Propriedades Periódicas dos Elementos com Exemplos
Propriedades Periódicas dos Elementos com Exemplos
1) Raio Atómico:
raio Atómico dos elementos diminui à medida que vá da esquerda para a direita na tabela periódica. A razão é que, o número atômico de elementos aumenta da esquerda para a direita no mesmo período, aumentando assim o número de prótons causa aumentos na atração de elétrons por prótons. Pelo contrário, no mesmo grupo, conforme vamos de cima para baixo, o raio atômico dos elementos aumenta. Como o número de conchas aumenta no mesmo grupo de cima para baixo, a atração de elétrons por prótons diminui e o raio atômico aumenta.
exemplo: encontrar a relação entre o raio Atómico dos elementos 3X, 11Y e 5Z.
primeiro encontramos a localização dos elementos na tabela periódica.
3X: 1s22s1 2. período I A Grupo
11Y: 1s22s22p63s1 3. período E I A Grupo
5Z: 1s22s22p1 2. período E III um grupo.2. período X Z
3. período Y
Desde que o raio atómico aumento da direita para a esquerda e de cima para baixo;
Y>X>Z
2) Energia de Ionização:
a Energia necessária para remover um elétron a partir de átomos ou íons é chamado de ionização de energia. A energia necessária para remover o primeiro elétron de Valência é chamada de primeira energia de ionização, a energia necessária para remover o segundo elétron de Valência é chamada de segunda energia de ionização, etc. As seguintes reacções mostram este processo;
X + IE1→X+ + e –
X+ + IE2→X+2 + e-
X+2 + IE3→X+3 + E-
aumentando a força de atração aplicada pelo Núcleo aos elétrons torna difícil a remoção de elétrons das camadas. A segunda energia de ionização é maior que a primeira energia de ionização, a segunda energia de ionização é maior que a terceira energia de ionização. Podemos dizer que;
IE1<IE2<IE3<….quando os elétrons são removidos do átomo, a força de atração por elétron aumenta, assim removendo elétrons do átomo torna-se mais difícil. Átomos com configuração eletrônica ns2np6 tem propriedades de simetria esférica e remover elétrons é difícil e a energia de ionização é alta. Além disso, átomos com ns2np6ns1 tem menor energia de ionização, porque remover um elétron desses átomos torna-os gases nobres e mais estáveis. Assim, é fácil remover elétron deles. Por exemplo;
10Ne: 1s22s22p6 e
11Na: 1s22s22p63s1
IENe>Iéna
o fato de Saber sequencial energias de ionização do átomo, ajuda-nos a encontrar o número de elétrons de valência dos átomos. Examine o seguinte exemplo;
IE1 IE2 IE3 IE4 IE5
176 347 1850 2520 3260
Exemplo:
Na(gás) + IE1→Na+ + e-
Na(gás) + IE2→Na+2 + 2e-
Na(sólido) + IE3→Na+ + e-
Na+(sólido) + IE4→Na+2 + e-
Qual das seguintes afirmações relativas à chemşcal equações dadas acima são falsas.
I. E1 é a primeira energia de ionização do Na
II. E3>E1
III. E2 é a segunda energia de ionização do Na
IV. E4>E1
V. E2=E1+E4
A primeira energia de ionização é a energia necessária para remover um electrão de um átomo neutro no estado gasoso. É verdade.
E3 é a soma das energias E1 e energia de sublimação. Thus, E3>E1 II is true
Second ionization energy is the energy required for removing one electron from +1 charged ion in gas state.Assim, III é falso.
E4 é a segunda energia de ionização e E1 é a primeira energia de ionização. Assim; E4>E1 IV is true
Na(gas) + IE1→Na+ + e-
Na+(solid) + IE4→Na+2 + e-
Na(gas) + (E1+E4)→Na+2(gas)+2e-
So; E2=E1+E4 V is true
Changes of Ionization Energy in Periodic Table;
I A<III A<II A<IV A<VI A<V A<VII A<VIII A
Since II A and V A has spherical symmetry property they have greater ionization energies then III A and VI A. O gráfico abaixo mostra a relação entre a energia de ionização e o número atômico.
3) afinidade Electrónica:
Se um electrão for adicionado a um átomo neutro no estado gasoso, a energia é libertada. Nós chamamos essa energia de “afinidade eletrônica”.A seguinte equação química mostra este processo.
X(gás) + e- → X-(gás) + E
Em geral, a afinidade eletrônica aumenta à medida que vamos da esquerda para a direita no período. Pelo contrário, a afinidade eletrônica diminui em um grupo de cima para baixo.
4) electronegatividade:
em uma ligação química, a capacidade de atração eletrônica dos átomos é chamada de eletronegatividade. Da esquerda para a direita no período a eletronegatividade aumenta e de cima para baixo em um grupo a eletronegatividade diminui. Uma vez que os gases nobres não formam ligações químicas, não podemos falar sobre sua eletronegatividade.
5) propriedade não metal:
capacidade de dar elétrons é chamada de propriedade metal e capacidade de obter elétrons é chamada propriedade não metal de elementos. Movendo-se no período da esquerda para a direita, a propriedade de metal aumenta e a propriedade não de metal diminui. Em um grupo de metais, de cima para baixo a propriedade de metal aumenta. Em um grupo de não-metais, de cima para baixo a propriedade não-metal dos átomos diminui.
exemplo: Qual das seguintes afirmações é verdadeira relacionada com os elementos indicados na tabela periódica abaixo.
I. Metal propriedade de X é maior que Y, Z e T.
II. Raio atómico de Z é maior do que X, Y e T.
III. Ionização energia de T é maior do que o IE de X.
IV. Mais eletronegativos elemento é Y.
a propriedade do Metal aumenta da direita para a esquerda e de cima para baixo. Assim Y é o elemento mais metálico. Eu sou falso.os raios atómicos aumentam da direita para a esquerda e de cima para baixo. Assim, Y tem maior raio Atómico. II é falso.a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita no mesmo período. Assim, IET >IEX. III é verdade.
a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima. Z é o elemento mais eletronegativo.
o resumo das propriedades periódicas é apresentado na figura abaixo.