propriedades gerais dos elementos

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1
QUÍMICA INORGÂNICA 
Ministrante: Profa. Dra. Ionara Nayana Gomes Passos
Grajaú/2019
Índice
UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO
2
Groupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Pe 
ríodo
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6
55
Cs
56
Ba
*
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7
87
Fr
88
Ra
**
10
3
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Uub
113
Uut
114
Uuq
115
Uup
116
Uuh
117
Uus
118
Uuo
*Lantanídeos *
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
**Actinídeos **
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
Fonte: http://www.webelements.com/germanium/ Voltar
3
1 - Propriedades Gerais dos Elementos
1.1 – Introdução
1.2 - Formato da Tabela Periódica moderna Exercício de fixação 01
1.3 - Tamanho dos átomos (raio atômico) Exercício de fixação 02
1.3.1 - Raio metálico Exercício de verificação
1.3.2 - Raio covalente
1.4 – Raios iônicos
1.4.1 - Tamanho dos íons (raio iônico)
1.4.2 - Tendências observadas nos raios iônicos
1.4.3 - Problemas com os valores dos raios iônicos
1.5 – Carga nuclear efetiva (Zefetiva, Z*)
1.6 - Energia de ionização
1.6.1 - Fatores que influenciam na energia de ionização
1.7 - Afinidade eletrônica (E)
1.8 - Ciclo de Born-Haber
1.9 - Eletronegatividade
1.9.1 - Tendência da eletronegatividade
1.10 - Poder polarizante e polarizabilidade
Inicio
4
1.1 - Introdução
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
Dmitri Ivanovich Mendeleev - Publicou primeiro;
J. L. Meyer - Cientista alemão também organizou um modelo
de tabela periódica.
Mendeleev - observou regularidade nas propriedades químicas
ao ordenar os elementos de forma crescente em relação as
massas atômicas.
Lei periódica: As propriedades químicas e físicas dos
elementos variam com suas massas atômicas de um modo
periódico, e usou esta lei para organizar sua tabela periódica
5
TABELA PERIÓDICA DE MENDELEEV
Períodos - linhas horizontais – os elementos eram
colocados em ordem crescente de massa atômica;
Grupos – formados pelos elementos que aparecem uns
sobre os outros e que têm propriedades semelhantes;
→Fator importante na tabela de Mendeleev:
→Aparecimento das lacunas;
→Prever com exatidão as propriedades de elementos
desconhecidos e determinar massas atômicas inexatas;
Dmitri Ivanovich Mendeleev
(1834 - 1907)
6
A tabela de Mendeleev - semelhante em muitos aspectos à
tabela moderna.
A partir de 1894, os gases nobres começaram a ser
descobertos, então surgiu um novo fato.
O argônio (Ar) e o potássio (K): cairiam em grupos
incompatíveis com suas propriedades.
As massas atômicas não eram, pois, o conceito correto a ser
associado à periodicidade das propriedades dos elementos.
Voltar
7
LEI PERIÓDICA
Quando os elementos são colocados em ordem crescente de 
número atômicos, é observada uma repetição periódica em 
suas propriedades
Tabela
8
1.3 Tamanho dos Átomos (raio atômico)
Uma das propriedades atômicas mais úteis de um
elemento é o tamanho de seus átomos e íons.
Considerações geométricas são de importância crucial
para as estruturas de muitos sólidos e moléculas individuais,
e a distância dos elétrons ao núcleo reflete a energia
necessária para removê-lo no processo de formação de íon e
ou no compartilhamento na formação de ligação química.
9
A teoria quântica do átomo não fornece valores
precisos de raios atômicos e iônicos porque a grandes
distâncias a função de onda dos elétrons diminui
exponencialmente com o aumento da distância do núcleo.
Os químicos propõem uma variedade de definições
de raio atômico, por considerações empíricas.
Na Tabela Periódica, tem-se que nos períodos sua
variação é inversamente proporcional ao número atômico,
enquanto que nos grupos ou famílias estes aumentam com
o número de camadas.
