1 - Estrutura Atomica e Tabela Periodica_GAM 312_Parte1_reformulada_final

Sejam bem vindos!

PQ 311-1/2012

Química Geral e Inorgânica

Estrutura Atômica e

Tabela Periódica

• Origem da Teoria Atômica (460 – 379 a.C)

A origem da teoria atômica vem da Grécia antiga e foi proposta por

Demócrito e Leucipo (filósofo e seu discípulo). Eles acreditavam que se um

pedaço de matéria fosse dividido em pedaços cada vez menores, ao final iria

se chegar a uma minúscula partícula, indivisível. Esta partícula indivisível

recebeu o nome de átomo.

• Modelo Atômico de Dalton (1803)

Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos;

Estes são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem

destruídos;

Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um

dado elemento são idênticos. Átomos de diferentes elementos tem

propriedades distintas;

As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou

rearranjo de tomos;

Compostos químicos são formados por átomos de dois ou mais elementos em

uma razão fixa.

A Descoberta da Estrutura Atômica (sec XIX – 1875)

Evidências da natureza elétrica da matéria:

No antigo Egito, foi observado que o âmbar era capaz de atrair pequenos

objetos após ser atritado com lã ou seda;

A experiência de Benjamim Franklin (1706-1790);


Radioatividade

Substância

radioativa

Bloco de chumbo

Placas

eletricamente

carregadas

Placa

fotográfica

raios a

raios g

raios b

Henri Becquerel descobriu, em 1896, que um minério de urânio emitia raios

capazes de escurecer uma placa fotográfica, ainda que esta estivesse protegida

da exposição à luz;

Em 1898, o casal Marie e Pierre Curie isola o polônio e o rádio, emissores do

mesmo tipo de raio;

Em 1899, a emissão destes raios é atribuída à desintegração de certos átomos.

Ao fenômeno foi atribuído o termo radioatividade e às substâncias dotadas

desta característica o termo radioativas.


A natureza dos raios catódicos: radiação ou feixe de partículas?

• Modelo Atômico de Thomson (1897)

Em 1897, o físico britânico Joseph John Thomson determinou a razão entre a

carga elétrica e a massa de um elétron com o uso de um tubo de raios

catódicos.

Carga elétrica = 1,76x108 Coulombs/grama Proporção carga-massa = 1,76.108 C/g

• Modelo Atômico de Thomson (1897)

Em 1909, Robert Milikan mediu com êxito a carga do elétron, realizando o

procedimento conhecido como „experimento da gota de óleo de Milikan‟.

Carga elétrica = 1,76x108 Coulombs/grama

Carga do elétron = 1,60.10-19 C

Fonte de raios X

(radiação ionizante) Microscópio

visualizador

Atomizador

Borrifador de óleo

Placas carregadas

eletricamente

Exercício: Calcule a massa do elétron. Relação carga-massa = 1,76.108 C/g

R: 9,10.10-28 g

Após este experimento, Thomson sugeriu que os elétrons estariam

mergulhados em uma massa homogênea, como ameixas em um pudim (Plum

Pudding ). A esta proposta foi originado o "Modelo Atômico de Thomson",

modelo este conhecido como pudim de passas ou bolo de ameixas.

• Modelo Atômico de Ernest Rutherford (1911)

Rutherford propusera um novo modelo para o átomo baseado em seus

resultados que contradiziam o modelo atômico proposto por J. J. Thomson. O

modelo proposto por Thomson, com os elétrons grudados na massa positiva,

levava a uma distribuição uniforme de cargas.

"Digo com certeza que não acreditava que houvesse aqueles desvios, pois

sabíamos que α era partícula de grande massa, com muita energia...Lembro-

me de que dois ou três dias depois Geiger me procurou muito excitado

dizendo: conseguimos detectar algumas partículas α sendo refletidas para trás.

