Resumo Primeiro Ano 3bim

Propriedades Periódicas: são propriedades dos elementos que ora aumentam e que ora diminuem com o aumento do
número atômico, dependendo da posição do elemento na tabela periódica.
Raio Atômico
O raio atômico de um elemento é definido como a meia distância entre dois
centros de átomos vizinhos. O raio atômico geralmente aumenta com o período e
decresce com o aumento do número do grupo. Quanto maior for o período do
elemento maior será à distância do último elétron até o núcleo. Desta forma este
elétron encontra-se mais "solto", aumentando o tamanho do raio. Apesar de
parecer estranho o tamanho do raio diminuir com o aumento do número atômico,
é isto o que realmente acontece. Os elétrons vão sendo alocados nos mesmos
subníveis em que já se encontram os elétrons presentes. Com o aumento da carga
do núcleo a atração sobre os elétrons tende a ser maior. O raio atômico cresce da direita para a esquerda nos períodos e de cima para
baixo nas famílias.
Eletropositividade
Eletropositividade é a tendência de perder elétrons, apresentada por um átomo.
Quanto maior for seu valor, maior será o caráter metálico. Os átomos com
menos de quatro elétrons de valência, metais em geral, possuem maior
tendência em perder elétrons logo, possuem eletropositividade elevada. Um
aumento no número de camadas diminui a força de atração do núcleo sobre os
elétrons periféricos, facilitando a perda de elétrons pelo átomo e,
consequentemente, aumentando a sua eletropositividade. Os gases nobres são
excluídos, pois não têm tendência em perder elétrons.
Desta forma nos períodos a eletropositividade cresce da direita para a esquerda e nas famílias de cima para baixo.
Eletronegatividade
A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que representa a força
do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do césio, com
eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0. A eletronegatividade não é um
valor absoluto, mas sim relativo. Assim, a eletronegatividade de um
elemento só é definida em termos de eletronegatividade de outros elementos.
Entre os aspectos úteis do conceito de eletronegatividade, está a
oportunidade que ela nos proporciona para predizer certas propriedades
químicas dos elementos. Podemos predizer o caráter de uma ligação química
observando a diferença dos valores de eletro negatividades dos elementos:
O valor da eletronegatividade cresce na tabela periódica de acordo com esquema:
Energia de Ionização
A energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de
um átomo na fase gasosa. Para a primeira energia, Ei1, começa-se pelo
átomo neutro. A segunda energia de ionização, Ei2 , de um elemento é a
energia requerida para remover um elétron de um cátion monovalente na
fase gasosa (segundo elétron do mesmo átomo). Os valores mais baixos
correm na parte inferior esquerda e os valores mais altos ocorrem na parte
superior direita da tabela, podemos citar como exemplo o flúor e o hélio. A
energia de ionização decresce com o aumento do grupo, pois o elétron mais
periférico ocupa um orbital que é mais longe do núcleo e, consequentemente, é menos "preso". A carga nuclear efetiva aumenta
conforme vamos da direita para a esquerda em um dado período. Como resultado, o elétron mais afastado do núcleo é puxado com
mais força e a energia de ionização geralmente aumenta. Os valores das energias de ionização tem sempre a seguinte ordem:
Ei1 < Ei2 < Ei3 <. ..
Eletroafinidade
Eletroafinidade é a quantidade de energia liberada por um átomo no estado
gasoso, ao ganhar elétron. Os átomos com afinidade eletrônica elevada têm
a tendência de ganhar um ou mais elétrons, adquirindo estabilidade, ou seja,
a configuração eletrônica dos gases nobres. Quando um átomo neutro ganha
um elétron, ele se transforma num ânion monovalente. Nos períodos, a
eletronegatividade aumenta à medida que o número atômico cresce,
enquanto que, nas famílias, a eletroafinidade aumenta à medida que o
número atômico diminui. Portando, quanto menor for o tamanho do átomo (Raio Atômico), maior será a sua afinidade eletrônica. Os
gases nobres devem ser excluídos dessa propriedade, porque eles não têm tendência de ganhar elétrons.
Ligações Químicas
Teoria do Octeto: Um grande número de elementos adquire estabilidade eletrônica quando seus átomos apresentam oito elétrons na
sua camada mais externa. Existem exceções para essa teoria como o Hidrogênio (H) e o Hélio (He), onde ambos se estabilizam com
dois elétrons na última camada (Teoria do Ducteto), existem ainda átomos que vão adquirir estabilidade através da Teoria da
Hibridização (Berílio, Boro, Enxofre no composto SF6 , Fósforo no composto PCl5 entre outros.
Ligações Iônicas ou Eletrovalentes:
Na ligação iônica há a formação de íons devido à transferência de elétrons de um átomo para o outro. Normalmente, nesta ligação,
existe um elemento que tende a ceder elétrons (metal - cátion), e outro que tende a receber elétrons (ametal - ânion).
Obs: A ligação iônica é a única em que ocorre a transferência de elétrons.
Exemplo. A configuração eletrônica do Sódio e do Cloro segundo o diagrama de Linus Pauling fica do seguinte modo:
2
2
6
1
11Na  1s 2s 2p 3s
2
2
6
2
17Cl  1s 2s 2p 3s 3p5
O sódio possui 1 elétron na última camada. Basta perder este elétron para que ele fique estável com 8 elétrons na 2ª camada.
O cloro possui 7 elétrons na última camada. É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar
estável, sendo isto o que acontece.
Agora tudo está perfeito. O sódio quer doar 1 elétron e o cloro quer receber 1 elétron. Eles se aproximam e o sódio doa seu elétron que
está em excesso e o cloro o recebe. Veja o esquema abaixo:
Formulação de compostos Iônicos
Observe a tabela abaixo:
Família
1A
2A
3A
4A
5A
6A
7A
Elétrons na CV
1 elétron
2 elétrons
3 elétrons
4 elétrons
5 elétrons
6 elétrons
7 elétrons
Tendência
Perder 1é
Perder 2é
Perder 3é
Ganhar/Perder
Ganhar 3é
Ganhar 2é
Ganhar 1é
Carga Adquirida
+1
+2
+3
+4/-4
-3
-2
-1
Íon Formando
X+1
X+2
X+3
X+4 ou Y-4
Y-3
Y-2
Y-1
Vamos representar os Cátions por X+n (onde “n” é o número de elétrons perdidos na ligação) e os ânions por Y -m (onde m é o numero
de elétrons recebidos na ligação).
Portanto, um composto iônico binário (formado por dois tipos de átomos), terá íon-fórmula XmYn , isso mesmo, a carga do cátion (n)
expressará a quantidade de ânions do composto, e a carga do ânion (m) expressará a quantidade de cátions do composto.
Exemplo:
Qual o íon-fórmula do composto formado por átomos da família 2A e átomos da família 5A ?
Átomos da família 2A perdem 2é formando cátion X+2
Átomos da família 5A ganham 3é formando ânion Y-3
O composto formado por estes dois íons (X+2 Y-3) terá fórmula X3Y2 (tchá-tchá).