expectativa resposta aula 07

expectativa resposta aula 07

Universidade Federal do Rio Grande do Norte - SECRETARIA DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA – SEDIS

Profa. Ana Cristina

Monitora: Eliane ARQUITETURA ATÔMICA E MOLECULAR 2010.1

EXPECTATIVAS DE RESPOSTAS DA ATIVIDADE E AUTO‐AVALIAÇÃO DA AULA 07

Propriedades periódicas dos elementos

Atividade 01: 1) Apresente argumentos que nos possibilite afirmar que rigorosamente não existe um raio atômico. Resposta:

Um dos argumentos que nos possibilita afirmar que não existe rigorosamente um raio atômico com um valor único e preciso, é o fato dos elétrons ocuparem orbitais atômicos que não apresentem limites (tamanhos) bem estabelecido. 2) Usando dados da tabela periódica, construa um gráfico da variação dos raios atômicos com o número atômico e compare‐o com o da carga nuclear efetiva. A que conclusões você chegou com essa comparação? Resposta: O raio atômico varia em função do número atômico. Geralmente cresce de cima para baixo em um grupo e decresce através do período da esquerda para direita.

Comparando os gráficos em questão observamos que quanto maior o número atômico (Z) maior a carga nuclear efetiva, ou seja, quanto maior a carga nuclear, maior a força de atração que o núcleo exercerá sobre os elétrons. Essa força fará os elétrons fiquem mais próximos do núcleo, diminuindo, assim, o tamanho do átomo. Veja que, a carga nuclera efetiva e o raio atômico variam em sentidos opostos: quanto maior a carga nuclear, menor volune terá o átomo.

Variação dos raios atômicos

R a io s at ô micos e

Variação da carga nuclear efetiva

C a r g as n u c le ar es ef et i vas

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3) Dizer que, na tabela periódica, o raio atômico diminui da esquerda para direita e aumenta de cima para baixo é expressar uma verdade genérica. Mas, os profissionais da química devem entender as razões para isso. Então, descreva algumas dessas razões. Resposta: A primeira dessas razões é a seguinte: se percorrermos os períodos da esquerda para a direita, observaremos de maneira geral um aumento nas cargas nucleares efetivas. Quanto maior a carga nuclear efetiva, maior a força de atração que o núcleo exercerá sobre os elétrons no orbital mais externo, isto provoca uma redução do raio, diminuindo, assim, o tamanho do átomo.

A segunda razão é: que ao percorrermos um grupo de cima para baixo, o número atômico e a carga nuclear aumentarão. No entanto, esses dois fatores agem em sentidos opostos: quanto maior o número de orbitais, maior o tamanho do átomo, e quanto maior a carga nuclear, menor o átomo será.

Nesse caso, a força de atração entre a carga do núcleo a os elétrons dos orbitais mais externas sofre um enfraquecimento devido à presença dos elétrons nos orbitais mais internas. Em outras palavras, os elétrons que estão entre o núcleo e o orbital mais externos neutralizam em parte a carga positiva do núcleo, o que diminui a força de atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Esses últimos elétrons, por essa razão, ficarão mais distantes do núcleo, o que resultará num maior tamanho do átomo. Podemos, então, dizer que: Ao longo de um mesmo grupo, o tamanho dos átomos aumenta de cima para baixo. 4) Descreva, também, alguma anomalia e as razões para que ela seja observada nos raios atômicos de alguns elementos. Resposta:

A tendência periódica dos raios atômicos dos metais de transição é um pouco diferente dos elementos representativos. Caminhando‐se da esquerda para a direita num determinado período, o raio diminui inicialmente para os primeiros elementos, varia muito pouco no meio de um período (elementos de transição) e aumento no final do período. O efeito da pequena variação ao longo das séries de transição pode ser explicado compreendendo‐se a variação da carga núcleo efetiva. Como os elétrons ao longo dessas séries são adicionados em orbitais (n ‐1)d, orbitais mais internos do que os ns, a atração núcleo‐elétrons é mais efetiva e a observa‐se uma pequena variação de tamanho entre esses elementos.

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5) Explique por que alguns dos elementos mais densos estão no sexto período da tabela periódica. Resposta:

Os elementos do sexto período são elementos que vem após os lantanídeos por isto, são chamados de pós‐lantanídeos. Os lantanídeos apresentam uma acentuada redução de tamanho devido, ao aumento de forma mais intensa, maior do que o esperado, da carga nuclear efetiva ao longo da série. Este fenômeno é conhecido como contração dos lantanídeos. Como conseqüência os raios dos elementos do sexto período (que vem após os lantanídeos) são menores do que os projetados para os mesmos. O aumento das massas atômicas desses elementos e o tamanho reduzido favorecem a empacotamentos mais densos. Por conseguinte, elementos mais densos.

Atividade 02: 1) Compare os raios atômicos dos metais alcalinos com os raios dos seus cátions; e dos halogênios com os dos seus anions. Quais as diferenças observadas? Explique‐as. Resposta: Todos os cátions são menores que seus átomos geradores, porque os metais alcalinos perdem um elétron para formar o cátion, M+. Já os ânions são maiores que seus átomos geradores. A razão pode ser obtida pelo crescimento do número de elétrons na camada de valência do ânion e pelos efeitos repulsivos que os elétrons exercem entre si. No caso dos halogênios elas recebem um elétron formando ânions X‐ . 2) Calcule a carga nuclear efetiva sobre o elétron mais energético dos elementos: Na, Mg, P e Cl. Em seguida, correlacione os valores encontrados com as energias de ionização, com a afinidade eletrônica e com os raios atômicos de cada elemento. Que conclusão você tira dessa comparação?