...Foi o mais incrível episódio que até então me ocorrera. Foi como se

disparasse um projétil de 15 polegadas contra um pedaço de papel e o projétil

refletisse e atingisse o atirador.”

"O átomo era formado por núcleos positivos de grande massa, mas pequeno

em relação ao volume total do átomo e os elétrons ficariam orbitando ao redor

do núcleo”.

Ao lançar partículas a contra uma folha fina de Au, esta partícula não sofreria

qualquer perturbação em sua trajetória. Rutherford realizou a experiência com

o α em uma caixa de Pb com uma fenda por onde sairiam as emissões. As

partículas ao atravessarem a fina folha de Au se chocavam contra um anteparo

fluorescente de ZnS. A experiência revelou que grande parte das partículas α

atravessava sem problemas a folha de Au, mas algumas sofriam desvios e

outras partículas voltavam direto para a fonte emissora.

• Reprodução moderna do aparato usado por Ernest Rutherford

O nêutron foi descoberto por James Chadwick em 1932.

10 deflexões por minuto ao trocar a placa de chumbo por uma placa de parafina.

Cálculos indicaram que a nova radiação era formada por prótons, porém a energia destes

prótons não correspondia a bombardeamento por raios gama..

Se o choque frontal entre raios gama e a parafina não seria capaz de arrancar prótons da

parafina com a energia observada, isto só poderia ter sido feito por uma partícula neutra de

massa semelhante à do próton (1,0073 u; 1 u = 1,66054.10-24 g).

Usando a radiação do berílio para bombardear uma série de gases e medindo a energia dos

átomos desses gases após o processo, calculou-se o valor da massa do nêutron (1,0087 u).

4 deflexões por minuto, mesmo colocando placa de chumbo com 2 cm de espessura entre o

berílio e a câmara.

Exercício: Quantos elétrons (9,1097.10-28g) seriam necessários para igualar a

massa de um próton? E para igualar a massa de um nêutron? R: 1836; 1839

Tamanhos relativos em um átomo

Se o átomo tivesse o tamanho de um estádio de futebol, o núcleo atômico seria do

tamanho de uma bolinha de gude.

Em contraponto com o volume tão pequeno, ele possui densidade de 1013-1014

g/cm3.

Uma caixa de fósforo cheia de átomos de material com esta densidade, equivalente

ao interior de uma estrela cadente, pesaria 2,5 bilhões de toneladas.

Exercício: O diâmetro de uma moeda de um centavo é 19 mm. O diâmetro de um

átomo de prata (Ag) é 2,88 Å. Quantos átomos de prata podem ser arranjados lado

a lado em linha reta ao longo do diâmetro de uma moeda de um centavo?

1 Å = 10-10 m

Núcleo

R: 6,6.107 átomos de Ag

Características do átomo

Número de massa (A): Soma do número de prótons com o número de nêutrons

(n).

Número Atômico (Z): É o número de prótons.

A = Z + n

Exercícios

Semelhanças atômicas

Isótopos: Mesmo número de prótons. Ex: 1H1, 1H

2 e 1H3

Isóbaros: Mesmo número de massa. 19K40 e 20Ca40

Exercícios

Isótonos: Mesmo número de nêutrons. 37Cl17 e 20Ca40

Massa atômica média

Exemplo: Calcule a massa atômica média do cloro, sabendo-se que na

natureza ele constitui-se em 75,78% de Cl35 (34,969 u) e 24,22% de

Cl37 (36,966u). R: 35,45 u

Química Nuclear

Reações envolvendo elétrons X Reações envolvendo núcleos

Aplicações: Medicina, reações químicas, datação de fósseis, entre outras.

Núcleons = constituintes do núcleo (prótons e nêutrons)

Núcleo = conjunto de prótons mais nêutrons

Vocábulos utilizados:

Representações:

Uma das formas de representar diferentes isótopos, tanto estáveis como

radioativos, é mencionar o nome do elemento e seu número de massa.

