Energia de ionização

• Configuração electrónica (prop microscópica) e
propriedades químicas (prop macroscópica)
relacionam-se.
• Propriedades químicas são determinadas pela
configuração dos electrões de valência desses
átomos.
• Energia de ionização: é a energia mínima necessária
para remover um electrão de um átomo no seu
estado fundamental. Expressa-se em KJ/mol.
– energia + X(g)  X+(g) + e– energia + X+(g)  X2+(g) + e– energia + X2+(g)  X3+(g) + e-
•
• I1  I2 < I3
I1
I2
I3
• Afinidade electrónica: é a variação de energia que
ocorre quando um electrão é captado por um átomo
no estado gasoso.
X(g) + e-  X-(g)
Propriedades Químicas no Seio de Cada
Grupo
H (1s1) -Tem um electrão na camada;
-H + : está hidratado em solução;
-H- : é demasiado reactivo para
existir em água mas que existe nalgum composto
iónico.
Elementos do Grupo 1A (ns1, n  2) :
-baixas energias de ionização
-encontram-se sob a forma de iões
monopositivos nos seus compostos
-não se encontram na natureza na forma livre,
pois são muito reactivos
-reage com a água para produzir hidrogénio
gasoso e o correspondente hidróxido metálico
-formam com o oxigénio óxidos
4Li(s) + O2(g)  2Li2O(s)
2Na(s) + O2(g)  Na2O2(s) (),
potássio, rubídio, césio
-óxidos são compostos iónicos, e a
estabilidade depende da força com que aniões e catiões
se atraem mutuamente.
• Elementos do Grupo 2A (ns2, n  2) :
-tendência para formar iões M2+, carácter
metálico aumenta quando se desce no grupo
-compostos de Be encontram-se sob a forma
molecular e não iónica.
-só Ca, Sr e o Ba reagem com a água fria
-reactividade com o oxigénio aumentam
também do Be para o Ba; Be e Mg só formam
óxidos a elevadas temperaturas
-Ca, Sr, Ba reage com ácidos para produzir
hidrogénio gasoso:
Mg(s) + 2H+(aq)  Mg2+(aq) + H2(g)
• Elementos do Grupo 3A (ns2np1, n  2) :
-boro é um metalóide, os restantes são metais
-boro não forma compostos iónicos binários e
não reage com O2 e com a H2O
-Al forma óxido de Al; forma iões tripositivos,
reage com o H+
-formam iões monopositivos e tripositivos,
embora os primeiros sejam mais estáveis
-elementos formam compostos moleculares.
Elementos do Grupo 4A (ns2np2, n  2) :
-carbono é não-metal, Si e Ge são metalóides. Não
formam compostos iónicos
-estanho e chumbo são metais, reagem com a água,
ácido libertando hidrogénio gasoso.
-C4+, Si4+ mais estável
-Pb2+ é mais estável que a forma 4+; o Sn é o
intermédio entre estes estados de oxidação.
Elementos do Grupo 5A (ns2np3, n  2) :
-N, P são não metais; As e o Sb são metalóides e o
Bi é um metal
-existe na forma N2 forma os óxidos NO, N2O,
NO2, N2O4, N2O5(s). Têm tendencia a formaro ião
nitrilo N3-. Li3N e Mg3N2 são compostos iónicos.
-P forma moléculas P4 e forma dois óxidos sólidos
o P4O6 e P4O10.
-As, Sb, Bi têm estruturas tridimensionais extensas.
Elementos do Grupo 6A (ns2np4, n  2) :
-O, S, Se, são não metais, Te e Po são metalóides.
- existem nas formas, O2, S8, Se8; Te e o Po têm
estruturas tridimensionais mais extensas
-O2-, S2-,Se2-, Te2-; formam um grande nº de
compostos moleculares com não-metais.
Elementos do Grupo 7A (ns2np5, n  2) :
-Todos os elementos são não-metais; fórmula geral
X2
-formam aniões do tipo X-formam compostos moleculares entre eles ex: ICl e
BrF3 e com elementos não-metálicos de outros
grupos PCl5 e NF3.
