Quimica

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Parâmetros atômicos: propriedades que mostram periodicidade com relação ao número atômico
Raio Atômico

De maneira geral raio atômico aumenta: - De cima para baixo nos grupos Quando descemos em um grupo, os elétrons de valência se encontram em orbitais “n” cada vez maior.

- Da esquerda para a direita nos períodos Ao longo do período, e- de valência entram em orbitais da mesma camada,aumentando a carga nuclear efetiva ao longo do período, resultando em átomos progressivamente mais compactos.

- Importantes modificações nessas tendências (exceções) 1 – Mo (Z = 42) r = 1,40 Å e W (Z = 74) r = 1,41 Å Raios atômicos muito próximos, mesmo o W tendo 32 e- a mais que o Mo

- Importantes modificações nessas tendências (exceções) 1 – Mo (Z = 42) r = 1,40 Å e W (Z = 74) r = 1,41 ÅRaios atômicos muito próximos, mesmo o W tendo 32 e- a mais que o Mo

Contração Lantanídica

- Importantes modificações nessas tendências (exceções) 1 – Mo (Z = 42) r = 1,40 Å e W (Z = 74) r = 1,41 Å Raios atômicos muito próximos, mesmo o W tendo 32 e- a mais que o Mo

Contração Lantanídica

Observa-se através da tabela, que o raio dos elementos do terceiro período do bloco d (período 6) sãomuito similares aqueles do segundo período, e não maiores, como seria de se esperar com base no fato do número de elétrons ser consideravelmente maior

Elementos do terceiro período do bloco d são precedidos por elementos do primeiro período do bloco f (lantanídeos) onde orbitais 4f estão sendo ocupados. Estes, possuem uma pequena capacidade de blindagem e os elétrons, adicionados ao longo doperíodo 4f, sentem uma carga nuclear efetiva maior.

Contração similar é encontrada nos elementos posteriores aos do bloco d. Ex.: Embora haja um substancial aumento no raio atômico do B (0,88 Ǻ ) para o Al ( 1,43 Ǻ) , o raio atômico do Ga (1,53 Ǻ) é pouco maior que o do Al. Este efeito pode ser entendido em termos da pobre capacidade de blindagem dos elementos que o antecede no período. Energia de Ionização: aumenta com o aumento da carga nuclear efetiva (Zef) e com a diminuição do raio atômico

- A facilidade com a qual um elétron pode ser retirado de um átomo é medida pela sua energia de ionização, I, a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado e na fase gasosa:

É também importante considerar as energias de ionização sucessivas de um mesmoátomo. Assim, I1 < I2 < I3 .....

Este aumento na energia deve-se a necessidade de se remover um elétron de um átomo positivamente carregado. O aumento na energia é maior quando o elétron a ser removido pertence à camada interna do átomo, porque o elétron está situado em um orbital mais compacto que interage de maneira muito mais intensa com o núcleo.

Alterações na tendência geral: originadaspelo efeito da repulsão elétronelétron dentro da mesma subcamada. Exemplos: A primeira energia de ionização do B é menor que a do Be, apesar da maior carga nuclear efetiva do B. Isto porque, no B o elétron de valência ocupa um orbital de valência 2p, estando assim mais fracamente ligado do que se ele tivesse entrado em um orbital 2s. Como resultado a primeira energia de ionização tem um valor menorque o esperado. A diminuição da primeira energia de ionização entre N e O é devida ao fato de que, no átomo de O (conf. [He] 2s2 2px2, 2py1, 2pz1) um dos orbitais 2p tem dois elétrons, esses elétrons estão muito próximos, repelindo-se mutuamente de maneira mais intensa, e esta repulsão extra compensa a maior carga nuclear.

Afinidade eletrônica

Energia liberada (eV) quando um elétron éadicionado a um átomo neutro gasoso em seu estado fundamental. A(g) + e-(g) → A-(g) A entrada de elétrons pode ser tanto endotérmica como exotérmica.

É determinada em grande parte pela energia do primeiro orbital vazio (ou parcialmente preenchido) do átomo no estado fundamental. Um elemento terá alta afinidade eletrônica se o elétron adicional entrar em uma camada onde ele experimente uma forte...
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