PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

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1 PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS Os exercícios seguintes estão directamente relacionados com a matéria exposta no capítulo 1 do manual da disciplina de Química Geral. São apresentados vários tipos de exercícios resposta longa, resposta curta, de associação com o objectivo de alertar o estudante para as várias abordagens possíveis. É ainda de salientar que nas respostas apresentadas pretendemos destacar os aspectos que considerámos mais importantes e consequentemente em algumas delas poderá encontrar informação adicional. Q.1. Justifique a seguinte afirmação: Em geral o raio atómico e a energia de ionização têm variações periódicas opostas. Q.2. Justifique a seguinte afirmação: Os elementos que têm elevadas energias de ionização apresentam, em geral, afinidades electrónicas mais negativas. Q.3. Relembre os conceitos de electronegatividade, energia de ionização e electroafinidade de um elemento. Estabeleça uma relação entre estas três grandezas e justifique a sua resposta. Q.4. Repare na afirmação seguinte: De uma maneira geral o raio atómico e a energia de ionização apresentam variações periódicas semelhantes. Classifique-a de Verdadeira ou Falsa, justificando a posição que tomar. 1

2 Q.5. O quadro seguinte apresenta as primeiras energias de ionização (EI) dos elementos do segundo período da tabela periódica: Elementos Li Be B C N O F Ne EI 1 (ev) Com base nestes valores refira-se, justificando: a) À variação da 1ª energia de ionização ao longo de um período. b) Ao facto do valor da 1ª energia de ionização do oxigénio ser menor do que o esperado. Q.6. Considere a seguinte tabela de dados de Energia de Ionização, I, em kjmol 1, dos elementos P a T (que não representam símbolos químicos): ELEMENTO I 1 I 2 I 3 I 4 I 5 P Q R S T Com base nestes valores indique: a) Um elemento que dá origem a iões de carga +3 b) O número de electrões de valência do elemento Q c) Um elemento de transição d) Um elemento do grupo I da Tabela Periódica (metal alcalino) Q.7. Observe atentamente as representações da Figura 1: (a) (b) (c) (d) Faça corresponder cada uma das representações indicadas de (a) a (d), às seguintes espécies: I. Na III. K II. Na + IV. Mg 2+ 2

3 Q.8. Considere os seguintes esquemas: X kj X + + e X kj X 2+ + e X kj X 3+ + e X + 52,2 kj X + e Indique: a) O valor da afinidade electrónica do elemento X b) O valor da 2ª Energia de Ionização do elemento X c) A propriedade, do elemento X, representada por 496 kjmol 1 Q.9. Leia atentamente a seguinte afirmação: + As espécies químicas 11 Na, Ne e 9 F apresentam o mesmo valor de raio por serem isoelectrónicas. Classifique-a de Verdadeira ou Falsa e justifique a sua opção. 10 Q.10. Apresente uma justificação para o facto de os átomos de magnésio ( 12 Mg ) apresentarem um raio superior aos átomos de enxofre ( 16 S ). 3

4 RESPOSTAS Q.1. O raio atómico de um elemento depende de um equilíbrio entre o número de electrões e da força com que esses electrões são atraídos para o núcleo. Assim, verifica-se que o raio atómico aumenta quando se desce no grupo (devido ao aumento de electrões) e diminui ao longo do período (pois apesar de aumentarmos os electrões este aumento dá-se no mesmo nível o que faz com que a força com que são atraídos ao núcleo aumente e portanto o raio diminui). A energia de ionização é a energia necessária para arrancar uma mole de electrões a uma mole de átomos neutros. A energia de ionização depende essencialmente de 3 factores: raio atómico, carga nuclear efectiva e tipo de electrão removido. Ou seja, quanto maior for o raio atómico, menor é a carga nuclear efectiva, mais fácil é arrancar um electrão e consequentemente menor será a energia de ionização. Assim, ao contrário do que se passa com o raio atómico, a energia de ionização diminui ao longo de um grupo e aumenta ao longo de um período. Q.2. A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um electrão de um átomo gasoso no seu estado fundamental. A afinidade electrónica é a variação de energia que ocorre quando um electrão é captado por um átomo no estado gasoso. Conceptualmente estas duas quantidades fundamentais estão relacionadas de uma maneira simples: a energia de ionização indica a apetência de um átomo pelos seus próprios electrões exteriores, enquanto a afinidade electrónica expressa a apetência de um átomo por um electrão adicional de outra qualquer fonte de electrões. Quanto mais negativa for a afinidade electrónica, maior é a tendência do átomo para captar um electrão e consequentemente mais difícil será arrancar um electrão, o que é traduzido por uma elevada energia de ionização. Q.3. Comecemos por definir as três grandezas em questão: Energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um electrão de um átomo gasoso no seu estado fundamental. Afinidade electrónica ou electroafinidade é a variação de energia que ocorre quando um electrão é captado por um átomo no estado gasoso. É de notar que, ao contrário da convenção adoptada em termodinâmica, a energia libertada é positiva. 4