- H2(g) + X2(g)  2HX(g)
X=F (reacção violenta), Cl e I (reacção menos
violenta)
Elementos do Grupo 8A (ns2np6, n  2) :
-Existem na forma monoatómica, pouco reactivos
-Energias de ionização muito elevada
Grupo 1B
-Cu, Ag, Au: são pouco reactivos; têm energias de
ionização elevadas. Os electrões d não são
eficientes na blindagem.
Ligação Química
Lewis: os átoms reagem de forma a alcançar uma
configuração electrónica mais estável. A estabilidade
máxima é conseguida quando um átomo consegue
tornar-se isoelectrónico com um gás nobre.
Quando os átomos interactuam de modo a
formar uma ligação química são os electrões de
valência das camadas exteriores que reagem.
Notação de Lewis
Ligação iónica: faz com que os iões permaneçam
ligados no composto iónico
Energia reticular de um sólido iónico: é a energia
necessária para dissociar completamente uma mole de
composto iónico sólido nos seus iões constituintes no
estado gasoso, constitui uma medida quantitativa da
sua estabilidade. Determina-se através do ciclo de
Born-Haber.
Ciclo de Born-Haber: relaciona energias reticulares de
compostos iónicos com energias de ionização,
afinidades electrónicas e outras propriedades atómicas
e moleculares.
Ligação Covalente: é uma ligação na qual dois
electrões são partilhados por dois átomos.
Ex: F + F  F-F
• Regra do octeto: é a tendência para formar ligações
de forma a ficar rodeado por oito electrões de
valência. É válida para elementos do segundo
período da TP.
• Ligações múltiplas: ligações formadas quando dois
átomos partilham dois pares de electrões.
• Comprimento de ligação: distância entre os núcleos
de dois átomos ligados numa molécula.
• Electronegatividade: é a tendência de um átomo
numa ligação para atrair para si os electrões que
formam essa ligação química. Está relacionada
com a sua afinidade electrónica e com a energia de
ionização
• Ligação iónica: é quando a diferença de
electronegatividade entre os dois átomos envolvidos
na ligação é igual ou superior a 2,0.
• Número de oxidação de um elemento: corresponde
ao número de cargas que um átomo numa molécula
teria caso os electrões fossem transferidos
completamente para o átomo mais electronegativo
• Carga formal: de um átomo é a diferença entre o
número de electrões de valência num átomo isolado
e o número de electrões atribuídos a esse átomo
numa estrutura de Lewis
Excepções à regra do octeto:
-O Octeto Incompleto
• Be (grupo 2A), forma compostos covalentes; H-Be-H
(hidreto de Berilio)
• Boro, Alumínio (Grupo 3A); Ex: BX3
(X=halogéneo); trifluoreto de boro tem
tendência a captar um par de electrões não
partilhado por exemplo da amónia,
formando uma ligação covalente
coordenada
-Moléculas com um Número Ímpar de Electrões
Ex: NO e o NO2
-O Octeto Expandido
• existem compostos com mais de oito electrões em
torno de um átomo. Estes átomos são de elementos de
terceiro período da tabela periódica, em que as orbitais
d estão em preenchimento.
• Ex: SF6
Força da ligação covalente
é nos dada pela quantidade de energia que é necessário
dispender para a quebrar.
Energia de dissociação de uma ligação (ou energia de
ligação): é a variação de entalpia associada à quebra
de uma ligação particular numa mole de moléculas
no estado gasoso.
Utilização de Energias de Ligação em
Termoquímica
Entalpia: Grandeza termodinâmica usada para
descrever as trocas de calor que ocorrem em
transformações a pressão constante.
Entalpia de uma reacção química: é a diferença entre a
entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes.
Para determinar o seu valor temos que contar o
número total de ligações quebradas e formadas na
reacção e registar todas as alterações energéticas
correspondentes.
Hº=EL(reagentes)- EL(produtos)
=Energia total fornecida-Energia total libertada
EL  Energia de Ligação Média
Hº  0  Reacção Endotérmica
Hº  0  Reacção Exotérmica