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Biblioteca de Química
Curso: Biblioteca de Química > Unidade 8
Lição 2: Tendências da tabela periódica- Propriedades periódicas
- Propriedades periódicas: raio atômico
- Raios atômicos e iônicos
- Vídeo rápido sobre o tamanho dos íons
- Tendências da energia de ionização
- Energia de ionização: tendência periódica
- Primeira e segunda energia de ionização
- Afinidade eletrônica: tendência de período
- Eletronegatividade
- Eletronegatividade e ligação
- Características metálicas
- Propriedades periódicas e a lei de Coulomb
- Exemplo resolvido: identificação de um elemento a partir de sucessivas energias de ionização
- Energia de ionização: tendência de famílias
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Raios atômicos e iônicos
Os raios atômicos e iônicos são encontrados medindo as distâncias entre os átomos e íons nos compostos químicos. Na tabela periódica, os raios atômicos geralmente diminuem quando se vai da esquerda para a direita em um período (pelo aumento da carga nuclear) e aumentam quando se caminha para baixo em um grupo (pelo aumento do número de camadas eletrônicas). Tendências similares são observadas para os raios iônicos, embora os cátions e íons devam ser considerados separadamente. Versão original criada por Jay.
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- pq os raios não seguem uma ordem crescente proporcional? exemplo, o raio do Zn(1 voto)
- se as cargas positivas puxam os eletrons, pq os da primeira camada n "caem" dentro do nucleo? eles n tem blindagem, pra mim essa explicação n fez muito sentido...(1 voto)
- Já ouvi eles dizendo "Neon" em videos anteriores, alguém pode me dizer por que chamam o Neônio de Neon? pra mim neon é uma característica de cores fluorecentes de letreiros.(1 voto)
- São erros de tradução. Em alguns vídeos, o silício é chamado de silicone. Observe que Silício em inglês é "Silicon" e a pronúncia é quase silicone com sotaque. Típico falso cognato.(1 voto)
- poxa tenho aprendido com esse site mais ta em ingles(1 voto)
- Calma...aos poucos eles serão traduzidos...se tiver dificuldades, se concentre nos que já estão em português, assim vc aprende com mais facilidade, ok?!(1 voto)
- Porque o eletron do hidrogeneo nao fica colado ao seu proton dado o fato de que nao tem qualquer carga que repulse um do outro?(1 voto)
- pois os elétrons estão em órbitas quantizadas e só podem assumir órbitas com energias específicas, e por conta disso ele pode apenas estar em distâncias específicas do átomo. As equações de energia dessas órbitas foram explicadas anteriormente, de uma olhada no tópico estrutura eletrônica dos átomos.
"https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/electronic-structure-of-atoms",(3 votos)
Transcrição de vídeo
RKA11E- Nesse vídeo vamos
falar sobre o raio atômico e raio iônico. Então vamos começar
falando sobre o raio de um átomo. Se você pensar num átomo como uma esfera, a ideia de raio atômico é muito simples. Você apenas pega isso aqui como uma esfera, e traça uma linha do centro até a borda. E assim, temos aqui um raio, e isso seria uma maneira bem simples de pensar a respeito de um raio atômico. O problema é que um átomo não é realmente assim, ele não tem um raio bem definido como essa esfera. Isso porque é o núcleo
e depois é uma nuvem de elétrons, ou uma probabilidade
de encontrarmos um elétron. Logo, não existe um limite bem definido e por isso é difícil ter um raio bem definido e fixado. O que os químicos fazem é pegar dois átomos idênticos, ou seja, do mesmo elemento, e ligá-los um a um ao outro. Aqui tendo núcleo de um elemento, e aqui tendo o núcleo do outro. Medindo a distância entre esses dois
núcleos, temos a distância entre eles. E se tomarmos a metade
desta distância, teríamos uma boa aproximação para o
tamanho do raio atômico desses átomos. Então essa é uma das
definições para o raio atômico. Agora que já definimos isso, vamos começar a observar as tendências para os raios atômicos. Inicialmente, vamos começar com
as tendências dos grupos. Aqui no primeiro grupo vamos pegar
aqui o hidrogênio e o lítio para observar. Vamos esboçar esses átomos aqui do
lado, e vamos começar com o hidrogênio que tem o número atômico igual a 1. Isso significa que ele
tem um próton no núcleo. Então, aqui temos o núcleo do
hidrogênio com apenas um próton. Em um átomo neutro, o número de
elétrons é igual ao número de prótons. Portanto, teremos aqui um elétron também.
