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Classificação periódica dos elementos II

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Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por Orihara em Dom Abr 05 2015, 15:51

(Unip-SP) É dada a configuração eletrônica de cinco elementos químicos pertencentes ao mesmo período da Tabela Periódica:
A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
D: 1s2 2s2 2p6 3s2
E: 1s2 2s2 2p6 3s1

O elemento que apresenta a primeira energia de ionização mais elevada é:
a) A
b) B
c) C
d) D
e) E

Resposta: a

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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por kill* em Dom Abr 05 2015, 15:53

Conte os elétrons do elemento A , e como ele é neutro terá que p = e
ele possui 17 elétrons , e consequentemente 17 prótons
Z= 17 -> Cloro
Cloro -> halogênio , dentre todos os grupos faz parte daquele que possui uma das maiores tendências de ganhar elétrons , e não perder, logo deixá-lo como Cl+  é algo que requer muita energia.

Elemento E 
Z = 11 ->Sódio (Na)
metal alcalino , tem a maior tendência de perder elétrons, baixa energia de ionização.

O fato do elemento ter um maior número de elétrons não quer dizer que ele tem um maior raio atômico , pois você não levou em conta o núcleo

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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por nandofab em Dom Abr 05 2015, 16:00

Na tabela periódica, a energia de ionização cresce de modo inverso ao raio. Quanto menor o raio, maior a atração entre os elétrons da camada de valência e o núcleo. Assim, a energia de ionização cresce, na tabela, de baixo para cima e da esquerda para a direita  ( raio cresce ao contrário). Os elementos mostrados são:

A: Halogênio, família 7A, pois tem 7 elétrons na camada de valência ( 2 no subnível s + 5 no subível p)

B: Família do Nitrogênio, 5A, pois tem 5 elétrons na camada de valência ( 2 do subnível s + 3 do p)

C: Família do Boro 

D: Alcalinos terrosos

E: Alcalinos

LOgo, como o elemento A possui menor raio, pois se localiza no extremo direito da tabela, sua energia de ionização é a maior.

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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por Carlos Adir em Dom Abr 05 2015, 16:07

Nem precisamos saber os elementos de cada.
Por exemplo, temos a interação núcleo:
Um núcleo estável possui a mesma quantidade de eletrons e de protons(utilizando o cotidiano, elementos radioativos não valem xD)
E um núcleo que possui muitos protons atrai mais seus eletrons do que um que tem poucos protons.
Desta parte podemos concluir que em relação ao raio atômico:
DAQuanto menor o raio atômico para uma mesma camada, mais eletronegativo ele é. E quanto mais eletronegativo, maior a energia de ionização. Ou seja, em relação à energia de ionização:
A>B>C
D>E

Agora devemos comparar os elementos do primeiro grupo(A,B e C) com os elementos do grupo 2(D e E).    Os grupos que falo é o que montei acima, não os da tabela periodica.

Quanto mais camadas um átomo tem, mais fácil é de arrancar um eletron, pois a interação núcleo-eletron da ultima camada fica mais fraca se um eletron estiver na quinta camada, do que um eletron que está na segunda camada. Exemplos disso são o Sódio e Potássio. Potássio tem como eletron de valencia na terceira camada, enquanto sódio tem eletron de valencia na segunda.
Ou seja, se temos no final 3s¹ de um elemento, e 4s¹ do outro elemento, a energia de ionização do que tem a quarta camada é menor que o que tem a segunda camada.
Consequentemente:
3p¹ precisa de pouca energia em relação a 3s². Então Energia C < Energia de D:
CE então:
AEm relação às energias de ionização.
a)

____________________________________________
← → ↛ ↔ ⇌ ⇔ ⇐ ⇒ ⇏ ➥
⁰ ¹ ² ³ ⁴ ⁵ ⁶ ⁷ ⁸ ⁹ ⁺ ⁻ ⁼ ⁽ ⁾ º ª ⁿ ⁱ
₀ ₁ ₂ ₃ ₄ ₅ ₆ ₇ ₈ ₉ ₊ ₋ ₌ ₍ ₎ ₐ ₑ ₒ ₓ ₔ
∴ ≈ ≠ ≡ ≢ ≤ ≥ × ± ∓ ∑ ∏ √ ∛ ∜ ∝ ∞
∀ ∃ ∈ ∉ ⊂ ⊄ ⋂ ⋃ ∧ ∨ ℝ ℕ ℚ ℤ ℂ
⊥ ║ ∡ ∠ ∢ ⊿ △ □ ▭ ◊ ○ ∆ ◦ ⊙ ⊗ ◈
Αα Ββ Γγ Δδ Εε Ζζ Ηη Θθ Ιι Κκ Λλ Μμ Νν Ξξ Οο Ππ Ρρ Σσς Ττ Υυ Φφ Χχ Ψψ Ωω ϑ ϒ ϖ ƒ ij ℓ
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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por kill* em Dom Abr 05 2015, 16:21