10
O TAMANHO ATÔMICO:
 Raios covalentes
 Raios metálicos
 Raios iônicos
  
Problemas com os raios Iônicos:
Método que calcula a distancia entre os átomos com exatidão. 
Difração de raio-X.
Problema. 
Como distribuir essa distância entre os dois átomos?
11
Várias sequências de raios:
 Goldschmidt
 Pauling. 
 Ahrens
 Shannom (valor mais recente, 1976)
São necessárias correções nos raios com a mudança de carga, de
número de coordenação e na geometria do cristal.
A suposição de que o íon é esférico é mais próxima da
verdade no caso de íons do bloco s e p.
Os raios iônicos devem ser encarados como uma
aproximação para efeito de esfera rígida.
12
Problemas com os valores dos raios iônicos:
Não há fórmula universal aceita para dividir a distância entre 
dois íons diferentes: Ex: NaCl (Na+) e (Cl-).
Histórico: (Goldschmidt , Pauling e Ahrens); Mais Recente: 
(Shannon em 1976).
Correção dos valores dos raios, por mudança do valor da carga.
Correções para a mudança do número de coordenação e para a 
mudança de geometria.
Suposições que os íons sejam esféricos.
Em elétrons no orbital "d", muito deslocalizados, ocorrem mudanças nos 
raios.
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13
1.3.1 Raio metálico
O raio metálico de um elemento é definido como a 
metade da distância determinada entre os núcleos dos átomos 
vizinhos mais próximos em um sólido metálico.
FIGURA 1 - Representação do raio metálico.
Voltar
14
FIGURA 2-Representação do raio covalente para um átomo.
1.3.2 Raio covalente
O raio covalente de um elemento não-metálico é 
similarmente definido como a metade da separação de átomos 
vizinhos do mesmo elemento em uma molécula. 
15
Tabela Periódica, tem-se que nos períodos sua variação é
inversamente proporcional ao número atômico, enquanto que nos grupos
ou famílias estes aumentam com o número de camadas.
Crescimento do Raio Atômico nos Grupos e Períodos
Em um mesmo período (mesmo número de camadas) o raio atômico 
diminui com o aumento da carga nuclear, devido ao aumento da força de 
atração do núcleo sobre os elétrons circundantes
16
3Li → ra=1,23Å 11Na → ra=1,57Å 
3Li ra=1,23Å 4Be ra=0,89Å
Exemplo 
Períodos: 
Exemplo
Grupos:
Raio atômicos
17
FIGURA 3 - Variação do raio atômico ao longo da Tabela Periódica, onde se vê com
clareza a contração dos raios após os lantanídeos, no sexto período. Foram usados raios
metálicos, para os metais e covalentes para os elementos não-metálicos.
18
A FIGURA 3 mostra a variação do raio atômico ao longo da Tabela
Periódica, onde se vê com clareza a contração dos raios após os
elementos lantanídeos, no sexto período.
O raio atômico aumenta nos Grupos com o aumento do número
de camadas, mesmo com o aumento da carga nuclear, pois o aumento
dos níveis eletrônicos reduz o efeitode atração do núcleo pelos elétrons
da eletrosfera.
Contração dos lantanídeos.
19
Li
157
Be
112
B
88
C
77
N
74
O
66
F
64
Na
191
Mg
160
Al
143
Si
118
P
110
S
104
Cl
99
K
235
Ca
197
Sc
164
Ti
147
V
135
Cr
129
Mn
137
Fe
126
Co
125
Ni
125
Cu
128
Zn
137
Ga
153
Ge
122
As
121
Se
117
Br
114
Rb
250
Sr
2115
Y
182
Zr
160
Nb
147
Mo
140
Tc
135
Ru
134
Rh
134
Pd
137
Ag
144
Cd
152
In
167
Sn
158
Sb
141
Te
137
I
133
Cs
272
Ba
224
Lu
172
Hf
159
Ta
147
W
141
Re
137
Os
135
Ir
136
Pt
139
Au
144
Hg
155
Tl
171
PB
175
Bi
182
TABELA 1 - Raios atômicos dos elementos químicos, r/pm
Voltar
20
Raio Iônico → É formado quando um átomo perde ou ganha
elétrons, formando um cátion ou ânion.