Então, fazendo algo bem simples aqui, embora a gente saiba que não é
exatamente dessa forma, vamos apenas observar
essa versão simples do átomo, ok? Vamos fazer o mesmo agora com o lítio,
que tem o número atômico igual a 3, o que significa que ele
tem três prótons no núcleo. Podemos representar o núcleo do lítio aqui com 3 prótons e com 3 elétrons em seus orbitais. Lembrando que dois desses elétrons estão na camada interna, de modo que seria o primeiro nível de energia, mas ainda falta um
elétron para observar. O terceiro elétron entra no segundo nível
de energia, ou na camada exterior. A gente viu aqui um exemplo com dois átomos, mas a gente já pode perceber que quanto mais a gente for descendo em um grupo,
teremos um aumento do raio atômico. E isso porque à medida que temos em um grupo, mais elétrons serão adicionados nos níveis de maior energia, que estão cada vez mais distantes do núcleo. E isso faz com que o raio atômico fique cada vez maior, e essa daqui é uma forma de pensar a
respeito da tendência de raio atômico. Agora vamos olhar o período seguinte para observar o que tem de acontecer com o raio atômico. Quando seguimos para a direita desse jeito,
temos uma diminuição do raio atômico, e vamos ver agora
o porquê disso. Vamos fazer novamente aqui um
desenho simples de nossos átomos, e como sabemos que o lítio tem um número atômico igual a 3, logo ele terá 3 prótons em seu núcleo. Ou seja, temos 3 cargas positivas aqui no núcleo, e portanto três elétrons em seus orbitais. Falando mais uma vez, 2 desses
elétrons estão na camada interior, e um elétron na camada exterior,
algo mais ou menos assim. Mas vamos pensar um pouquinho
sobre o que está acontecendo aqui. O que acontece com aquele elétron na camada externa, como resultado de onde ele está? Esse elétron da camada mais externa
seria mais puxado para dentro do núcleo, já que o núcleo é carregado positivamente, e esse elétron é carregado negativamente. O núcleo positivo puxa o elétron para mais perto dele, ao mesmo tempo que aqueles elétrons carregados negativamente da camada
mais interna, vão repeli-lo. Então vamos
destacar isso aqui. Esses aqui são os nossos elétrons da camada interna, e como sabemos, cargas de mesmo sinal se repelem, então você pode e deve imaginar que esses
elétrons repele o elétron mais externo. Querendo empurrar ele para fora, enquanto que o núcleo com carga positiva o atrai para dentro. Como esses elétrons da camada interna repelem o elétron externo, é criado uma blindagem aqui. Isso porque os elétrons internos fazem uma blindagem desse elétron, em relação ao núcleo. Por esse motivo, isso aqui é
chamado de blindagem eletrônica. Então agora vamos em frente,
e desenhar o átomo de berílio. Como o berílio tem um número atômico igual a 4,
temos 4 prótons em seu núcleo, ou seja, temos uma carga 4 positivo em seu núcleo. E nós temos quatro elétrons para se preocupar agora. Podemos colocar esses dois elétrons aqui no orbital interior, ou seja, no primeiro nível de energia, e 2 elétrons aqui nessa camada exterior,
ou seja, o segundo nível de energia. Falando novamente, isso aqui é apenas uma aproximação grosseira para a gente ter uma ideia do que o berílio pode parecer, ok? Podemos pensar sobre o que está acontecendo quando o comparamos com o lítio. O berílio tem uma carga mais quatro em
seu núcleo, e quanto maior essa carga, mais esse núcleo vai atrair os elétrons externos. E quando você pensa novamente
sobre a ideia de blindagem eletrônica, teremos esses elétrons daqui protegendo
nossos elétrons das camadas exteriores, do efeito causado pelo núcleo
carregado positivamente. Mas será que podemos pensar da mesma forma com os elétrons da camada exterior? Ou seja, será que você pode pensar: "esse elétron aqui poderia estar protegendo o outro elétron daqui". Então, o problema é que eles estão a
mesma distância a partir do núcleo. Assim, elétrons da camada externa
não podem proteger um ao outro. Agora uma pergunta
que eu quero te fazer: será que o efeito gerado por essa
blindagem interna é a mesma do lítio? Bem, vamos seguir em frente
e pensar a respeito disso. O berílio tem o mesmo número de