Resposta:

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ef ef

4,8 10,2 - 15 Z S - Z Z 10,2 2 6,8 1,4 S 1,0) x (2 0,85) x (8 0,35) x (4 S 3p3s2p2s1s - 15) (Z P

ef ef ef ef ef ef pspss spss

Calculada a carga nuclear efetiva para os Na, Mg , P e Cl, vimos que a mesma aumenta na seqüência: Na < Mg < P < Cl. Consultando as tabelas 2 da aula 07 observamos uma relação direta entre o aumento da carga nuclear efetiva e o crescimento da energia de ionização e da afinidade eletrônica para estes elementos.

Como a carga nuclear efetiva aumenta na seqüência: Na < Mg < P < Cl e o na seqüência inversa o raio Na > Mg > P >Cl logo, a o aumento da Z* leva a uma diminuição do raio atômico.

Auto – avaliação 1) Compare os elementos Si, S e Cl, e explique as razões na ordem crescente de: a) Raios atômicos; Resposta: Os raios atômicos diminuem quando se percorre um período da esquerda para a direita, então o Si tem raio maior que o S e o Cl. Logo, a ordem de tamanho crescente deve ser Si > S > Cl.

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Monitora: Eliane ARQUITETURA ATÔMICA E MOLECULAR 2010.1 b) Energia de ionização; Resposta: A energia de ionização cresce, em geral, ao longo de um período da esquerda para a direita. Então, o Cl tem uma energia de ionização maior do que a do S e do Si. Assim, as tendências das energias de ionização devem ser Si < S < Cl. c) Afinidades eletrônicas; Resposta: As afinidades eletrônicas aumentam ao longo de um período da esquerda para direita. Logo, a ordem crescente de afinidade ao elétron deve ser Si < S < Cl. 2) Coloque os íons N3‐, O2‐ e F‐ em ordem crescente de tamanho. Explique resumidamente a razão da ordem dada. Resposta: Os raios iônicos estão na ordem F‐< O2‐ < N3‐ . Ao se adicionar um elétron a um átomo para formar um ânion há sempre um aumento do tamanho devido à repulsão elétron‐elétron. O N3‐ tem o maior raio, pois, são adicionados 3 elétrons ao átomo de N aumentando a repulsão entre eles. 3) Explique a razão da variação do tamanho dos átomos quando aumenta o número atômico ao longo de um período. Resposta: Na tabela periodica, se percorrermos os períodos da esquerda para a direita, encontraremos cargas nucleares e cargas nucleares efetivas progressivamente maiores . Isto leva a um aumento da força de atração que o núcleo exercerá sobre os elétrons. Essa força fará os elétrons ficarem mais próximos do núcleo, diminuindo, assim, o tamanho do átomo. 4) Defina energia de ionização e afinidade eletrônica. Resposta:

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Energia de ionização – é a energia mínima requerida para arrancar um elétron de um átomo gasoso. Afinidade eletrônica – é a energia liberada ou absorvida quando um eletron é adicionado a um átomo gasoso 5) Qual a tendência de crescimento da energia de ionização em um período? Explique resumidamente por que a energia de ionização do oxigênio é menor do que a do nitrogênio. Resposta: Nos periodos a energia de ionização cresce da esquerda para a direita. Mas esta tendência de crescimento apresenta exceções, um dos casos é a do oxigênio em relação ao nitrogênio.

No caso do oxigênio, os três orbitais 2p estão preechidos da seguinte maneira: 2px2, 2pz1 e 2py1, o elétron removido será de um orbital 2px2 com dois. Como dois elétrons num mesmo orbital se repelem com maior intensidade do que se estivessem em orbitais diferentes, um deles terá sua remoção facilitada.

No caso do N, os três orbitais 2p estão preechidos da segunte maneira: 2px1, 2pz1 e 2py1, um elétron em cada orbital, portanto, os orbitais p estão semi‐preenchido o que leva a uma diminuição da energia do átomo. Por isto, a energia de ionização do N é maior do que a do O.

6) A primeira energia de ionização do K(g) é 419 kJ mol‐1. A afinidade eletrônica do F(g) é ‐333 kJ mol‐1. Considere que um mol de átomos de K(g) reage com um mol de átomos de F(g) para formar um mol de K(g)+ e F(g)‐. Esse processo libera ou absorve energia? Em que quantidade?

Resposta:

K(g) → K+ + e‐ Ö 419 kJ mol‐1 F(g) + e‐ → F(g)‐ Ö ‐333 kJ mol‐1

Efinal = EION + EAE Efinal = 419 kJ mol‐1 + (‐ 333 kJ mol‐1 )

Efinal = + 86 kJ mol‐1 Este processo absorve energia numa quantidade de + 86 kJ mol‐1.

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7) Calcule a freqüência da radiação capaz de ionizar um átomo de lítio, sendo que a primeira energia de ionização do Li é 520 kJ mol‐1. Resposta:

Js10 x 6,63 J/átomo10 x 8,64

J/átomo10 x 8,64x
átomo 1-------- x

átomos10 x 6,02 temmol 1 h E hνE

8) Para cada um dos seguintes pares, indique qual tem maior tendência à oxidação (perder elétrons) e explique brevemente o por quê: Resposta: a) Na e Fe;

Fe (Z = 26) – 1s22s22p63s23p63d64s2 O Na tem uma maior tendência à oxidação do que o Fe, o Fe tem maior energia de ionização.

C e F;

F (Z = 9) – 1s22s22p5 O C tem uma maior tendência à oxidação do que o F, pois apresenta menor energia de ionização.

V e Cr

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Cr (Z = 24) – 1s22s22p63s23p63d54s1 O V tem uma maior tendência à oxidação do que o Cr, pois sua energia de ionização é menor em relação à do Cr.

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