O Raio do Cátion é sempre menor que o raio do átomo de origem.
O Raio do Ânion é sempre maior que o raio do átomo de origem.
 Raios iônicos
Exemplo: Raio covalente do cloro → 0,99 Å;
Raio iônico do Cl- → 1,84 Å.
Voltar
21
1.4 Tamanho dos Íons (raio iônico)
O raio iônico é formado quando um átomo perde ou ganha
elétrons, formando um cátion ou ânion.
O raio iônico está relacionado à distância entre os núcleos de
cátions e ânions que estão vizinhos (Figura 4). O raio do íon O²- é
considerado igual a 1,40 Å. Por exemplo, o raio iônico do Mg²+ é obtido
subtraindo 1,40 Å da distância de separação internuclear dos íons Mg²+
e O²-, que são vizinhos no sólido MgO.
Que certeza se tem sobre esta forma de cálculo?
Resposta: Não há fórmula universal que garanta este fato.
22
FIGURA 4 - Representação do raio iônico de um cátion e um ânion.
Voltar
23
1.4.1 Tendências observadas nos raios iônicos
I. Nos grupos representativos (s e p) o raio aumenta de cima para
baixo devido à adição de novas camadas eletrônicas;
II. Em qualquer período da Tabela Periódica o raio iônico decresce da
esquerda para a direita devido ao aumento da carga nuclear efetiva
(Zefetiva);
III. Íon com a mesma carga, entretanto, com diferente número de
coordenação, o raio aumenta quando aumenta o número de
coordenação;
IV. O raio iônico diminui com o aumento da carga ou da valência para
um mesmo cátion.
Por exemplo: (Cr2+): rCr2+ > rCr3+ > rCr4+ > rCr5+ > rCr6+;
V. Os orbitais d e f blindam com menor eficiência a carga nuclear, logo
a carga nuclear efetiva exerce uma forte atração sobre a eletrosfera,
ocorrendo forte diminuição no tamanho dos íons. Voltar
24
1.4.2 Problemas com os valores dos raios iônicos 
I. Não há fórmula universal aceita para dividir a distância entre dois íons
diferentes; Exemplo os íons, Na+ e Cl-, no NaCl(s), não há nenhuma
fórmula que determine qual a posição que deve ser considerada como
limite entre estes dois íons.
II. É preciso fazer correções nos valores dos raios quando houver
mudança na carga do íon;
II. É preciso fazer correções quando houver mudança do número de
coordenação e da geometria;
IV. A suposições de que os íons são esféricos, só chega mais próximo da
realidade para os elementos do bloco s e p com configuração de gás
nobre, mas foge muito da realidade para os elementos do bloco d e f.
Voltar
25
1.5 Carga nuclear efetiva (Zefetiva, Z*)
Carga Nuclear Efetiva é a carga real de atração que efetivamente
o núcleo exerce sobre cada um dos elétrons mais externos. Está
relacionada com a carga nuclear (Z):
Z* = Z – S 
Onde:
Z* = Carga nuclear efetiva;
Z = Carga nuclear do átomo;
S = Constante de blindagem.
Carga Nuclear Efetiva depende dos valores dos números
quânticos n e l do elétron de interesse, uma vez que cada elétron
pertence a uma função radial diferente.
26
O grau e efeito de penetração dos orbitais em direção ao núcleo é 
resultado da forma e simetria dos orbitais e da carga nuclear efetiva. 
A ordem de energia dos orbitais em átomos multieletrônicos é 
normalmente ns < np < nd < nf, que é inversamente proporcional à ordem 
de penetração e da blindagem (S).
Voltar
27
É energia necessária para remover um elétron de um átomo
neutro em fase gasosa.
