, dizemos que a afinidade eletrônica do Cl é -349 kJ/mol 
Afinidade eletrônica: Cl(g) + é Cl(g) ∆E = - 349 kJ/mol 
 A energia de ionização mede a facilidade com que um átomo perde um elétron, 
enquanto a afinidade eletrônica mede a facilidade com que um átomo ganha um 
elétron. 
 A afinidade eletrônica, geralmente, torna-se cada vez mais negativa a 
proporção que caminhamos em direção aos halogênios. 
 Os halogênios, que tem um elétron a menos para preencher completamente o 
subnível p, apresentam as afinidades eletrônicas mais negativas. Ao ganhar um elétron, 
um átomo de halogênio forma um íon negativo estável que tem a configuração de um gás 
nobre. 
Afinidades eletrônicas em kj/mol para os elementos 
representativos dos primeiros cinco períodos da tabela periódica. 
METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES 
 Aproximadamente três quartos dos elementos são metais, situados na parte 
esquerda e no meio da tabela. Os não-metais estão localizados no canto direito 
superior, e os metalóides entre os metais e os não-metais. 
 O hidrogênio, localizado no canto esquerdo superior, é um não-metal. 
Essa é a razão pela qual o hidrogênio é colocado a parte dos elementos do grupo 1 A. 
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 
 Os metais tendem a ter baixas energias de ionização e, portanto, tendem a 
formar íons positivos com relativa facilidade. 
 Como resultado, os metais são oxidados (perdem elétrons) quando sofrem 
reações químicas. Muitos metais são oxidados por uma variedade de substâncias comuns, 
incluindo O2 e ácidos. 
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 
 Os compostos de metais e não-metais tendem a ser substâncias iônicas. 
 Muitos óxidos metálicos e haletos metálicos são sólidos iônicos. 
 Os óxidos são particularmente importantes devido a grande abundância de 
oxigênio em nosso ambiente. 
 Muitos óxidos metálicos são básicos. 
Os que se dissolvem em água reagem para formar hidróxidos, 
Óxido metálico + água →hidróxido metálico 
Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq) 
 Os óxidos metálicos demonstram também suas basicidades reagindo com 
ácidos para formar sais e agua 
Óxido metálico + ácido sal + água 
NiO (s) + 2HCl (aq) NiCl (aq) + H20(/) 
As cargas de alguns íons comuns encontrados em compostos iônicos. Note que a linha em escada 
que divide os metais dos não-metais também separa cátions de aníons. 
 
Sete não-metais existem sob condições ordinárias como moléculas diatômicas. Cinco 
deles são gases (H2, N2, O2, F2 e Cl2), um é um liquido (Br2) e um é um sólido volátil (I2). 
 Os outros não-metais são sólidos que podem ser duros como o diamante ou 
maleáveis como o enxofre. 
 
Os compostos constituídos unicamente de não-metais são substâncias moleculares. 
Os não-metais variam muito na aparência. 
 Eles não são brilhantes e, geralmente, são pobres 
condutores de calor e eletricidade. 
 O ponto de fusão é frequentemente mais baixo que o dos 
metais (apesar de o diamante, uma forma do carbono, 
fundir-se a 3.570 ºC). 
Não-metais 
Por causa de suas afinidades eletrônicas, os 
não-metais tendem a ganhar elétrons 
quando reagem com metais. 
Enxofre 
Bromo Iodo 
Metaloides 
 