Exemplos: urânio-235; urânio-238; bismuto-207.

Química Nuclear

Estabilidade nuclear

Todo o núcleo que se desintegra é um núcleo instável. A desintegração

sempre se dá de forma a atingir um núcleo mais estável.

O núcleo se desintegra porque a força nuclear forte não mais é suficiente

para manter o núcleo coeso.

A desintegração pode acontecer por meio do ganho e/ou emissão de

partículas, a saber

Química Nuclear


Observações:

A emissão b corresponde à conversão de um nêutron em um próton.

A emissão de um pósitron, ao contrário da emissão b, corresponde à

conversão de um próton em um nêutron.

Exemplos (caderno)

A captura de um elétron corresponde à conversão de um próton em um

nêutron, como na emissão de um pósitron.

Química Nuclear


Cinturão de estabilidade

A razão nêutron-próton.

Até Z = 20, a razão nêutron-próton é igual a 1.

Acima de Z = 20, a relação nêutron-próton desvia-se cada vez mais deste

valor.

Acima do bismuto (Z = 83), todos os isótopos são instáveis.

Química Nuclear


Cinturão de estabilidade: Forma mais provável de estabilização

Z acima de 83: Emissão de

partículas a, pois diminui mais

rapidamente o número de prótons;

Acima do cinturão e abaixo de Z =

83: Emissão de partículas b, pois

aumentará o número de prótons

diminuindo assim a relação n/p;

Abaixo do cinturão: Emissão de

pósitron ou captura de elétron, pois

diminui o número de prótons

deixando n/p mais próximo de 1.

Observação: Há exceções!

Exemplos (caderno)

Química Nuclear

Energia de Coesão ou Energia de Ligação Nuclear

É a energia necessária para desintegrar o núcleo em prótons e nêutrons.

Defeito de massa: A massa do núcleo, massa atômica, é sempre menor que a

soma das massas de seus prótons e nêutrons.

Exemplo: Calcule o defeito de massa (Dm) para a desintegração do deutério.

O cálculo da energia de coesão nuclear é baseado na equação de Einstein,

E = (Dm)c2.

Exemplo: a) Calcule a energia de coesão por mol de núcleos de deutério em

kJ/mol. b) Calcule a energia de coesão por mol de núcleons de deutério.

Dado: 1J = 1 kg.m2/s2.

Os mesmos cálculos podem ser aplicados para avaliar a energia liberada na

reação de desintegração de um elemento radioativo.

Exemplo: Calcule a variação de energia na seguinte reação:

Dados: U = 238,0003 u; Th = 233,9942 u; He = 4,0015 u R: -4,1.1011 J

R: 0,00239 g/mol

R: a) 2,15.108 kJ/mol; b) 1,08.108 kJ/mol

Química Nuclear

Exercícios

1 - Complete as seguintes equações nucleares:

2 – Calcule a energia de ligação por mol de núcleons para o . As massas

necessárias para o cálculo são .

(a)26Fe54 + 2He4 → 2 0n1 + ?

(b) 13Al27 + 2He4 → 15P30 + ?

(c) 95Am241 + 2He4 → 97Bk243 + ?

(d)96Cm246 + 6C12 → 4 0n

1 + ?

(e) 92U238 + ? → 100Fm249 + 5 0n

1

• Problemas do Modelo Atômico de Rutherford:

Como podiam um núcleo positivo e uma carga negativa, o elétron, estarem tão

próximos e não se atraírem? O problema foi parcialmente resolvido com o

movimento circular exercido pelo elétron. Ao descrever uma trajetória em

torno do núcleo, havia uma força centrífuga que compensaria a força atrativa.

Eletromagnetismo: qualquer carga acelerada, como o elétron neste caso,

emitiria energia continuamente, tendo como conseq•uência uma diminuição do

raio entre o núcleo e o elétron.

