Propriedades periódicas dos elementos
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- Cássio Bacelar Mendes
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1 Propriedades periódicas dos elementos Ao criar a Tabela Periódica, Mendeleev ordenou e posicionou os elementos nessa "matriz" de acordo com as suas propriedades. Assim, ao analisarmos a Tabela Periódica podemos inferir e compreender as variações de muitas propriedades dos elementos químicos como, por exemplo: o raio atómico; a energia de ionização.
2 Raio atómico O átomo, como se sabe, pode ser considerado esférico e é constituído por um núcleo e uma nuvem eletrónica que não tem limites definidos: os eletrões podem encontrarse a qualquer distância do núcleo, havendo zonas de maior probabilidade da sua presença. Na prática, considera-se o átomo como uma esfera que contém cerca de 95% da nuvem eletrónica. Como se determina o raio atómico? Os átomos não se encontram isolados (exceto os gases nobres) mas sim empacotados em sólidos cristalinos ou formando moléculas. Assim, pode também definir-se raio atómico como metade da distância média entre dois núcleos de átomos vizinhos.
3 Variação do raio atómico na Tabela Periódica Ao longo do grupo percorrendo o grupo de cima para baixo, cada novo elemento apresenta mais uma camada na nuvem eletrónica, estando os eletrões periféricos, em média, mais afastados do núcleo; a força atrativa exercida por este torna-se menor, a nuvem eletrónica expande-se e, consequentemente, o raio atómico aumenta. Ao longo do período o número de eletrões vai aumentando uma unidade de cada vez, assim como o número de protões. Os eletrões situam-se na mesma camada, mas a atração nuclear é mais intensa (embora aumente um protão e um eletrão, a dominância do protão prevalece), provocando uma contração da nuvem e, portanto, uma diminuição do raio atómico.
4 Energia de ionização A qualquer átomo podem ser retirados, um a um, todos os seus eletrões. Este processo é escalonado pois os eletrões saem segundo determinada ordem: primeiro os eletrões de valência e só depois os eletrões dos níveis mais interiores, mais fortemente atraídos ao núcleo. Assim, à medida que se vão retirando eletrões sucessivamente a um átomo, as respetivas energias de ionização vão aumentando (pois é mais difícil retirar esses eletrões). Assim, para um átomo existe mais do que apenas a primeira energia de ionização. Interpretação da variação da energia da primeira ionização dos átomos em função da conjugação de duas forças: Atração nuclear sobre os eletrões da subcamada mais energética; Repulsão eletrónica.
5 Variação da energia de ionização na Tabela Periódica Relação com o raio atómico Quanto maior for a distância entre o núcleo e os eletrões da última subcamada, menor será a força de atração do núcleo e mais facilmente o eletrão será libertado menor energia de ionização (E i ). Assim: Ao longo do grupo, a diminuição significativa da Ei pode ser interpretada a partir do aumento acentuado do raio atómico (de cima para baixo) e do efeito de blindagem; Ao longo do período, em geral, o aumento da Ei, da esquerda para a direita, pode ser interpretado pelo aumento significativo da carga nuclear efetiva que se sobrepõe ao aumento da repulsão entre os eletrões.
6 Propriedades periódicas na Tabela Periódica Resumindo, na Tabela Periódica há, de um modo geral: -Um aumento da energia de ionização e uma diminuição do raio atómico ao longo do período. -Um aumento do raio atómico e uma diminuição da energia de ionização ao longo do grupo.
7 Propriedades dos elementos e propriedades das substâncias elementares Não se deve confundir elemento químico com substância elementar e convém referir, a propósito, que a Tabela Periódica apresenta valores para diversas propriedades, que não são propriedades dos elementos, mas sim das substâncias elementares de que o elemento faz parte. Propriedades dos elementos Propriedades das substâncias elementares Número atómico, massa atómica relativa, distribuição eletrónica, raio atómico, energia de ionização. Estado físico, ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, cor A classificação em metais, nãometais e semimetais (metalóides) é uma classificação que diz respeito às substâncias elementares.
