Aula 2 tabela periódica

29/03/2011

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AULA 1:

• TABELA PERIÓDICA

QUÍMICA PARA

ENGENHARIA

Professor:Geoffroy Roger Pointer Malpass (DEQ/ICTE)

REVISÃO DA ÚLTIMA AULA

• Histórico do desenvolvimento da Estrutura do átomo

• Estrutura atômica moderna

• Orbitais

• Distribuição eletrônica

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• Atualmente, há 118 elementos conhecidos

• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.

• Como organizar 118 elementos diferentes de forma que possamos fazer

previsões sobre elementos não descobertos?

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ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS

Os elementos estão organizados de acordo com as suas propriedades químicas.

John Dalton(1766 – 1844)

• Um dos trabalhos iniciais foi de Dalton com a sua

teoria da estrutura atômica.

• Seu trabalho catalisou a investigação das

propriedades químicas e o descobrimento de

novos elementos.

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DimitriMendeleev


• O resultado disso foi a primeira versão da Tabela Periódica proposta por Mendeleev em 1869.

• Mendeleev ordenou os elementos conhecidos em função

das suas propriedades químicas

• Colocou um pouco de ordem no caos.

• Os elementos quando classificados de acordo com o seu peso atômicoapresentam uma periodicidade das suas propriedades.

• Elementos com propriedades químicas similares têm pesos atômicosparecidos (Pt, Ir, Os) ou seus pesos aumentam de forma regular (K, Rb eCs).

• Os elementos mais comuns geralmente apresentam pesos atômicospequenos.

• A magnitude do peso atômico determina as propriedades dos elementos• Devemos esperar o descobrimento de outros elementos para preencher

espaços na tabela. 5

Mendeleev deixou espaços para futuras descobertas – prevendo propriedades como ponto de fusão/ebulição e densidade.

Por exemplo previu a descoberta do elemento “ekassilício” (do sânscrito “eka”- um abaixo, “dvi”- dois abaixo e “tri”- três abaixo).

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A descoberta de ekassilício em 1886 é um dos melhores exemplos das previsões de Mendeleev.

Ekassilício �� Germânio

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• Os metais (a maioria dos elementos ) ocupam a parte central e esquerda da tabela

periódica;

• Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da tabela periódica.

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• As colunas na tabelaperiódica chamam-segrupos (numeradasde 1A a 8A ou de 1 a18).

• Elementos do mesmo grupogeralmente apresentam propriedadessimilares e por isso ganharamnomes:

• Apresentam propriedades similaresdevido ao fato que têm uma estruturaeletrônica similar.

GRUPO NOME ELEMENTOS

1 Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

2 Metais alcalinos Terrosos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

6 Calcogênios O, S, Se, Te, Po

7 Halogênios F, Cl, Br, I, At

8 Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn


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• As linhas na tabela periódicachamam-se períodos. Existem 7períodos.

• Estes correspondem aonúmero quântico principal.


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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA

• O número do periodo é o valor do número quantico, n, (1, 2 ...7)

• Os grupos (1 e 2) 1A e 2A têm o orbital s preenchido.

• Os grupos (13 -18) 3A -8A têm o orbital p preenchido.

• Os grupos (3 -12) 3B -2B têm o orbital d preenchido.

• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configuraçõeseletrônicas.

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TABELA PERIÓDICA

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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA

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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E POSIÇÃO NA TABELA

• A configuração eletrônica dos orbitais contribui para a localização da

família do elemento químico;

• Na prática, basta somar a quantidade dos elétrons nos orbitais s, p e d

Por exemplo: Enxofre (S)S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

• Total dos elétrons: 16 - Grupo 16• Últimos orbitais preenchidos 6 – Grupo VIA• n = 3 – período 3.

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Por meio da configuração eletrônica, represente os elementos 11Na, 13 Aℓ, 18Ar

e 19K na tabela a seguir.

EXERCÍCIO

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Configurações eletrônicas anômalas

[Ar]3d5 4s2

[Ar]3d4 4s2

Proximidade entre as energias dosorbitais 3d e 4s.