Carlos Adir escreveu:Nem precisamos saber os elementos de cada.
Por exemplo, temos a interação núcleo:
Um núcleo estável possui a mesma quantidade de eletrons e de protons(utilizando o cotidiano, elementos radioativos não valem xD)
E um núcleo que possui muitos protons atrai mais seus eletrons do que um que tem poucos protons.
Desta parte podemos concluir que em relação ao raio atômico:
DAQuanto menor o raio atômico para uma mesma camada, mais eletronegativo ele é. E quanto mais eletronegativo, maior a energia de ionização. Ou seja, em relação à energia de ionização:
A>B>C
D>E

Agora devemos comparar os elementos do primeiro grupo(A,B e C) com os elementos do grupo 2(D e E).    Os grupos que falo é o que montei acima, não os da tabela periodica.

Quanto mais camadas um átomo tem, mais fácil é de arrancar um eletron, pois a interação núcleo-eletron da ultima camada fica mais fraca se um eletron estiver na quinta camada, do que um eletron que está na segunda camada. Exemplos disso são o Sódio e Potássio. Potássio tem como eletron de valencia na terceira camada, enquanto sódio tem eletron de valencia na segunda.
Ou seja, se temos no final 3s¹ de um elemento, e 4s¹ do outro elemento, a energia de ionização do que tem a quarta camada é menor que o que tem a segunda camada.
Consequentemente:
3p¹ precisa de pouca energia em relação a 3s². Então Energia C < Energia de D:
CE então:
AEm relação às energias de ionização.
a)
Não necessariamente.O cloro possui distribuição terminada em 3p5 , e o Lítio em 2s1, mas é extremamente difícil retirar um elétron do cloro, e extremamente fácil retirar um elétron do Lítio.
O cloro tem mais camadas que o Lítio mas continua sendo mais difícil de arrancar um elétron.

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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por Orihara em Dom Abr 05 2015, 16:21

Obrigado a todos pelas respostas.

Porém me ficou uma dúvida com essa afirmação:
"Quanto mais camadas um átomo tem, mais fácil é de arrancar um elétron, pois a interação núcleo-elétron da ultima camada fica mais fraca"

Então a alternativa correta seria a E, certo? Pois é o elemento com menos camadas tendendo a necessitar uma maior energia de ionização, ou não?

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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por kill* em Dom Abr 05 2015, 16:25

o E possui menos camadas (e menos elétrons), porém menos prótons também.

Novamente repito, a afirmação
 "Quanto mais camadas um átomo tem, mais fácil é de arrancar um eletron" está errada.

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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por Carlos Adir em Dom Abr 05 2015, 16:35

Não necessariamente Kelvin. Isto serve basicamente para mudanças de camadas, 4s¹ e 3s¹.

E realmente é mais fácil retirar um eletron do litio que o cloro, mas não disse que a explicação estava somente no tamanho do átomo. 
A interação do núcleo com o eletron da ultima camada no litio é baixa porque litio tem somente 3 protons, o que faz com que o eletron seja pouco atraido. Já o cloro que possui varios protons, a interação do nucleo com o eletron de valência é mais forte, embora o eletron esteja em uma camada maior.

O negrito seria para os casos onde estão no mesmo grupo, mas em camadas diferentes.
Como especificado, 4s¹ e 3s¹.

Além de analisar a camada, é necessário analisar a quantidade de protons do núcleo.


Desatenção minha, do primeiro paragrafo que escrevi já podiamos concluir:
Energia de ionização:
A>B>C>D>E

O segundo parágrafo são para os casos em que estão em camadas diferentes, mas mesmos grupos:
4s¹ e 3s¹
5p¹ e 2p³

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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por Orihara em Dom Abr 05 2015, 16:45

Consegui entender a ideia que ambos explicaram! Eu fiquei muito preso à noção de: "raio atômico pequeno = energia de ionização elevada" e por isso acabei errando essa questão.