 Os metaloides tem propriedades intermediárias entre as dos metais e as dos 
não-metais. Eles podem ter algumas propriedades metálicas características, mas 
faltam outras. 
 O silício parece um metal mas e quebradiço em vez de maleável e pior 
condutor de calor e eletricidade que os metais são. 
 Vários dos metaloides, mais claramente o silício, são semicondutores 
elétricos e são os principais elementos usados na fabricação de circuitos integrados e 
chips de computador. 
TENDÊNCIAS DE GRUPO PARA OS METAIS ATIVOS 
Grupo 1A: os metais alcalinos 
Todos os metais alcalinos são macios. 
A química é dominada pela perda de seu único elétron s: 
M → M++ é 
A reatividade aumenta ao descermos no grupo. 
Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio: 
2M(s) + 2H2O(l) →2MOH(aq) + H2(g) 
Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2: 
4Li(s) + O2(g) →2Li2O(s)(óxido) 
2Na(s) + O2(g) →Na2O2(s)(peróxido) 
K(s) + O2(g) →KO2(s)(superóxido) 
 Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma 
chama à alta temperatura. O elétron sé excitado por uma chama e emite energia quando 
retorna ao estado fundamental. 
 Òxidos, haletos e hidretos de não-metais são substâncias moleculares que 
tendem a ser gases, líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão a temperatura 
ambiente. 
 Muitos óxidos não-metálicos são ácidos; os que se dissolvem em água reagem 
para formar ácidos. 
O teste de chama para o lítio, o sódio e o potássio revela as seguintes cores características: Li 
(vermelho carmesim), Na (amarelo) (c) K (lilas). 
 Os elementos tem baixas densidades e baixos pontos de fusão. 
 Essas propriedades variam de maneira razoavelmente regular com o aumento 
do numero atômico. 
 Para cada período da tabela periódica, os metais alcalinos tem menor valor de I 
(energia de ionização), que reflete a relativa facilidade com a qual seus elétrons s 
mais externos podem ser removidos. 
 Os metais alcalinos são todos muito reativos, perdendo rapidamente um elétron para 
formar íons com carga 1+ 
Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos 
Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais alcalinos. 
A química é dominada pela perda de dois elétrons s: 
M →M2+ + 2é. 
Mg(s) + Cl2(g) →MgCl2(s) 
2Mg(s) + O2(g) →2MgO(s) 
O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em diante: 
Ca(s) + 2H2O(l) →Ca(OH)2(aq) + H2(g) 
Hidrogênio 
O hidrogênio é um elemento singular. 
Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H2. 
Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H- , como perder seu 
elétron para formar H+ 
2Na(s) + H2(g) →2NaH(s) 
2H2(g) + O2(g) →2H2O(g) 
O H+ é um próton. 
A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+ (aq). 
Grupo 6A: o grupo do oxigênio 
 Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um gás, o Te é um 
metalóide, o Po é um metal). 
 Há duas formas importantes de oxigênio: O2e ozônio (O3). O ozônio pode ser 
preparado a partir do oxigênio: 
3O2(g) →2O3(g) ΔH= 284,6 kJ. 
 
O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico. 
O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente, uma vez que o íon O
2-tem 
uma configuração de gás nobre. 
 Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2-(por exemplo, H2O) e 1
-(por 
exemplo, H2O2). O enxofre é outro importante membro desse grupo. 
 A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo. O enxofre tende a formar S
2- nos 
compostos (sulfetos). 
 
Telúrio 
Grupo 7A: os halogênios 
A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um 
ânion: 
X2+ 2é → 2X- . 
O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 
2F2(g) + 2H2O(l) →4HF(aq) + O2(g) ΔH= -758,9 kJ. 
 
 Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2). 
 O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela 
eletrólise do sal grosso (NaCl): 
2NaCl(aq) + 2H2O(l) →2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g). 
A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que desinfeta a água de 
piscina: 
Cl2(g) + H2O(l) →HCl(aq) + HOCl(aq). 
Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com exceção do 
HF. 
Grupo 8A: os gases nobres 
Todos esses são não-metais e monoatômicos. 
Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p completamente 
preenchidos. 
Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF2, XeF4 e XeF6. 
Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o 
HArF. 
Exercícios 
 
1) O que significa o termo carga nuclear efetiva? 
 a) De que forma a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons de valência de um 
átomo varia indo da esquerda para a direita em período da tabela periódica ? 
 
2) A distancia entre átomos de Au no ouro metálico é de 2,88 A. Qual é o raio atômico 
de um átomo de ouro neste ambiente? (Este raio é chamado de raio metálico.) 
 
3) Ordene os átomos e íons a seguir em ordem decrescente de tamanho: Mg2+ , Ca2+e 
Ca. 
 
4) Coloque os íons S2-, Cl-, e Ca2+ em ordem decrescente de tamanho. 
 
5) Qual é a relação geral entre o tamanho de um átomo e sua primeira energia de 
ionização? 
6) Com base em suas posições na tabela periódica, determine qual átomo dos seguintes 
pares terá a maior primeira energia de ionização: (a) O, Ne; (b) Mg, Sr; (c) K, Cr; (d)Br, 
Sb; (e) Ga, Ge. 
 
7)A afinidade eletrônica do lítio tem valor negativo, ao passo que a afinidade eletrônica 
do berílio tem valor positivo. Use as configurações eletrônicas para esclarecer essa 
observação. 
 
8) De que modo o caráter metálico e a primeira energia de ionização estão relacionados? 
 
9) Você esperaria o oxido de alumínio ser um sólido, um líquido ou um gás a temperatura 
ambiente? (a) Escreva a equação química balanceada para a reação do oxido de alumínio 
com acido nítrico. 
 
10) Compare os elementos sódio e magnésio com respeito as seguintes propriedades; 
(a) configuração eletrônica; 
(b) carga iônica mais comum; 
(c) primeira energia de ionização; 
(d) raio atômico. 
Explique as diferenças entre os dois elementos