[Ar]3d10 4s1

[Ar]3d9 4s2

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PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

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A TABELA PERIÓDICA

Para iniciar esta discussão temos que olhar algumas propriedades básicas do átomo:

1. Carga nuclear efetiva;2. Raio atômico dos átomos e íons.

• A tabela periódica é utilizada para organizar os elementos

• Como consequência dessa organização, existem propriedades periódicas associadasà tabela periódica.

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•

• As propriedades dos átomos não são somente oriundas da estruturaeletrônica, mas também a força de atração entre o núcleo e os elétronsexternos.

• Essa atração é dada pela lei de coulomb e depende da distância do elétrondo núcleo e a carga do núcleo.

• Também existe uma repulsão entre os elétrons, mas podemos pensar noambiente médio produzido pelos elétrons e o núcleo.

• podemos pensar em termos da carga nuclear efetiva, Zef:

CARGA NUCLEAR EFETIVA

SZZef −=Z = Número de prótons no núcleo;S = Número médio de elétrons entre o núcleo e o elétron em questão

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• Pode-se estimar a Zef usando a carga nuclear e o número de elétrons internos ;

• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zeff) diminui.

• Por exemplo: Mg tem 12 elétrons e número atômico 12: 1s2 2s2 2p6 3s2

• Z = 12 e S = 10, portanto 12-10 = +2• O valor verdadeiro é +3,3 – por que?


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Devemos lembrar

• Todos os orbitais s têm a mesmaforma, mas tamanhos diferentes.

• Considere:• He: 1s2,• Ne: 1s2 2s22p6 e• Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6.

• A densidade eletrônica radial é aprobabilidade de se encontrar umelétron a uma determinadadistância.

• O elétron no orbital 3s pode serencontrado perto do núcleo.

• Desta forma, os elétrons internosnão conseguem impedir suainteração com o núcleo.

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TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS

• A definição moderna do átomo supõe que os elétrons estão distribuídosde acordo com a probabilidade de os encontrar em volta do núcleo;

• O ponto em que essa probabilidade é zero não existe;• Assim, as bordas dos átomos são bastante vagas;

1. • Imagine-se o Argônio na fase gasosa;• Dois átomos colidem e as nuvens

eletrônicas encontram-se e as forçasrepulsivas impede que juntam mais;

• Isso é chamado de raio aparente ou raionão-covalente

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2.• Considere uma molécula diatômica

simples (p.ex. Cl2);• A distância entre os dois núcleos é

denominada distância de ligação.• Se os dois átomos que formam a

molécula são os mesmos, metade dadistância de ligação é denominada raiocovalente do átomo.


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Os raios atômicos nós dão uma ferramenta para prever o comprimento de ligações entre átomos diferentes.

• Para o Cl2 (Cl-Cl) o diâmetro atômico é 1,99 Å, portanto o raio é 0,99 Å.

Para o Carbono o raio é 0,77 Å.

• No composto CCl4, a ligação C-Cl tem um valor observado de 1,77, o qual

é muito próximo à soma de 0,99 e 0,77.

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• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades

dos elementos variam periodicamente.

• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica.

• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam de tamanho.

• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores.

• Existem dois fatores agindo:

• Número quântico principal, n, e

• A carga nuclear efetiva, Zef.

TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS RAIOS ATÔMICOS

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• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a

distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico

aumenta.

• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-

se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a

atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio

atômico diminua.

TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS RAIOS ATÔMICOS

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O gás natural usado em aquecimentos e fogões residenciais não tem cheiro.Sendo que o vazamento de gás natural apresenta perigo de explosão e sufocação,várias substâncias de cheiro desagradável lhe são adicionadas para permitir adetecção de um vazamento. Uma dessas substâncias é a metilmercaptana,CH3SH. Utilize a figura contendo os raios atômicos para prever os comprimentosdas ligações C-S, C-H e S-H nessa molécula.