Obrigado.

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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por kill* em Dom Abr 05 2015, 16:45

exato  Twisted Evil
Só uma observação : em alguns casos é melhor fazer toda a distribuição eletrônica e analisar o tamanho do núcleo com a ultima camada , assim como o Carlos disse , pois existem exceções, como, por exemplo, o berílio, que tem maior energia de ionização que o boro Mad

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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por Carlos Adir em Dom Abr 05 2015, 17:17

Escrevendo um texto para explicação melhor.
Utilizarei imagens e textos do livro Principios de Química do Atkins.

Raio atômico:
"O raio atômico geralmente decresce da esquerda para a direita ao longo de um período e cresce com o valor de n em cada grupo."
"O aumento em cada grupo, como do Li para o Cs, por exemplo, faz sentido: a cada novo período, os eletrons mais externos ocupam uma camada mais distante do núcleo. O decrescimento em cada período como do Li para o Ne, por exemplo, é surpreendente a princípio, porque o número de elétrons cresce com o número de prótons. A explicação é que os novos elétrons estão na mesma camada."

"Os raios atômicos geralmente decrescem da esquerda para a direita em cada período devido ao aumento do número atômico efetivo, e crescem em cada grupo quando camadas sucessivas são ocupadas."



Energia de ionização:
"A energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo da fase gás."
"[...] primeira energia de ionização geralmente decresce em um grupo. Isso significa que é necessário menos energia para remover um elétron de um átomo de césio do que um átomo de sódio, por exemplo. [...] Pode-se ver um padrão dentado como o encontrado no caso dos raios atômicos. Com poucas exceções, a primeira energia de ionização cresce da esquerda para a direita no período e cai para valores mais baixos no início do período seguinte. Os menores valores ocorrem na parte inferior à esquerda da Tabela Periódica(próximo ao césio) e mais alto na parte superior à direita (próximo ao hélio)."

"As energias de ionização decrescem com o aumento de em um grupo porque, nos períodos sucessivos, o elétron mais externo ocupa uma camada afastada do núcleo e, portanto, a ligação com o núcleo é mais fraca. [...] Pequenos desvios dessas tendências podem usualmente ser atribuídos às repulsões entre os elétrons, particularmente os que ocupam o mesmo orbital.


Eletronegatividade:
Aqui entra mais no conceito de ligações iônicas e covalentes. Por isto, somente algumas partes:
"A eletronegatividade é uma medida do poder de atração de um átomo sobre um par de elétrons de uma ligação."



Acho que não é necessário entrar em blindagem eletrônica. Mas adiantando um pouco o assunto:
Eletrons possuem carga negativa. Carga negativas se repelem. Assim, em um elemento de césio por exemplo, que tem todas suas camadas preenchidas somada com um eletron na sua ultima camada, os eletrons da quinta camada(blocos s² e p^6) acabam repelindo este elétron da ultima camada. Fazendo então com que a interação deste eletron com o núcleo seja menor. E se é menor a interação, menor a energia para arranca-lo do núcleo.


Enfim, vários fatores são importantes para determinar a energia de ionização. Devemos ressaltar os principais:
Raio atômico, número de prótons, ultima camada, blindagem eletrônica.


Acho que isto tira qualquer duvida que tenha restado.

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∴ ≈ ≠ ≡ ≢ ≤ ≥ × ± ∓ ∑ ∏ √ ∛ ∜ ∝ ∞
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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por Orihara em Dom Abr 05 2015, 17:19

Muito bom o texto que você compartilhou, Carlos!

Obrigado mais uma vez.

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Re: Classificação periódica dos elementos II

Mensagem por kill* em Dom Abr 05 2015, 17:37

Atkins é livro de química violento em  Mad  

Muito legal o texto, obrigado por ter compartilhado conosco Carlos  Laughing Deve ter demorado um pouquinho pra escrever  Surprised

realmente:  Raio atômico, número de prótons, ultima camada, blindagem eletrônica* são os principais

*Só gostaria de fazer uma observação a respeito da blindagem eletrônica : geralmente não é necessário dar muita importância para ela quando a avaliação é de elementos "cotidianos" ( nas questões de química). Mas há alguns elementos , geralmente de transição, que é realmente complicado lidar com eles sem utilizar os 4 conceitos que o Carlos mostrou .

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