Propriedade periódica dos

elementos

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Grupo: Cinthya Oestreich Silva - 18695 Felipe Camargo Natale - 18703

Prof. Élcio Rogério Barrak

1. Desenvolvimento da Tabela Periódica2. Carga nuclear efetiva3. Tamanhos de átomos e íons4. Energia de ionização5. Afinidades eletrônicas6. Metais, não-metais e metalóides7. Tendências nos grupos dos metais ativos8. Tendências nos grupos de alguns não-

metais

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Tópicos abordados:

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Desenvolvimento da Tabela Periódica

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Desenvolvimento da Tabela Periódica

Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1834 –1907)

Julius Lothar Meyer (1830-1895)

Mendeleyev e Meyer publicaram esquemas de classificação praticamente idênticos. Ambos

notaram que as similaridades das propriedades físicas e químicas tornam a se repetir

periodicamente quando os elementos são distribuídos em ordem crescente de massa

atômica.

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Desenvolvimento da Tabela Periódica

Henry Moseley (1887 - 1915)

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Desenvolvimento da Tabela Periódica

Em 1913, dois anos após Rutherford propor o modelo atômico do átomo, um físico inglês chamado Henry Moseley desenvolveu o conceito de números

atômicos.

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Desenvolvimento da Tabela Periódica

Muitas das propriedades de um átomo são determinadas pela quantidade de carga positiva "sentida" pelos elétrons exteriores deste átomo.

Com exceção do hidrogênio, esta carga positiva é sempre menor que a carga nuclear total, pois a

carga negativa dos elétrons nas camadas interiores neutraliza, ou "blinda", parcialmente a

carga positiva do núcleo.

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Carga nuclear efetiva

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Carga nuclear efetiva

Os elétrons interiores blindam os exteriores parcialmente do núcleo, assim, os exteriores "sentem" só uma fração da carga nuclear total.

O tamanho de um átomo pode ser estimado pelo raio covalente, com base em medidas das distâncias que separam os átomos em seus compostos químicos.

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Tamanhos de átomos e íons

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Tamanhos de átomos e íons

Os tamanhos dos íons são baseados nas distâncias um do outro em compostos iônicos. Como o

tamanho de um átomo, o tamanho de um íon depende de sua carga nuclear, do número de

elétrons que ele possui e dos orbitais nos quais os elétrons de nível mais externo localizam-se.

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Tamanhos de átomos e íons

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Tamanhos de átomos e íons

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Energias de ionização

A primeira energia de ionização de um átomo é a energia mínima necessária para remover um elétron do átomo na fase gasosa, formando um cátion.

A segunda energia de ionização é a energia necessária para remover um segundo elétron do átomo, e assim por diante.

As energias de ionização mostram aumento acentuado depois que todos os elétrons de valência foram removidos, por causa da maior carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais internos.

I1 < I2 < I3 …

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Energias de ionização

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Energias de ionização

Afinidade eletrônica: facilidade com que um átomo ganha um elétron, expressa pela liberação de energia.

A energia será mais negativa quanto maior a atração entre átomo e elétron.

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Afinidades eletrônicas

Caminhando para os halogênios, os elementos possuem um elétron a menos para preencher o subnível p.

Gases nobres e a afinidade. Positiva. 5A

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Tem brilho. Íons positivos.

Maleáveis e dúcteis Condutores de calor

e eletricidade`. Muitos óxidos

metálicos são sólidos iônicos básicos

Tendem a formar cátions em soluções aquosas

Óxido metálico + água = hidróxido metálico

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Metais

Não têm brilho Sólidos quebradiços,

duros ou macios Pobres condutores de

calor e eletricidade Muitos óxidos não

metálicos são substâncias moleculares que fornam as soluções ácidas

Tendem a formar ânions ou oxiânions em soluções aquosas

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Não-Metais

Óxidos não metálicos + água = ácido

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Chuva Ácida

Propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais.

Exemplo sílicio Circuitos integrados e chips de

computador

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Metalóides

Sólidos metálicos maleáveis

Baixa densidade e baixo ponto de fusão

Reativos Reações e chamas Chamas coloridas

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Metais Alcalinos

Mais duros, mais densos, fundidos a temperaturas mais altas Menos reativos Ca e MgO

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Metais Alcalino-Terrosos

Hidrogênio Grande energia de ionização Metálico a pressões extremamente altas Compartilha elétrons Metais + hidrogênio = hidretos metálicos

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Têndencias dos não-metais

Grupo do Oxigênio

Ganhar elétrons Não-metais Alótropos do

oxigênio Oxidação Enxofre – sólido

amarelo (sulfetos)

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Halogênios Formados de sal – grego Fusão e ebulição aumentam com o

número atômico Afinidades eletrônicas negativas F e C – exotérmico (água) Halogênios + metais = haletos iônicos

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Gases Nobres Gases à temperatura ambiente Monoatômicos Subníveis s e p preenchidos Energia de ionização Não reativos

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Química: A Ciência Central – Brown, Lemay, Bursten – 9ª edição

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Referências Bibliográficas