PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

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PROPRIEDADES PERIÓDICAS

DOS ELEMENTOS

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1000 AC – Elementos conhecidos:

1800 DC – Elementos conhecidos:

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1864 - 1869

Publicação da tabela periódica

• Lothar Meyer: publicou a primeira tabela em 1864 e expandiu para mais de 50 elementos em 1869.

• Dmitri Mendeleev: publicou em 1869 sua própria versão da tabela periódica.

“Mendeleev e Meyer listaram os elementos em ordem crescente de massa atômica”

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Periodicidade: uma descrição moderna

A lei periódica estabelece que quando elementos são listados, sequencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades.

2 10 18 36

ooooooooooooooooooooooooooo

3 9 11 17 19 35 37

 Halogênio  Gás nobre  Metal alcalino

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A tabela periódica atual

• Década de 50:

Glenn Seaborg descobriu o plutônio (1940) e descobriu também outros elementos transurânicos (94 até 102).

• Reconfigurou a tabela com lantanídeos e actinídeos.

• 1951 – Prêmio Nobel.

“As propriedades físicas e

químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números atômicos".

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Período

Grupos ou Famílias:

número de elétrons da camada de valência.

Períodos:

número de camadas dos elementos.

Estrutura da Tabela Periódica

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: Hidrogênio 1 elemento

: Metais 84 elementos

: Ametais 11 elementos

: Semimetais 7 elementos

: Gases nobres 6 elementos

Classificação dos Elementos

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• Maleáveis

• Dúcteis

• Brilhantes

• Sólidos (com exceção do mercúrio)

• Condutores de calor e eletricidade.

São subdivididos em três partes:

• Metais representativos, típicos ou característicos: são 22 elementos pertencentes às colunas “A”

• Metais de transição: são 34 elementos pertencentes às colunas “B” (3 a 12)

• Metais de transição interna: são 28 elementos da série dos Lantanídeos e dos Actinídeos.

Metais

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• Não apresentam as propriedades dos metais.

• Bons isolantes (apenas a grafita (C

_n(s)

) é boa condutora de calor e eletricidade).

• Não possuem brilho característico (com exceção do iodo (I

_2(s)

) e da grafita, já mencionada).

• São quebradiços.

Não-metais

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• Possuem características intermediárias entre metais e não metais.

Semimetais

metalóides ou

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Gases Nobres

• Grupo 18 (0 ou VIII A).

• Gasosos na temperatura ambiente.

• São encontrados na natureza em sua forma monoatômica.

• Pouco reativos

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• Esse elemento não se enquadra em nenhum grupo da Tabela Periódica.

• O hidrogênio é o elemento mais abundante no universo, e pode se combinar com metais, não- metais e semimetais.

• Gás extremamente inflamável, em temperatura ambiente, e normalmente é encontrado nas altas camadas da atmosfera ou combinado com outros elementos.

Hidrogênio

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Nome em Português Símbolo Nome Original

Antimônio Sb Stibium

Cobre Cu Cuprum

Ouro Au Aurum

Ferro Fe Ferrum

Chumbo Pb Plumbum

Mercúrio Hg Hydragyrum

Potássio K Kalium

Prata Ag Argentum

Sódio Na Natrium

Estanho Sn Stannum

Tungstênio W Wolfram

Origem dos símbolos

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s d p f

A periodicidade nas configurações eletrônicas

“ Seguem a ordem de número atômico”

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O período em que um elemento está localizado

indica o número de níveis de energia (n) do

elemento.

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Carga nuclear efetiva ( Z

_ef

)

• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico.

• A carga nuclear efetiva não é igual a carga do núcleo devido ao efeito de blindagem dos elétrons internos.

Z

_ef

= Z - 

^= constante de blindagem

• Quantidade de energia para remover um elétron depende de Z_ef. He – 1S² (Z=2)

Repulsão entre os elétrons 1S = blindagem

E₁ – Energia de ionização do primeiro elétron = 2373 kJ E₂ – Energia de ionização do segundo elétron = 5251 kJ

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• Os elétrons são atraídos pelo núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os protegem da carga nuclear.