Conforme o elétron emitisse energia, mais próximo do núcleo ele ficaria, até o

momento onde o choque entre o elétron e o núcleo seria inevitável. E sobre

essas condições o átomo não poderia existir.

• Modelo Atômico de Bohr:

Agregou em seu modelo atômico

Concepções de Max Planck sobre a interação da matéria com a radiação

eletromagnética;

Concepções de Einstein sobre o Efeito Fotoelétrico;

O espectro de emissão do átomo de hidrogênio.

• Max Planck (1900):

Segundo a teoria Clássica: Ao aquecer um objeto, os átomos que compõem

este objeto estão vibrando, causando a emissão da radiação eletromagnética.

Acrescentou que essas vibrações são quantizadas (somente vibrações com

frequências específicas são permitidas).

Natureza ondulatória da luz Radiações Eletromagnéticas - Teoria matemática desenvolvida por James

Maxwell (1864) para descrever todas as formas de radiações em termos de

campos elétricos e magnéticos.

O Espectro Eletromagnético

nó

c = l. c = velocidade da luz, l = comprimento de onda, ν = freq•uência

• Max Planck (1900):

Havia uma troca de energia entre a matéria e a radiação. Essa energia era

descontínua e o processo de absorção e emissão acontecia segundo a equação:

“A energia de um sistema que vibra é proporcional à frequência da vibração."

E = h

E = energia, h = constante de Planck = 6,63.10-34 J.s

"Troca de energia entre a matéria e a radiação"

• Einsten (1905)

Propôs que a radiação eletromagnética consistia de partículas chamadas

fótons.

Efeito fotoelétrico: "Ejeção de elétrons de um metal quando sua superfície é

exposta a luz”.

Cada fóton era considerado um pacote de energia e a energia do fóton estava

relacionada com a freq•uência da radiação.

Efeito Fotoelétrico

Espectro de Emissão do Átomo de Hidrogênio

Espectros de linhas

Raias espectrais do hidrogênio

Conjunto de linhas (séries convergentes):

Série de Lyman (UV)

Série de Balmer (VIS)

Exercícios

• Postulados de Niels Bohr:

1- Estabilidade do átomo frente à física clássica.

Os elétrons que estão em órbita de energia permitida não emitem radiação.

2- O elétron deixa seu estado fundamental se absorver uma quantidade de

energia equivalente a diferença de energia entre o estado fundamental e o

estado excitado. A energia é emitida ou absorvida como fóton.

• Dualidade Onda-Partícula:

Louis De Broglie.

Sugeriu que todas as partículas poderiam apresentar propriedades de onda, ondas

de matéria.

Uma vez que para Einstein: E =m.c2 -

E = hc/l -

De Broglie igualou as equações e obteve:

"O elétron, uma partícula pequena em uma velocidade muito alta, assume

comprimento de onda (l) próximo ao dos raios X, assim essa partícula pode ter

um comportamento de onda.”

Por que objetos de maior

massa não apresentam

comportamento

ondulatório?


Louis De Broglie.

Assim o caráter ondulatório dos elétrons passou a ser questionado, e foi

considerado quando um feixe de elétrons foi direcionado a um prisma de níquel.

Foi observado, neste experimento, a difração dos elétrons como havia sido

determinado, anteriormente, a difração da luz.


Experimento da fenda dupla

• Problema no modelo atômico de Bohr:

Se o elétron apresenta comportamento ondulatório, considerar que ele realiza

uma órbita não é certo.

• Princípio da Incerteza de Heisenberg:

Heisenberg

Sugere que existe uma grande incerteza na localização do elétrons.

- O elétron não pode ser tratado como partícula com seu movimento descrito

precisamente.

- O elétron pode ser considerado uma onda com uma incerteza na sua localização.

"O princípio da incerteza afirma que quanto mais precisamente se conhece a

posição menos precisamente se conhece o momento da partícula. Em outras

palavras, se soubermos muito bem onde está partícula, não podemos saber

para onde ela vai.”