A primeira energia de ionização (I1) é a energia de ionização do último
elétron ligado menos firmemente ao átomo neutro, enquanto que a
segunda energia de ionização (I2) é a energia de ionização do cátion
resultante. Exemplos
M (g) → M
+
(g) + e
- ( I1)
M+(g)→ M
2+
(g) + e
- ( I2)
M2+(g)→ M
3+
(g) + e
- ( I3)
1.6 Energia de Ionização
Determinação da Energia de Ionização: A partir de dados
Espectroscópicos. Medidos em kJ/mol.
28
Crescimento da Energia de Ionização nos Grupos e Períodos
FIGURA 5 - Variação da
energia de ionização em
função do número
atômico para os
elementos químicos.
Voltar
29
Fatores que influenciam nas energias de ionização são:
Tamanho do Átomo
A carga Nuclear efetiva
A eficiência com que os níveis eletrônicos internos blindam a carga 
nuclear.
O tipo de elétron envolvido (s, p, d e f).
Grupo-1
1º Ei 2º Ei Grupo-2 1º Ei 2º Ei 3º Ei
Li 520 7.296 Be 899 1.757 14.847
Na 496 4.563 Mg 737 1.450 7.7731
K 419 3.069 Ca 590 1.145 4.910
Rb 403 2.650 Sr 549 1.064 4.207
Cs 376 2.420 Ba 503 965 -
Fr - - Ra 509 979 3.218*
Tabela 2-Energias de Ionização para os elementos dos Grupos 1 e 2 (kJ/mol)
30
1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 8ª
H 1312
He 2372 5250
Li 520 7297 11.810
Be 899 1757 14.845 21.000
B 800 2426 3659 25.020 32.820
C 1086 2352 4619 6221 37.820 47.260
N 1402 2855 4576 7473 9442 53.250 64.340
O 1314 3388 5296 7467 10.987 13.320 71.320 84.070
F 1680 3375 6045 8408 11.020 15.160 17.860 92.010
Ne 2080 3963 6130 9361 12.180 15.240 __ __
Na 496 4563 6913 9541 13.350 16.600 20.113 25.666
Mg 737 1450 7731 10.545 13.627 17.995 21.700 25.662
TABELA 3 - Valores das oito primeiras energias de ionização para os doze primeiros
elementos da Tabela Periódica (em kJ.mol-1).
Fonte: Lee, J.D., Química inorgânica não tão concisa, 1999. 
31
1.6.1 Fatores que influenciam na energia de ionização
Alguns fatores que influenciam na variação da energia de ionização de 
um elemento químico e, geralmente, esses fatores estão 
correlacionados entre si. São eles:
I. O tamanho do átomo;
II. A carga do núcleo ou mais efetivamente a carga nuclear efetiva;
III. A eficiência com que os níveis eletrônicos internos blindam a 
carga nuclear;
IV. O tipo de elétron envolvido (s,p,d e f).
32
Um fator que influencia a energia de ionização dos elementos é a
eficiência com que os níveis eletrônicos internos blindam a carga
nuclear.
Os orbitais d e f não blindam eficientemente a carga nuclear, ocorrendo
a contração dos átomos quando estão sendo preenchidos os orbitais d e
f, o que reflete nas energias de ionização destes átomos de forma
significativa, bem como em outras propriedades destes elementos.
Estruturas eletrônicas com estabilidade especial
I - Nível s preenchido 
II - Nível p semipreenchido
III - Nível p preenchido
Voltar
33
1.7 Afinidade Eletrônica (E)
A afinidade eletrônica é a variação de energia potencial 
associada com a adição de um elétron a um átomo ou a um íon gasoso 
em seu estado fundamental. Para um elemento X(g) a variação em 
energia potencial associada com o processo é:
X (g) + e
- → X- (g) (∆E)
átomo neutro gasoso ânion gasoso
A variação da afinidade eletrônica dos elementos aumenta 
exotermicamente da esquerda para a direita dentro do período e debaixo para cima dentro dos grupos na Tabela Periódica, embora 
existam algumas irregularidades. 
