Seminário de QuímicaCapitulo 7: Propriedades Periódicas dos Elementos

Vinícius Vieira de Souza Balbi – 14474Caio César Simões de Souza – 14428

ECO-2007

Introdução

• Tabela Periódica – Organizar os diferentes elementos químicos de acordo com suas características, por exemplo, pela configuração eletrônica.

• Descoberta de novos elementos – Avanços científicos trouxeram novas ferramentas para poderem isolar elementos de compostos e misturas.

A Tabela Periódica

Carga Nuclear Efetiva• É uma carga localizada no núcleo do átomo, que gera um campo

elétrico.• É calculada com o número médio de elétrons por causa da grande

quantidade de repulsões elétron-elétron.

= Carga Nuclear Efetiva

= Número de prótons

= Número médio de elétrons

• Ex: Mg – [Ne]3s²– Carga 12+ no núcleo– Carga 10- na camada mais interna, igual ao Ne– C.N.E= 12 – 10 = 2+

Tamanho de átomos e íons

• Raio atômico de Van der Waals (raio não-ligante) – Medido através das colisões de átomos.

• Raio atômico covalente (raio ligante) – Medido através da distância entre os núcleos dos átomos interligados.

• A tendência periódica do raio atômico é crescer em direção ao elemento localizado no último período e no primeiro grupo. Ex: Da direita para esquerda há diminuição da carga do núcleo, diminuindo a atração pelos elétrons.

• O tamanho dos íons em relação ao átomo de origem depende da sua carga.

• No caso de um cátion, sua carga positiva diminui as repulsões elétron-elétron, sendo o íon menor que o seu átomo de origem. O contrário acontece com os ânions.

Energia de Ionização

• É a mínima energia necessária para se retirar um elétron de um átomo ou íon gasoso isolado em seu estado fundamental.

• Em um átomo pode existir da primeira até a sétima energia de ionização, e esta é crescente no intervalo.

• Tabela com energias de ionização de alguns elementos:

• A tendência periódica das primeiras energias de ionização é crescer em direção ao elemento localizado no primeiro período e no último grupo. Ex: Da esquerda para direita há diminuição do tamanho do átomo, estando os elétrons mais próximos do núcleo.

Configurações eletrônicas de íons

• Ao retirar-se um elétron de um átomo, é escolhido o elétron que se encontra no orbital com maior número quântico principal disponível. Ex:

• Ao adicionar-se um elétron a um átomo, ele é acrescido ao próximo orbital disponível de menor energia. Ex:

Afinidade Eletrônica

• É a energia liberada pelo átomo ao ganhar um elétron.

• Quanto maior a atração entre átomo e elétron, mais negativa ela é.

• À medida que caminhamos para os halogênios, os elementos apresentam um elétron a menos para preencher o sub-nível p.

• Adicionar um elétron a um gás nobre é energeticamente desfavorável. O mesmo se dá com Be e Mg.

Principais características dos metais

• Tem brilho, várias cores, no entanto a maioria é prateada

• Os sólidos são bons condutores de calor e eletricidade

• Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos

• Tendem a formar cátions em soluções aquosas

Metalóides• De acordo com a IUPAC,

eles foram extintos da tabela periódica e foram para o grupo dos metais ou dos não-metais.

• Ge (germânio), Sb (antimónio), Po (polônio) são definidos como metais.

• B (boro), Si (silício), As (arsênico), Te (telúrio), de acordo com a IUPAC, são agora não-metais.

Principais características de não-metais

• Não tem brilho, várias cores• Sólidos normalmente são

quebradiços, alguns são duros e outros macios

• Pobres condutores elétricos e de calor

• Muitos óxidos de não metais são substâncias moleculares que formam soluções ácidas

• Tendem a formar ânions ou oxiânions em soluções aquosas

Metais Alcalinos

• Cor cinza• Baixa densidade e ponto

de fusão• Muito reativos• Reação exotérmica em

contato com água

Metais Alcalino-Terrosos

• Mais duros e densos que os metais alcalinos

• Menos reativos e de ponto de fusão maior que os metais alcalinos, que vai aumentando de acordo com o número atômico dos elementos

As tendências de não-metais Hidrogênio

• Hidrogênio não pertence a nenhum grupo particular.• Na natureza é encontrado em forma de molécula

diatômica incolor. Podendo ser metálico em condições de pressão extremamente alta.

As tendências de não-metais da família 16

• Oxigênio é o único gasoso à temperatura ambiente; os demais são sólidos.

• O polônio é o único metal e é raro.

As tendências de não-metais da família 17

• Halos e gennao vem do grego e significam formadores de sal.

• Todos elementos formam moléculas diatômicas.

Gases nobres

• Monoatômicos• Estáveis• Gases nobres também

formam compostos

Referências bibliográficas

• Química, a ciência central. Autores: Brown, LeMay e Bursten;

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FIM