elétrons internos que o lítio, certo? Logo, a blindagem criada é a mesma, ou seja, temos dois elétrons aqui internos criando uma blindagem para o elétron do lítio e também dos elétrons internos, criando uma blindagem para os elétrons do berílio. Apesar do berílio ter a mesma blindagem que o lítio, ele tem maior carga positiva em seu interior. Logo, os elétrons exteriores serão
puxados com maior intensidade pelo núcleo. Por esse motivo, os elétrons externos do
berílio ficarão mais próximos do núcleo, do que o elétron externo do lítio,
e devido a isso, o berílio será menor que o lítio. E a partir desse exemplo, a gente
consegue perceber uma nova tendência. Em um período, sempre que aumentar o número de prótons, a força entre o núcleo e os elétrons externos vai aumentar. E com isso, esses elétrons vão ficar cada vez mais próximos do núcleo, fazendo com que o
raio atômico fique cada vez menor. Agora que vimos sobre a tendência de um raio
atômico, vamos ver o que é o raio iônico. O raio iônico pode ser bem complicado dependendo da química envolvida em um processo. Por isso, vamos observar aqui
apenas uma versão mais simples, ok? Vamos pegar, por exemplo, um átomo de lítio neutro novamente e vamos desenhar ele aqui mais uma vez. Portanto, aqui temos um núcleo do
lítio com 3 elétrons em seus orbitais. 2 na camada interior,
e 1 camada exterior. Vamos dizer agora que você queira
formar um cátion desse lítio, assim teríamos que tirar um elétron
de nosso átomo neutro, certo? Lembrando que os 3 prótons do núcleo
e os 3 elétrons se anulam mutuamente. Isso faz o átomo ser neutro,
mas se tirássemos um elétron, o que aconteceria? A gente vai mostrar isso aqui agora. Se o lítio perdeu um elétron, ele vai
perder esse aqui da camada externa. Dessa forma o núcleo ainda teria uma carga três positiva, porque tem três prótons nele, e ainda, temos os
dois elétrons da camada interior. Como tiramos o elétron da camada exterior, sobrou apenas os dois da camada interior e como temos três prótons, o lítio fica com uma
carga 1 positiva, que é um cátion. Dessa forma, formamos um cátion,
que é menor que o próprio átomo neutro. Isso é até bem intuitivo, já que se você
tirar esses elétrons da parte externa, você tem um núcleo
com carga positiva e apenas 2 elétrons aqui, e isso faz o
cátion ficar menor que o átomo neutro. Com isso chegamos à conclusão que o átomo neutro vai diminuir quando você transformá-lo em um cátion. Então dessa forma, faz muito sentido você
pensar que se pegar um átomo neutro e adicionar um elétron a ele, ele vai ficar maior,
e esse é o conceito que iremos discutir agora. Então, como exemplo, vamos pegar um cloro inicialmente neutro e vamos adicionar a ele um elétron. Vamos fazer com que ele tenha uma
carga negativa e vire um ânion cloreto. Vamos desenhar isso aqui,
para gente entender bem legal. Portanto, essa daqui é a
representação do nosso cloro neutro. Se a gente adicionar um elétron,
ele vai ficar realmente muito maior. Assim, o ânion é maior que o átomo
neutro, e vamos ver o porquê disso. Se fôssemos escrever a configuração
eletrônica do cloro, teríamos isso aqui. Usando a notação de gás nobre, temos que o gás nobre imediatamente anterior ao cloro é o neon. Logo, colocamos o neon entre colchetes,
e depois o 3s² e o 3p⁵. Então, temos sete elétrons na camada
exterior, para um átomo de cloro neutro. Para o ânion cloreto, você
iria começar da mesma maneira. Você colocaria o neon entre colchetes e depois o 3s². Então, se você está adicionando um elétron a ele,
você teria 3p⁶, e não 3p⁵, com isso teremos oito elétrons
da camada externa, e não 7. Se você ver em alguns livros, vai ver que pelo fato de agora ter oito elétrons da camada externa ao invés de 7, teremos uma força de
repulsão maior entre esses elétrons, e isso faria com que eles ficassem mais afastados. Fazendo com que o ânion e o cloreto fique realmente o maior que o cloro neutro, e isso faz muito sentido. Algumas pessoas não concordam com essa explicação, mas eu realmente não vejo alternativa melhor, que seja simples, para
pensar a respeito disso. Já que essa é uma forma simples de
pensar nessa ideia de tamanho iônico. E mesmo que você não concorde
muito com essa explicação, fique apenas com a ideia de que um
ânion é maior que um átomo neutro.