34
1 2 13 14 15 16 17
H
-73
Li
-60
Be
+238
B
-27
C
-122
N
~ +9
O
-141
F
-328
Na
-53
Mg
+230
Al
-44
Si
-134
P
-72
S
-200
Cl
-348
K
-48
Ca
+155
Ga
-30
Ge
-120
As
-77
Se
-195
Br
-325
Rb
-47
Sr
+167
In
-30
Sn
-121
Sb
-101
Te
-190
I
-295
Cs
-45
Ba
+50
Tl
-30
Pb
-110
Bi
-110
Po
-183
At
-270
TABELA 4 - Afinidades eletrônicas dos elementos representativos (kJ.mol-1).
Fonte: Brady, J.E.; Russel, J.B.; Holum, J.R.; Química: a matéria e suas transformações, 2002.
Voltar
35
1.8 Ciclo de Born-Haber
Os termos energéticos envolvidos na formação de um retículo
cristalino podem ser subdivididos em várias etapas:
O ciclo termodinâmico da Figura 6. é representativo da
formação do cloreto de sódio (NaCl).
As reações representativas de cada etapa são:
I. Na (s) → Na (g) : entalpia de sublimação (∆Hs);
II. Na (g) → Na
+
(g): energia de ionização (I);
III. Cl2 (g) → 2Cl(g): entalpia de dissociação (∆Hd);
IV. Cl (g) → Cl
-
(g): afinidade eletrônica (E);
V. Na+ (g) + Cl
-
(g) → NaC l(cristal): energia reticular (U);
VI. Na (S) + 1/2Cl2 → NaCl (cristal): entalpia de formação (∆H)f;
36
FIGURA 6 - Ciclo de Born-Haber para a
formação do cloreto de sódio.
Entalpia de 
sublimação 
Hs
Energia de 
ionização (I)
Energia 
reticular 
(U)
Afinidade 
eletrônica 
(E)
Voltar
Aplicando a Lei de Hess ao ciclo, tem-se:
∆Hf = ∆Hs+ (I) + 1/2∆Hd + E + U
37
1.9 Eletronegatividade
A eletronegatividade, χ (chi), de um elemento é definida como o poder
do átomo de um elemento atrair elétrons quando faz parte de um
composto.
A eletronegatividade não é um valor absoluto mas sim relativo;
Diversas escalas de eletronegatividade foram sugeridas, incluindo as
de R. S. Mullinken, L. Pauling e R.T. Sanderson.
A escala de Pauling é a mais antiga e surgiu da consideração das
energias necessárias para romper as ligações
38
Mulliken
De acordo com a definição de Mulliken, a eletronegatividade de um
elemento é a média da energia de ionização e da afinidade eletrônica do
mesmo.
χM = ½(I + Ea)
Linus Pauling
Linus Pauling formulou seu conceito de eletronegatividade ( χp,) ilustrados 
na tabela seguinte, relacionados à formação de ligações. Pauling disse que 
as reações do tipo que está representada abaixo são exotérmicas:
A2 + B2 → 2AB (Δ<0) 
A-A e B-B < A-B (Ligação mais forte)
Exemplos:
H2(g) + F2(g) →2HF(g) Δ = -5393 kJ/mol
39
Considerando que:
O orbital molecular ligante da espécie AB(ΦAB) é formado a partir
das funções de onda dos orbitais atômicos (ΨA) e (ΨB).
ΦAB = ΨA + K(ΨB)
Onde: K = constante;
Se: K > 1: O orbital molecular (OM) terá maior densidade
eletrônica sobre o átomo B;
Se: K < 1: O orbital molecular (OM) terá maior densidade
eletrônica sobre o átomo A.
Assim se tem a formação do dipolo da ligação:
A─B
(δ+) (δ-)
40
Devido ao caráter iônico parcial, a ligação A-B apresenta uma energia
de ligação adicional que é denominada delta (Δ).