O princípio da incerteza de Heisenberg:

"Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição

simultaneamente.”

• Átomo pela Mecânica Quântica:

Erwin Schrödinger

Se a matéria tem um comportamento de onda é necessário determinar uma função

de onda que descreva este comportamento.

- Substitui a trajetória precisa da partícula por uma função de onda ().

2 = probabilidade de encontrar o elétron numa dada região do espaço; -

- Função radial = Descreve a variação orbital a diferentes distâncias do núcleo.

- Função angular = Dá a forma do orbital e sua orientação.

• Visão do Átomo: Mecânica Clássica X Mecânica Quântica

Órbita x Orbital

– Órbita: Região onde o elétron está localizado e se desloca em volta do núcleo.

Localização precisa.

– Orbital: Probabilidade de encontrar o elétron numa dada região do espaço.

• Átomo pela Mecânica Quântica:

Max Born

Sugeriu que a probabilidade de encontrar a partícula numa pequena região do

espaço poderia ser dada pela função de onda ao quadrado (2).

No nó não há probabilidade de

encontrar o elétron.

No nó, =2=0

Probabilidade de encontrar o elétron numa dada região do espaço.

• Números Quânticos (Mecânica Quântica):

= n, l, ml

n = número quântico principal

Número inteiro que especifica os níveis de energia.

n=1 para o primeiro nível

n=2 para o segundo nível

n=7 para o sétimo nível

A energia do elétron ligado ao átomo aumenta à medida que n aumenta.


= n, l, ml

l = número quântico momento angular orbital

Indica a forma angular do orbital

l Nome do orbital Forma Nó angular

0 s esférico 0

1 p hálter 1

2 d hálter 2

3 f hálter 3


= n, l, ml


Orbitais s: O orbital s não tem nó angular, somente nó radial (pela passagem do

nível energético).


= n, l, ml


Orbitais p: O orbital p tem nó angular.


= n, l, ml


Orbitais d: O orbital d tem nó angular


= n, l, ml


Orbitais f: O orbital f tem nó angular

Orbitais G


= n, l, ml

ml = número quântico magnético

Determina a orientação da órbita ocupada pelo elétron:

– Vai de –l a +l.

Subnível l Nº orbitais ml possíveis

s 0 1

p 1 3

d 2 5

f 3 7


= n, l, ml

s = número spin magnético

Spin: é o momento angular intrínseco do elétron. Um elétron pode ser

considerado como tendo um momento angular que surge do movimento de

rotação.

É o movimento que o elétron faz para se

acoplar com o núcleo.

Pode assumir dois valores: + ou - ½

ms = + ½ ms = - ½

Diamagnetico Paramagnetico

Todos os elétrons emparelhados Elétrons desemparelhados

• Diagrama de Aufbau

Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um

diagrama.

À medida que n aumenta, o espalhamento entre os níveis de energia torna-se

menor.

Há problemas de penetração e blindagem.

Diagrama de Linus Pauling

Exercícios

Propriedades Atômicas

Algumas propriedades características dos átomos como tamanho,

energia associada à remoção e adição de elétrons mostram variações

periódicas com o número atômico.

O conhecimento destas variações permite organizar as

observações e predizer o comportamento químico e

estrutural.

Propriedades Periódicas

P

E

R

Í

O

D

O

S

G R U P O S OU F A M Í L I A S

IA

IIA II

IB

IVB

VB

VIB

VII

B

VII

IB

IB

IIB

IIIA IVA VA VIA VIIA

VIIIA

ou 0

Carga Nuclear Efetiva (Zef ou Z*) no Período

O número de prótons cresce com o número de elétrons, assim tem-se

um aumento da carga nuclear efetiva.

Ex:

1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 3Li 4Be 5B

Aumento da Zef

Carga nuclear efetiva é a carga nuclear que efetivamente um elétron

percebe.