EXERCÍCIO

Utilizando os raios para C, S e H, supõe-se que:

• Comprimento da ligação C-S = raio C + raio S = 0,77 Å + 1,02 Å = 1,79 Å;• Comprimento da ligação C-H = raio C + raio H = 0,77 Å + 0,37 Å = 1,14 Å;• Comprimento da ligação S-H = raio S + raio S = 1,02 Å + 0,37 Å = 1,39 Å;

Os comprimentos de ligação, determinados experimentalmente, nametilmercaptana são:

C-S = 1,82 Å;C-H = 1,10 Å;S-H = 1,33 Å;

EXERCÍCIO: RESPOSTA

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Utilizando a tabela periódica, organize os seguintes átomos em ordemcrescente de tamanho: 15P, 16S, 33As, 34Se.

Dicas: 1- observar o período em que os átomos estão na tabela periódica;2- observar como espera-se que seja o raio dos átomos, comparando-os;

1 2

3

EXERCÍCIO

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Observações:1- P e S estão no mesmo período da tabela periódica, sendo P à esquerda e S à direita;2- Como S está à direita, espera-se que seu raio seja menor que o raio de P;2- As e Se estão no mesmo período da tabela periódica, sendo As à esquerda e Se àdireita ;3- Como Se está à direita, espera-se que seu raio seja menor que o raio de As;4- Como As está abaixo de P, seu raio é maior que o raio de P;5- Como Se está abaixo de S, seu raio é maior que o raio de S.

1 2

3

15P 16S

33As 34Se


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IONS

• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico.

• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e

dos orbitais que contenham os elétrons de valência.

• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os

átomos que lhes dão origem.

• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que

os átomos que lhe dão origem.

RAIO IÔNICO: TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS ÍONS

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• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos

em um grupo na tabela periódica.

• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de

elétrons.

• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se

menores :

O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

RAIO IÔNICO: TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS ÍONS

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Escreva a configuração eletrônica dos átomos neutros e dos íons e ordene-osem ordem crescente de tamanho: 12Mg, Mg2+, 20Ca, Ca2+, 17Cl, Cl-, 8O, O2-.

EXERCÍCIO

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FAZER EM CASA

• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária pararemover um elétron de um átomo gasoso:

Na(g) → Na+(g) + e-.

• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso:

Na+(g) → Na2+(g) + e-.

• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

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• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

VARIAÇÃO NAS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO SUCESSIVAS

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• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.

• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao

descermos em um grupo.

• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do

orbital mais volumoso.

• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período.

• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil

remover um elétron.

TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NAS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO

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• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p.

Consequentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável.

• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão

elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante

é mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição

na energia de ionização.

TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NAS PRIMEIRAS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO

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Utilizando a tabela periódica, ordene os seguintes átomos em ordem crescenteda primeira energia de ionização: Ne, Na, P, Ar e K.

EXERCÍCIO

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A energia de ionização cresce da esquerda para a direita em um período e diminui quando descemos em um período.

• Uma vez que Na, P e Ar estão no mesmo período:Na < P < Ar

•Como Ne está acima de Ar no grupo 8 A: Ar < Ne;

• Da mesma forma, K está abaixo do Na no grupo 1 A e portanto K < Na

Assim sendo, a ordem total é:

K < Na < P < Ar < Ne


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Três elementos estão indicados na tabela periódica. Baseado em suaslocalizações, determine qual terá a segunda energia de ionização maior.

EXERCÍCIO

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Podemos através da localização dos elementos na tabela periódica determinaras configurações eletrônicas dos elementos.

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Elemento com número atômico 11



O elemento em vermelho, encontra-se no grupo 1A da tabela e portanto apresenta1 elétron na última camada. O elemento em azul encontra-se no grupo 2A databela periódica e portanto apresenta 2 elétrons na camada mais externa. Já oelemento em verde encontra-se no grupo 6A da tabela e portanto apresenta 6elétrons na camada mais externa. Assim sendo, o elemento que terá a segundaenergia de ionização maior será o elemento em vermelho, pois o segundo elétrona ser retirado será de outro orbital e esse está completo, portanto a energianecessária para se retirar esse elétron será maior.


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• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número

quântico principal, n:

Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2)

Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5)

• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível:

F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6)

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DE ÍONS

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• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.

• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganhaum elétron para formar um íon gasoso:

Cl(g) + e- � Cl-(g)

• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quantoendotérmica:

Ar(g) + e- � Ar-(g)

• Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa.