A energia adicional é obtida pela seguinte expressão:
Δ = (Energia de ligação real) - (Energia para uma ligação100% covalente)
Pauling propôs que a energia da ligação 100% covalente é igual à
média geométrica das energias das ligações de A-A e B-B, Portanto:
E100% covalente A-B =
Logo: Δ = (Energia de ligação real) -
χ (chi) = Eletronegatividade do átomo = 0,208 (Δ em Kcal/mol);
Em unidade (SI) → χ = 0,1017 (Δ em kJ.mol-1)
41
TABELA 5 - Eletronegatividades de Pauling (preto) e de Mulliken (azul) para os vários
elementos químicos.
Fonte: Shriver,D. F. e Atkins, P. W. Química Inorgânica.
H
2,20
3,06
He
5,5
Li
0,98
1,28
Be
1,57
1,99
B
2,04
1,83
C
2,55
2,67
N
3,04
3,08
O
3,44
3,22
F
3,98
4,43
Ne
4,60
Na
0,93
1,21
Mg
1,31
1,63
Al
1,61
1,37
Si
1,90
2,03
P
2,19
2,39
S
2,58
2,65
Cl
3,16
3,54
Ar
3,36
K
0,82
1,03
Ca
1,00
1,30
Ga
1,81
1,34
Ge
2,01
1,95
As
2,18
2,26
Se
2,55
2,51
Br
2,96
3,24
Kr
3,0
2,98
Rb
0,82
0,99
Sr
0,95
1,21
In
1,78
1,30
Sn
1,96
1,83
Sb
2,05
2,06
Te
2,10
2,34
I
2,66
2,88
Xe
2,6
2,59
Cs
0,79
0,70
Ba
0,89
0,90
Tl
2,04
1,80
Pb
2,33
1,90
Bi
2,02
1,90
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42
1.9.1 Tendência da eletronegatividade
A eletronegatividade aumenta com a diminuição do tamanho
atômico, tanto para elementos do mesmo período como para os do mesmo
grupo.
A eletronegatividade cresce com o aumento do número de elétrons
de valência para os metais do Grupo 1, 2 e 3.
Aspectos do conceito de eletronegatividade: Permite se predizer
propriedades químicas dos elementos, como o caráter de uma ligação
química;
Átomos com eletronegatividades semelhantes, a ligação entre
eles será covalente.
Átomos com eletronegatividades bastantes diferentes a ligação
será iônica.
43
As escalas de Pauling e Mulliken estão praticamente alinhadas entre si e
uma conversão razoavelmente segura entre as duas é dada por:
χ P = 1,35 χ M
½ - 1,37
Exemplos:
H2 (100% covalente);
HBr (89% covalente e 11% iônico);
BF3 (34% covalente e 66% iônico).
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44
1.10 Poder Polarizante e Polarizabilidade
Considerando a formação de uma ligação pela aproximação entre
duas espécies de íons A+ e B-, a uma distância de equilíbrio. Que tipo de
ligação será formada? Iônica ou covalente?
45
O poder polarizante de um íon é o grau de distorção que ele provoca
em outro íon.
A polarizabilidade (α) de um átomo ou íon é a sua habilidade de
sofrer distorção causada por um campo elétrico;
A polarizabilidade de um íon negativo é maior que de um íon
positivo;
Considerando o efeito de polarizabilidade dos átomos e íons, Fajans
estabeleceu as regras, conhecidas como Regras de Fajans:
46
Regras de Fajans:
1. Um íon positivo pequeno favorece a formação de ligação covalente
devido o grande poder polarizante que possuem sobre os íons negativos;
2. Um íon negativo grande favorece a covalência. Os íons grandes são
muito polarizáveis, facilitando a sobreposição de nuvens eletrônicas;
3. Cargas elevadas em ambos os íons favorece a covalência;
4. A polarização será favorecida se o cátion não tiver configuração de um
gás nobre.