Blindagem é o efeito causado pelos elétrons mais internos e os elétrons

mais próximos ao elétron considerado.

Carga Nuclear Efetiva (Zef ou Z*) no Período

Zef = Z - S

Cálculo do fator de blindagem (Slater):

* Quando a blindagem é sobre elétron s ou p

Onde Z é o número atômico e S é o fator de blindagem.

-Elétrons à direita não são contabilizados;

-Cada elétron no mesmo n conta 0,35;

-Cada elétron em n-1 conta 0,85;

-Cada elétron em n-2 e anteriores conta 1.

* Quando a blindagem é sobre elétron d ou f

-Elétrons à direita não são contabilizados; -Cada elétron com mesmo n e l conta 0,35;

-Cada um dos demais elétrons conta 1.

Carga Nuclear Efetiva no Período

Ex: 1) Qual elemento possui o maior Z*, Li ou Be?

3Li Be, pois possui maior Zef.

4Be 2) Qual elemento tem maior Z*, Be ou B? Pq?

5B R: B

6C

7N

8O

9F

1s2 2s2 2p6 10Ne

1s2 2s2 2p5

1s2 2s2 2p4

1s2 2s2 2p3

1s2 2s2 2p2

1s2 2s2 2p1

1s2 2s2

1s2 2s1

3Li S = 2 x 0,85 = 1,70 Zef = 3 – 1,70 = 1,3

4Be S = 1 x 0,35 + 2 x 0,85 = 2,05 Zef = 1,95

5B S = 2 x 0,35 + 2 x 0,85 = 2,40 Zef = 2,6

6C S = 3 x 0,35 + 2 x 0,85 = 2,75 Zef = 3,25

7N S = 4 x 0,35 + 2 x 0,85 = 3,10 Zef = 3,90

8O S = 5 x 0,35 + 2 x 0,85 = 3,45 Zef = 4,55

9F S = 6 x 0,35 + 2 x 0,85 = 3,80 Zef = 5,20

10Ne S = 7 x 0,35 + 2 x 0,85 = 4,15 Zef = 5,85

Carga Nuclear Efetiva no Período

Li Be B C N O F Ne

Z 3 4 5 6 7 8 9 10

Z*(2s) 1,95 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,75

Z*(2p) - 2,60 3,25 3,90 4,55 5,20 5,85

1,30

-

Carga Nuclear Efetiva no Grupo

O valor de Z* no grupo é obtido experimentalmente, não segue uma

tendência. Assim, para determinar se a Z* será maior ou menor no grupo

é melhor entender o raio atômico.

Raio Atômico

Descreve o tamanho dos átomos, está relacionado com a posição do

elétron em relação ao núcleo.

Raio atômico dos metais: metade da

distância, experimental, determinada entre

os núcleos dos átomos vizinhos mais

próximos em um sólido.

Ex: A distância entre átomos vizinhos no

Cobre é de 256 pm. Qual o raio do Cobre?

R: 256/2=128 pm

Raio Atômico no Grupo

A medida que aumenta o nível energético de um elemento para o outro

aumenta o raio atômico no grupo.

Ex: Aumento do raio

1s2 2s2 2p5 9F

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17Cl

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 3Br

Raio Atômico no Período

O número de elétrons cresce com o número de prótons mas os elétrons

se encontram no mesmo nível energético.

Ex:

1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 3Li 4Be 5B

Aumento do raio

À medida que aumenta o número de elétrons aumenta o número de

prótons, assim a carga nuclear vai aumentando.

À medida que aumenta o número de elétrons, eles vão ficando menos

blindados, aumentando, como consequência, a força de atração entre os

elétrons e o núcleo. Assim, os átomos vão ficando mais compactos.

Raio Iônico

É a distância entre os núcleos de cátions e ânions que estão vizinhos.