• A carga nuclear sofrida por um elétron depende de sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos.

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

• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Z_ef diminui.

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PROPRIEDADES ATÔMICAS

Certas propriedades características dos átomos, particularmente seus raios e as energias associadas com a remoção e adição de elétrons, mostram variações periódicas regulares com o número atômico.

Importância  Entender as propriedades químicas dos elementos e prever comportamentos químicos e estruturais

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RAIO ATÔMICO

METAL

Raio atômico é a metade da distância entre os núcleos de dois átomos;

MOLÉCULAS DIATÔMICAS Raio atômico é a metade da distância entre os núcleos.

Densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição e outras propriedades dependem do raio atômico;

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1.Descendo no grupo, os átomos aumentam.

2.Ao longo dos períodos, os átomos tornam-se

menores.

Fatores agindo:

• Número quântico principal, n;

• Carga nuclear efetiva, Zef.

Quanto maior Zef, maior é força de atração entre o núcleo e os elétrons, MENOR o RAIO ATÔMICO.

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Variação do raio do átomo com aumento do número atômico

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RAIO IÔNICO

• O raio iônico afeta as propriedades químicas e físicas de compostos iônicos;

ÂNION É MAIOR QUE O ÁTOMO

• Se o átomo ganha elétron (ânion) o raio aumenta:

Carga nuclear é a mesma, mas aumenta a repulsão entre elétrons adicionais.

CÁTION É MENOR QUE O ÁTOMO

• Se o átomo perde elétron (cátion) o raio diminui:

Carga nuclear é a mesma, mas diminui a repulsão entre elétrons restantes.

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Metais alcalinos

convertidos em

cátions

Halogênios convertidos em ânions

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 Descendo no grupo, raios iônicos aumentam.

 Para íons de grupo diferente comparação faz sentido entre íons isoeletrônicos (mesmo número de elétrons):

Na⁺ (Z = 11) n°de elétrons = 10  Z_ef maior  Raio menor F^- (Z = 9) n°de elétrons = 10  Z_ef menor  Raio maior

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

O₂^- > F^- > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺

Para cátions isoeletrônicos, temos a seguinte relação:

Íons trivalente < íons divalentes < íons monovalente

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ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Também conhecida como potencial de ionização, é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no estado fundamental.

M

_(g)

+ energia → M

⁺_(g)

+ e¯

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Variação da Energia de Ionização com aumento do número atômico

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1

^ª

e 2

^ª

ENERGIAS DE IONIZAÇÃO

A segunda energia de ionização é maior que a primeira devido a redução no tamanho do átomo.

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é o oposto da energia de ionização

• A afinidade eletrônica é a quantidade de energia (H) envolvida, quando um átomo isolado gasoso ganha um elétron para formar um íon negativo:

X_(g) + e^- → X^- _(g)

• A afinidade eletrônica pode ser endotérmica ou exotérmica:

Cl_(g) + e^- → Cl^-_(g) Exotérmica Ar_(g) + e^- → Ar^-_(g) Endotérmica

AFINIDADE ELETRÔNICA

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Tendência geral da variação da afinidade eletrônica na tabela periódica

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Variação das afinidades eletrônicas de elementos com número atômico até 20

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ELETRONEGATIVIDADE

• A eletronegatividade de um elemento é a tendência relativa mostrada por um átomo ligado em atrair o par de elétrons.

• Átomos pequenos atraem mais fortemente os elétrons que os átomos grandes. Portanto, átomos pequenos são mais eletronegativos.

• Quando os elétrons são distribuídos igualmente em uma ligação, temos uma ligação covalente pura.

• Quando os elétrons não estão distribuídos igualmente temos uma ligação covalente polar, ou no caso extremo uma ligação iônica.

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Tendência geral da variação da eletronegatividade na tabela periódica

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Variação das eletronegatividades nos períodos

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