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47
Exercícios de fixação –
Resolvido 02
O ciclo de Born-Haber,
ilustrado na Figura a seguir
apostila são representados
por setas as diversas etapas
de energia associadas à
reação de formação do cristal
de NaCl(s). Escreva
separadamente cada reação,
classificando se o processo
indicado nesta equação é
endotérmico ou exotérmico?
Segue
48
Exercícios de fixação – Resolvidos 02
O ciclo de Born-Haber, ilustrado na figura 1.8 da apostila são
representados por setas as diversas etapas de energia associadas à
reação de formação do cristal de NaCl(s). Escreva separadamente
cada reação, classificando se o processo indicado nesta equação é
endotérmico ou exotérmico?
Resposta:
Etapa 1 : Partindo do sódio sólido para sódio gasoso é um processo
que requer energia, assim é uma etapa endotérmica; Na(s) → Na(g): É a
entalpia de sublimação ou também chamada de entalpia de
atomização (∆Hs);
seguir
49
Exercícios de fixação – Resolvidos 02
O ciclo de Born-Haber,ilustrado na figura 1.8 da apostila são
representados por setas as diversas etapas de energia associadas à
reação de formação do cristal de NaCl(s). Escreva separadamente
cada reação, classificando se o processo indicado nesta equação é
endotérmico ou exotérmico?
Resposta:
Etapa 2. Na etapa seguinte é a formação do cátion; a retirada de um
elétron do átomo no estado gasoso ou energia de ionização (I).
Também é um processo que requer energia, ou endotérmico:
Na (g) → Na
+
(g): energia de ionização (I);
seguir
50
Exercícios de fixação – Resolvidos 02
O ciclo de Born-Haber, ilustrado na figura 1.8 da apostila são
representados por setas as diversas etapas de energia associadas à
reação de formação do cristal de NaCl(s). Escreva separadamente
cada reação, classificando se o processo indicado nesta equação é
endotérmico ou exotérmico?
Resposta:
Etapa 3. A etapa 3 envolve a quebra da ligação Cl - Cl, ou entalpia de
dissociação. Para romper uma ligação precisa-se de energia, daí ser
um processo endotérmicos:
Cl2 (g) → 2Cl(g): entalpia de dissociação (∆Hd);
seguir
51
Exercícios de fixação – Resolvidos 02
O ciclo de Born-Haber, ilustrado na figura 1.8 da apostila são
representados por setas as diversas etapas de energia associadas à
reação de formação do cristal de NaCl(s). Escreva separadamente
cada reação, classificando se o processo indicado nesta equação é
endotérmico ou exotérmico?
Resposta:
Etapa 4. A espécie Cl(g) recebe um elétron para formar o ânion Cl
-
(g). A
energia envolvida no processo de adicionar um elétron a um átomo no
estado gasoso se chama afinidade eletrônica que como vimos pode
ser um processo endotérmico ou exotérmico(ver tabela 1.7 da
apostila), no caso do Cl(g) é exotérmico:
Cl (g) → Cl
-
(g): afinidade eletrônica (E); valor negativo;
seguir
52
Exercícios de fixação – Resolvidos 02
O ciclo de Born-Haber, ilustrado na figura 1.8 da apostila são
representados por setas as diversas etapas de energia associadas à
reação de formação do cristal de NaCl(s). Escreva separadamente
cada reação, classificando se o processo indicado nesta equação é
endotérmico ou exotérmico?
Resposta:
Etapa 5 A etapa seguinte é a formação do cristal de NaCl a partir dos íons 
formado:
Na+(g) + Cl
-
(g) → NaCl(cristal): energia reticular (U); é um processo 
exotérmico;
seguir
53
Exercícios de fixação – Resolvidos 02
O ciclo de Born-Haber, ilustrado na figura 1.8 da apostila são
representados por setas as diversas etapas de energia associadas à
reação de formação do cristal de NaCl(s). Escreva separadamente
cada reação, classificando se o processo indicado nesta equação é
endotérmico ou exotérmico?