8 Exercícios 1. Aplicando os conhecimento sobre as variações periódicas do raio atómico e da energia de ionização, resolva o seguinte exercício. Considera os elementos: O, F, Na, K e S Ordene-os por ordem crescente de energia de ionização Ordene-os por ordem crescente de raio atómico. 2. Considere os átomos X, Y, L e T, cujas configurações eletrónicas são: X 2-2 Y L T Complete as seguintes afirmações de modo a que o seu valor lógico seja verdadeiro. A. O elemento L tem número atómico. B. Os elementos X e T encontram-se no mesmo da Tabela Periódica. C. Os elementos Y e T encontram-se no mesmo da Tabela Periódica. D. O raio atómico de X é do que o raio atómico do átomo Y. E. A energia de ionização do átomo X é à do átomo Y. F. A energia de ionização do átomo Y é à do átomo L. G. O elemento L pertence ao grupo e é do período.
9 Exercícios 3. Os elementos sódio (Na), cloro (Cl), potássio (K) e vanádio (V) têm os números atómicos 11, 17, 19 e 23, respetivamente Indique os elementos que pertencem ao mesmo período e os que pertencem ao mesmo grupo Complete os espaços em branco de modo a que as afirmações sejam verdadeiras. A. De entre o sódio e o cloro o elemento que apresenta maior raio atómico é o. B. Destes elementos o que apresenta menor energia de ionização é o. C. De entre os elementos sódio e potássio o que apresenta maior raio atómico e o. D. O cloro pertence ao grupo que é o grupo dos.
10 Exercícios Resolução 1. Aplicando os conhecimento sobre as variações periódicas do raio atómico e da energia de ionização, resolva o seguinte exercício. Considera os elementos: O, F, Na, K e S. Configurações eletrónicas de cada um dos elementos: 8O 2-6 (2º período grupo16) 9F 2-7 (2º período grupo 17) 11Na (3º período grupo 1) 19K (4º período grupo 1) 16S (3º período grupo 16) 1.1. Ao longo de um período a energia de ionização aumenta. Logo: E i (F) > E i (O) e E i (S) > E i (Na) Ao longo de um grupo a energia de ionização diminui. Logo: E i (Na) > E i (K) e E i (O) > E i (S) E i (K) < E i (Na) < E i (S) < E i (O) < E i (F) 1.2. A uma maior energia de ionização está, geralmente, associado um menor raio atómico. E i (F) < E i (O) < E i (S) < E i (Na) < E i (K)
11 Exercícios Resolução 2. A. O elemento L tem número atómico 14. B. Os elementos X e T encontram-se no mesmo grupo da Tabela Periódica. C. Os elementos Y e T encontram-se no mesmo período da Tabela Periódica. D. O raio atómico de X é menor do que o raio atómico do átomo Y. E. A energia de ionização do átomo X é superior à do átomo Y. F. A energia de ionização do átomo Y é inferior à do átomo L. G. O elemento L pertence ao grupo 14 e é do 3º período.
12 3. Configuração eletrónica dos elementos: 11Na (3º período grupo 1) 17Cl (3º período grupo 17) 19K (4º período grupo 1) 23V (4º período grupo 3) 3.1. Os elementos sódio e cloro pertencem ao mesmo período (3º período). Os elementos potássio e vanádio pertencem ao mesmo período (3º período). Os elementos sódio e potássio pertencem ao mesmo grupo (grupo 1) A. De entre o sódio e o cloro o elemento que apresenta maior raio atómico é o sódio. B. Destes elementos o que apresenta menor energia de ionização é o potássio. C. De entre os elementos sódio e potássio o que apresenta maior raio atómico e o potássio. D. O cloro pertence ao grupo 17 que é o grupo dos halogéneos.
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