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PROPRIEDADES PERIÓDICAS
- TABELA PERIÓDICATABELA PERIÓDICA- RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO - PARTÍCULAS ISOELECTRÓNICAS PARTÍCULAS ISOELECTRÓNICAS - ENERGIA DE IONIZAÇÃOENERGIA DE IONIZAÇÃO- AFINIDADE ELECTRÓNICAAFINIDADE ELECTRÓNICA- OS ELEMENTOS SEMIMETÁLICOSOS ELEMENTOS SEMIMETÁLICOS- OS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO OS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO
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TABELA PERIÓDICA sair
TABELA PERIÓDICA sair
TABELA PERIÓDICA sair
ELEMENTOS REPRESENTATIVOSELEMENTOS REPRESENTATIVOS
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃOELEMENTOS DE TRANSIÇÃO
TABELA PERIÓDICA sair
RAIO ATÓMICO
Raios atómicos para moléculas diatómicas (raios covalentes) e para metais (raios metálicos).
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RAIO ATÓMICO sair
Ao longo de um grupo, o raio atómico aumenta com o aumenta com o número atómiconúmero atómico, porque vai vai aumentando o número de aumentando o número de camadascamadas (níveis) electrónicas ocupadas e a carga dos electrões das camadas interiores repelem os electrões mais exteriores.
RAIO ATÓMICO sair
Ao longo de um período, o raio atómico diminui com o número atómico, porque vai aumentando a força atractiva núcleo-electrões, o que provoca a contracção da nuvem electrónica.
RAIO ATÓMICO sair
VARIAÇÃO PERIÓDICA RAIO ATÓMICO
Variação do raio atómico (covalente), ao longo da Tabela Periódica.
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RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO
Para partículas com a mesma carga nuclear a que tiver mais electrões, apresenta maior raio, pois as repulsões inter-electrónicas são mais fortes.
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Para partículas com a mesma carga nuclear a que tiver mais electrões, apresenta maior raio, pois as repulsões inter-electrónicas são mais fortes.
RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO sair
RAIO ATÓMICO / RAIO IÓNICO sair
PARTÍCULAS ISOELECTRÓNICAS
Partículas que apresentam o mesmo número de electrões.
Exemplo:
9 9 F F - - 10 10 Ne Ne 11 11 Na Na + + 12 12 Mg Mg 2+ 2+
Para partículas isoelectrónicas a que tiver maior carga nuclear (Z) apresenta menor raio, pois, as atracções núcleo-nuvem electrónicas são mais fortes o que origina a contracção da nuvem electrónica.
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ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Ei + X ( g ) X + ( g ) + e-
ENERGIA DE IONIZAÇÃO - energia mínima que é necessária para remover um electrão do átomo, transformando-o num ião monopositivo.
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Ei + X (g) X + (g) + e-
Ou
X (g) X + (g) + e- H > 0
ENERGIA DE IONIZAÇÃO sair
Ei + X (g) X + (g) + e-
em que:
Ei = H
ENERGIA DE IONIZAÇÃO sair
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO sair
Ao longo do grupo a energia de ionização diminui, por existir maior número de electrões internos, o que faz com que a atracção efectiva entre o núcleo (que se diz blindado ou protegido) e um dos electrões mais externos seja menor.
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO sair
Ao longo do período o aumento da carga nuclear experimentada pelos electrões de valência produz uma diminuição do átomo tornando mais difícil a remoção do electrão.
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO sair
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADESIRREGULARIDADES
- a E1 do boro (Z = 5) é menor que a E1 do berílio (Z = 4);
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No BB o electrão a ser removido encontra-se numa orbital 2p; enquanto no BeBe encontra-se na orbital 2 s, mais próxima do núcleo, ou seja, o núcleo do BB está mais blindado por electrões. É mais fácil remover o electrão 2p do BB do que o electrão 2s do BeBe.
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADESIRREGULARIDADES
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- a E1 do oxigénio (Z = 8) é menor que a E1 do azoto (Z = 7);
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADESIRREGULARIDADES
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No NN , a orbital 2p está semipreenchida enquanto que no OO a orbital 2p está ocupada por quatro electrões . O quarto electrão deste subnível ( p ) está numa orbital já ocupada por um electrão experimentando maior repulsão , logo , este electrão é mais facilmente removido que qualquer dos electrões p das orbitais semipreenchidas do átomo de NN .
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADESIRREGULARIDADES
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ENERGIAS DE IONIZAÇÃO ENERGIAS DE IONIZAÇÃO IRREGULARIDADESIRREGULARIDADES
Irregularidades semelhantes (que podem ser explicadas da mesma maneira) podem ser encontradas nos períodos 3, 4, 5 e 6.
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AFINIDADE ELECTRÓNICA
X (g) + e- X - (g) + A
Afinidade electrónica ( A ) – é a energia libertada quando se adiciona uma mole de electrões a uma mole de átomos neutros no estado gasoso ( T = 0 K ) e fundamental.
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X (g) + e- X - (g) + A
Ou
X (g) + e- X - (g) H < 0
AFINIDADE ELECTRÓNICA sair
X ( g ) + e- X - ( g ) + A
em que:
A = - H
AFINIDADE ELECTRÓNICA sair
AFINIDADE ELECTRÓNICAAFINIDADE ELECTRÓNICA
Afinidade electrónica ( Eea ) – é a energia libertada quando se adiciona uma mole de electrões a uma mole de átomos neutros no estado gasoso ( T = 0 K ) e fundamental.
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AFINIDADE ELECTRÓNICAAFINIDADE ELECTRÓNICA
Algumas afinidades electrónicas são negativas; isto significa que a energia é absorvida quando se adiciona a mole de electrões.
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Ex :
Be ( g ) + e- + 100 kJ → Be – ( g ) Endotérmico
Valor negativo
AFINIDADE ELECTRÓNICAAFINIDADE ELECTRÓNICA sair
Ex : F ( g ) + e- → F – ( g ) + 328 kJ Exotérmico
Valor positivo
AFINIDADE ELECTRÓNICAAFINIDADE ELECTRÓNICA sair
RESUMINDORESUMINDO sair
SEMIMETÁLICOSSEMIMETÁLICOS
Apresentam, simultaneamente, propriedades características dos elementos metálicos e não metálicos.
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OS METAIS DE TRANSIÇÃOOS METAIS DE TRANSIÇÃO
Os 38 elementos nos grupos 3 a 12 da T.P. são chamados “metais de transição” ou melhor, elementos de transição.
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OS METAIS DE TRANSIÇÃOOS METAIS DE TRANSIÇÃO
Os seus electrões de valência, ou os electrões que eles utilizam para se combinarem encontram-se em mais do que um nível de energia.
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OS METAIS DE TRANSIÇÃOOS METAIS DE TRANSIÇÃO
Regra geral, a ocorrência de uma sub-camada 3d incompleta , dos átomos ou dos seus iões, determina propriedades especiais dos metais de transição, entre elas:
- vários estados de oxidação;- formação de complexos;- formação de compostos corados;- actividade catalítica.
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Soluções coradas de compostos de vanádio nos estados de oxidação II, III, IV e V.
OS METAIS DE TRANSIÇÃOOS METAIS DE TRANSIÇÃO sair
ALEXANDRE CARVALHO 39
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