5 Assim, quanto maior o valor da electroafinidade maior a facilidade do elemento em captar electrões. Electronegatividade é uma medida da tendência de um átomo numa ligação, para atrair para si os electrões que formam essa ligação química. Vejamos agora o que acontece com as variações periódicas destas grandezas: Espécies cujas configurações electrónicas estabilizam ao perderem electrões (por exemplo os metais) apresentam valores de energia de ionização e afinidade electrónica baixos (facilidade em remover um electrão e consequente dificuldade em captar um electrão). Assim, estas espécies dificilmente atraem electrões numa ligação química apresentando portanto valores de electronegatividade baixos. Por outro lado, espécies cujas configurações electrónicas estabilizam ao captarem electrões (por exemplo os não metais) apresentam elevados valores de energia de ionização e afinidade electrónica (dificuldade em remover um electrão e consequente facilidade em captar um electrão). Assim, estas espécies apresentam grande capacidade para atrair electrões numa ligação química e consequentemente os seus valores de electronegatividade são também elevados. Q.4. O raio atómico de um elemento depende de um equilíbrio entre o número de electrões e da força com que esses electrões são atraídos para o núcleo. Assim, verifica-se que o raio atómico aumenta quando se desce no grupo (devido ao aumento de electrões) e diminui ao longo do período (pois apesar de aumentarmos os electrões este aumento dá-se no mesmo nível o que faz com que a força com que são atraídos ao núcleo aumente e portanto o raio diminui). A energia de ionização é a energia necessária para arrancar uma mole de electrões a uma mole de átomos neutros. A energia de ionização depende essencialmente de 3 factores: raio atómico, carga nuclear efectiva e tipo de electrão removido. Ou seja, quanto maior for o raio atómico, menor é a carga nuclear efectiva, mais fácil é arrancar um electrão e consequentemente menor será a energia de ionização. Assim, ao contrário do que se passa com o raio atómico, a energia de ionização diminui ao longo de um grupo e aumenta ao longo de um período, e portanto a afirmação é falsa. 5

6 Q.5. a) Ao longo do período, verifica-se que o número atómico (número de protões do átomo) aumenta, a que corresponde igualmente o aumento do número de electrões, distribuídos nas suas orbitais atómicas. Contudo este aumento do número de electrões dá-se sempre no mesmo nível energético (de valência). Assim aumenta a carga nuclear mas o nível energético mantém-se, e as orbitais de valência vão ficando sucessivamente mais preenchidas de forma a ficarem completas e, consequentemente, aumentarem a sua estabilidade. Desta forma será tanto mais difícil arrancar um electrão da camada de valência de um átomo (energia de ionização) quanto mais completo for o preenchimento das orbitais atómicas de valência, ou seja, de uma forma geral a Energia de ionização aumenta ao longo do período. b) O azoto e o oxigénio apresentam a seguinte configuração electrónica: N 1s 2 ; 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 O 1s 2 ; 2s 2 2p x 2 2p y 1 2p z 1 Verifica-se que o azoto apresenta um electrão em cada uma das orbitais 2p x 2p y 2p z (electrões desemparelhados) enquanto que o oxigénio apresenta a orbital 2p x já com os dois electrões emparelhados. Este emparelhamento aumenta a estabilidade destes electrões mas faz com que os outros dois electrões não emparelhados estejam menos agarrados ao núcleo. Ocorre então um efeito de blindagem provocado pelo emparelhamento dos electrões em 2p x. Q.6. a) Um elemento que dá origem a iões de carga +3 T b) O número de electrões de valência do elemento Q 2 c) Um elemento de transição R d) Um elemento do grupo I da Tabela Periódica (metal alcalino) S Q.7. I. Na (c) II. Na + (b) III. K (d) IV. Mg 2+ (a) 6

7 Q.8. a) O valor da afinidade electrónica do elemento X 52.2kJ b) O valor da 2ª Energia de Ionização do elemento X 4568kJ c) A propriedade, do elemento X, representada por 496 kjmol 1 1ª E.Ioniz. Q.9. Iões ou átomos e iões que apresentem o mesmo número de electrões e portanto a mesma configuração electrónica no estado fundamental são designadas por espécies isoelectrónicas. O raio atómico ou iónico é essencialmente determinado pela força com que os electrões exteriores são atraídos ao núcleo, o que está directamente relacionado com a carga nuclear efectiva/efeito de blindagem bem como com o número de protões e neutrões existente no núcleo. Assim, a afirmação é falsa pois os átomos/iões referidos apresentam diferente número de protões no núcleo e consequentemente a atracção exercida sobre os electrões é diferente e portanto os raios não são iguais. Q.10. Apesar de o átomo de S apresentar um número superior de electrões, em ambos os elementos a camada de valência é a mesma, o que significa que o factor determinante para o raio é a carga nuclear efectiva. Assim verificamos que o átomo de S apresenta uma carga nuclear efectiva superior (maior número de electrões para igual número de electrões das camadas interiores s e p) e consequentemente exerce uma maior atracção dos electrões para o núcleo, fazendo com que o raio diminua. 7