Raio Iônico (Cátion)

Todos os cátions são menores que seus átomos geradores.

Ex:

1s2 2s1 (157 pm) 3Li

1s2 (58 pm) 3Li+

Raio Iônico (Ânion)

Todos os ânions são maiores que seus átomos geradores.

Ex:

1s2 2s2 2p5 9F

- 1s2 2s2 2p6 9F

Átomos Isoeletrônicos

Átomos e íons com o mesmo número de elétrons.

Ex:

+ 1s2 2s2 2p6 11Na

1s2 2s2 2p6 9F-

1s2 2s2 2p6 12Mg2+

Para saber qual o íon de menor raio? É só observar a sua carga nuclear.

"Quanto maior a carga nuclear, maior a atração entre os prótons e os

elétrons e maior será a atração".

O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

Raio atômico para não metais: Raio Covalente

Se um elemento é um não-metal usa-se a distância entre os núcleos

dos átomos unidos por uma ligação química. Este raio é chamado de

raio covalente.

Ex: Distância entre os núcleos de uma molécula de cloro 198 pm. Qual

o raio covalente do cloro? 99 pm

Raio atômico para gases nobres: Raio de Van der Waals 266 pm

430 pm

Ex: Molécula de I2

Energia de Ionização (EI)

Definição: Energia necessária para remover um elétron de um

átomo neutro, isolado e em fase gasosa.

A(g) A+(g) + e-

É expressa em elétron-volts (eV), onde 1eV = 96,485 kJ/mol e

é sempre positiva (endotérmica).

É possível remover mais que um elétron, tendo assim a 1ª, 2ª, 3ª

e 4ª energia de ionização (potencial de ionização).

Energia de Ionização (EI)

Para a primeira energia de ionização, EI1, partimos do átomo neutro.

Por exemplo, para o cobre:

Cu(g) Cu+(g) + e-

energia requerida = EI1 (785 kJ mol-1 )

A segunda energia de ionização, EI2, é a energia necessária para

remover um elétron de um cátion gasoso com carga unitária. Para o

cobre:

Cu+(g) Cu2+(g) + e-

energia requerida = EI2 (1.955 kJ mol-1 )

A segunda EI será sempre maior que a primeira, pois haverá uma maior

Zef que a do átomo neutro, uma vez que terá menos elétrons para serem

atraídos pelo núcleo.

Energia de Ionização (EI) no Grupo

Tendências:

Quanto maior n, menor a EI (efeitos de tamanho e blindagem).

Energia de Ionização (EI) no Período

Quanto mais os elétrons sentem a carga do núcleo mais atraídos pelo

núcleo, portanto maior será a EI.

No período a EI não é uniforme.

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

Energia de Ionização (EI) no Período

Avaliemos dois casos:

Li Be B C N O F Ne

EI 519 900 799 1090 1400 2080 (KJ/mol)

Aumento do raio

2) N (7e) e O (8e) 1) Be (4e) e B (5e)

1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 7N 4Be

1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p1 8O 5B

2s2 2p1 2s2 2p4

1310 1680

Afinidade Eletrônica (AE)

Definição: É a energia liberada quando um elétron é

adicionado a um átomo neutro, isolado e no estado gasoso

para formar um ânion.

A(g) + e- A-(g)

Pode ser exotérmica (libera energia) ou endotérmica (absorve energia).

Segue a tendência da energia de ionização.

Afinidade Eletrônica (AE)

Raio atômico

Z*

AE

AE = -DHGE onde DHGE é a entalpia de ganho de elétron.

Eletronegatividade

É definida como a força de atração de um átomo em atrair elétrons de

uma ligação para si próprio.

é aquele que:

a) Não perde elétron com facilidade, alto valor de EI.

b) Aceita elétrons com facilidade, altos valore de AE.

1 - Estrutura Atomica e Tabela Periodica_GAM 312_Parte1_reformulada_final

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