• O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que tem uma energiasignificativamente maior do que a energia do orbital 3p.

AFINIDADES ELETRÔNICAS

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AFINIDADES ELETRÔNICAS

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METAIS, NÃO-METAIS

E METALÓIDES

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METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES

• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso,

maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar

cátions em solução aquosa).

• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo.

• O caráter metálico diminui ao longo do período.

• Os metais têm energias de ionização baixas.

• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.

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METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES

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• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátionscaracterísticos.

• Todos metais do grupo 1A formam íons M+.

• Todos metais do grupo 2A formam íons M2+.

• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.

METAIS

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• A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:

Óxido metálico + água → hidróxido metálico

Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)

• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais.

• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar

elétrons:

metal + não-metal → sal

2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)

METAIS E NÃO METAIS

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Grupo 1A: os metais alcalinos• Todos os metais alcalinos são macios.

• A química é dominada pela perda de seu único elétron s:

M → M+ + e-

• A reatividade aumenta ao descermos no grupo.

• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio:

2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH(aq) + H2(g)

Tendências de grupo para os Tendências de grupo para os metais ativosmetais ativos

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Grupo 1A: os metais alcalinos• Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2:

4Li(s) + O2(g) � 2Li2O(s) (óxido)

2Na(s) + O2(g) � Na2O2(s) (peróxido)

K(s) + O2(g) � KO2(s) (superóxido)

• Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em umachama à alta temperatura.

• O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estadofundamental.


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Grupo 1A: os metais alcalinos• Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2:

4Li(s) + O2(g) � 2Li2O(s) (óxido)

2Na(s) + O2(g) � Na2O2(s) (peróxido)

K(s) + O2(g) � KO2(s) (superóxido)

• Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em umachama à alta temperatura.

• O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estadofundamental.

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Grupo 1A: os metais alcalinos

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Lítio Sódio Potássio

Grupo 1A: os metais alcalinos

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Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos

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Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais

alcalinos.

• A química é dominada pela perda de dois elétrons s:M � M2+ + 2e-.

Mg(s) + Cl2(g) � MgCl2(s)2Mg(s) + O2(g) � 2MgO(s)

• O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em diante:

Ca(s) + 2H2O(l) � Ca(OH)2(aq) + H2(g)

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Hidrogênio• O hidrogênio é um elemento singular.

• Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H2.

• Ele pode tanto ganhar um elétron para formar o íon hidreto, H�, como perder seuelétron para formar H+:

2Na(s) + H2(g) � 2NaH(s)2H2(g) + O2(g) � 2H2O(g)

• O H+ é um próton.• A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).

Tendências de grupo para Tendências de grupo para alguns nãoalguns não-- metaismetais

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Grupo 6A: o grupo do oxigênio

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Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio• Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um gás, o Te é um

metalóide, o Po é um metal).

• Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3). O ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio:

3O2(g) � 2O3(g) ∆H = 284,6 kJ.

• O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.

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Grupo 6A: o grupo do oxigênio• O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente, uma vez que o

íon O2- tem uma configuração de gás nobre.

• Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por exemplo, H2O) e 1-(por exemplo, H2O2).

• O enxofre é outro importante membro desse grupo.

• A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo.

• O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos).

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Grupo 7A: os halogênios

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Grupo 7A: os halogênios• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de elétrons para formar um

ânion:

X2 + 2e- � 2X-.

• O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece:

2F2(g) + 2H2O(l) � 4HF(aq) + O2(g) ∆H = -758,9 kJ.

• Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).

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Grupo 7A: os halogênios• O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela

eletrólise do sal grosso (NaCl):

2NaCl(aq) + 2H2O(l) � 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g).

• A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que desinfeta a água de piscina:

Cl2(g) + H2O(l) � HCl(aq) + HOCl(aq).

• Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com exceção do HF.

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Grupo 8A: os gases nobres

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Grupo 8A: os gases nobres• Todos esses são não-metais e monoatômicos.

• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e pcompletamente preenchidos.

• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF2, XeF4 e XeF6.

• Outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o HArF.

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Aula 2 tabela periódica

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