Resposta:
Etapa 6: A última etapa é a formação do cristal a partir dos elementos no
estado fundamental, que para ser uma espécie estável ou
termodinamicamente favorecida o processo deve ser exotérmico:
Na(S) + 1/2Cl2 → NaCl (cristal): entalpia de formação (∆Hf);
seguir
54
Vencidas todas as etapas e aplicando a lei de Hess:
(ΔHf = ΔHs+ (I) + 1/2ΔHd + E + U)
podemos calcular qualquer uma das energias se as demais forem
conhecidas.
Observação: 1.Coloque o sinal na equação somente quando colocar o
valor numérico da energia. 2.Nunca coloque previamente o sinal da energia
que está calculando, deixe que o sinal aparece no final da soma dos
valores conhecidos.
3.O ciclo é uma ferramenta para dar uma explicação do processo como um
todo, não para complicar sua vida, entenda cada etapa da reação que tudo
fica muito claro.
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55
Exercício de verificação:
Faça um ciclo para a formação do CaBr2(s) a partir de seus elementos.
Quais das etapas são exotérmicas ?
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56
Exercícios de fixação – Resolvidos 01
1) Como varia o tamanho dos átomos da esquerda para a direita
num período e de cima para baixo num grupo da tabela periódica?
seguir
57
seguir
Resposta:
O tamanho atômico nos períodos da TP diminui da esquerda para a
direita e aumenta de cima para baixo dentro dos grupos ou famílias
Exercícios de fixação – Resolvidos 01
58
Quais as razões destas variações?
seguir
Exercícios de fixação – Resolvidos 01
59
Nos Períodos: decréscimo, em conseqüência do aumento da carga
nuclear que provoca um aumento da força de atração a todos os elétrons
das camadas do átomo provocando uma contração do átomo.
Nos grupos ou famílias: aumenta em virtude do aumento das camadas
eletrônicas (níveis eletrônicos crescentes)
Nos elementos do bloco d e f este aumento de tamanho nos
grupos é menos acentuado devido à fraca blindagem dos orbitais d e f,
em relação à carga nuclear. A entrada dos orbitais f a partir do elemento
lantânio (57) provoca uma forte contração do tamanho atômico o que é
conhecida como contração lantanídica. Com isto os raios dos elementos
d e f são muito similares entre si principalmente quando analisamos nos
grupos.
seguir
Exercícios de fixação – Resolvidos 01
60
2) Explique por que os raios atômicos dos gases nobres
são os maiores dentro dos seus respectivos períodos.
seguir
Exercícios de fixação – Resolvidos 01
61
Resposta:
O tamanho atômico decresce como já vimos da esquerda
para a direita até o Grupo dos halogênios (Grupo 17), porém, ao
passar para o Grupo 18 o raio aumenta, isto é uma conseqüência
do preenchimento total da camada eletrônica, que provoca uma
expansão dos orbitais.
Exemplo: Raio do F= 0,72Å; Raio do Ne=1,60 Å; raio do Cl= 0,99 Å e
raio do Ar=1,91 Å
seguir
Exercícios de fixação – Resolvidos 01
62
3) Explique por que a afinidade eletrônica do
Li (-57kJ/mol) é negativa e a do Be (66kJ/mol) é positiva,
visto que são metais e muito próximos em carga
nuclear.
seguir
Exercícios de fixação – Resolvidos 01
63
Resposta:
A afinidade eletrônica é a energia liberada quando um elétron é
adicionado a um átomo gasoso neutro. Quando há liberação de
energia o termo é negativo, quando o sinal positivo significa que
há absorção de energia para ocorrer a adição do elétron. O que faz
então a diferença entre a afinidade eletrônica do Li(1s22s1) e do
Be(1s22s2)? No lítio o orbital s só tem um elétron que de certa
forma se estabiliza com o emparelhamento pela adição de um
elétron, por outro lado no Be o elétron adicionado vai para o orbital
2p ficando desemparelhado, que se configura uma situação mais
instável, que a do Li.
Observe a segunda afinidade eletrônica do oxigênio e veja
a explicação na apostila.
Exercícios de fixação – Resolvidos 01
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