A Tabela Periódica A tabela periódica surgiu para agrupar os elementos que têm propriedades químicas e físicas semelhantes, ou seja, ela organiza os metais,

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2 A Tabela Periódica A tabela periódica surgiu para agrupar os elementos que têm propriedades químicas e físicas semelhantes, ou seja, ela organiza os metais, semimetais, não metais, gases nobres, dentre outros, em grupos divididos de forma a facilitar sua localização.

3 História da Tabela Periódica Em 1829, Döbereiner reuniu os elementos semelhantes em grupos de três. Cada grupo recebeu o nome de tríade. A massa atômica de um elemento era aproximadamente a média aritmética das massas atômicas dos dois outros elementos, ex.: Li = 7u, K = 39u.

4 Em 1863, Chancourtois dispôs os elementos numa espiral traçada nas paredes de um cilindro, em ordem crescente de massas atômicas. Tal classificação recebeu o nome de parafuso telúrico. Já, em 1864, Newlands dispôs os elementos em colunas verticais de sete elementos, em ordem crescente de massas atômicas, observando que de sete em sete elementos havia repetição das propriedades, fato que recebeu o nome de Lei das Oitavas.

5 Tabela Periódica Antiga Tabela periódica idealizada por Mendeleev, em 1869, apresentando espaços vagos para a inclusão de novos elementos.

6 Finalmente, em 1869, Mendeleev apresentou uma classificação, que é a base da classificação periódica moderna, colocando os elementos em ordem crescente de suas massas atômicas, distribuídos em oito faixas horizontais (períodos) e doze colunas verticais (famílias). Verificou que as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a massa atômica. Na tabela periódica moderna, os elementos são colocados em ordem crescente de número atômico.

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8 Propriedade dos Elementos As propriedades periódicas são aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente.

9 O tamanho do átomo é uma característica difícil de ser determinada, pois a eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida. De maneira geral, para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois fatores: Variação do raio atômico na tabela periódica

10 Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. Caso os átomos comparados apresentem o mesmo número de níveis (camadas),devemos usar outro critério. Número de prótons: o átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu tamanho.

11 Energia de ionização (E.I.): é a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso. X 0(g) + energia -> X+(g) + e– Quanto maior o raio atômico, menor será a atração exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado; portanto, menor será a energia necessária para remover esse elétron. Variação da Energia de Ionização

12 Eletroafinidade: é a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso,“captura” um elétron. X0(g) + e– -> X–(g) + energia A medida experimental da afinidade eletrônica é muito difícil e, por isso, seus valores fora determinados para poucos elementos. Veja no quadro ao lado alguns valores conhecidos de eletroafinidade. IAVIIA Li.............. F 60 kJ.......... 328 kJ K................ Br 48 kJ.......... 325 kJ

13 Eletronegatividade é a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Essa força de atração tem relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor. A eletronegatividade não é definida para os gases nobres.

14 Densidade Experimentalmente, verifica-se que: a) Entre os elementos das famílias IA e VIIA, a densidade aumenta, de maneira geral, de acordo como aumento das massas atômicas, ou seja, de cima para baixo. b) Num mesmo período, de maneira geral, a densidade aumenta das extremidades para o centro da tabela.

15 Assim, os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da tabela periódica, sendo o ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm3).

16 Temperatura de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) Experimentalmente, verifica-se que: a) Nas famílias IA e IIA, os elementos de maiores TF e TE estão situados na parte superior da tabela. Na maioria das famílias, os elementos com maiores TF e TE estão situados geralmente na parte inferior. b) Num mesmo período, de maneira geral a TF e a TE crescem das extremidades para o centro da tabela.

17 Assim, a variação das TF e TE na tabela periódica pode ser representada como no esquema ao lado. Entre os metais, o tungstênio (W) é o que apresenta maior TF: 3 410 ºC. O carbono, por formar estruturas com grande número de átomos, apresenta TF (3550 ºC) e TE (4287 ºC) elevados.

18 Quando usamos a expressão volume atômico, não estamos nos referindo ao “volume de um átomo”. Na verdade, usamos essa expressão para designar — para qualquer elemento — o volume ocupado por uma quantidade fixa de número de átomos. O volume atômico sempre se refere ao volume ocupado por 6,02 · 1023 átomos, e pode ser calculado relacionando-se a massa desse número de átomos com a sua densidade.

19 Assim, temos: Volume = massa de 6,02 · 1023 átomos do elemento densidade do elemento no estado sólido Por meio de medidas experimentais, verifica-se que: numa mesma família, o volume atômico aumenta com o aumento do raio atômico; num mesmo período, o volume atômico cresce do centro para as extremidades.

20 As propriedades aperiódicas são aquelas cujos valores variam (crescem ou decrescem) à medida que o número atômico aumenta e que não se repetem em períodos determinados ou regulares. Exemplos: a massa atômica de um elemento sempre aumenta de acordo com o número atômico desse elemento, o calor específico, a dureza, o índice de refração, etc.

21 Gosto de açúcar

22 Ouro de tolo

23 Colher que desaparece

24 Os elementos mais abundantes no Universo e na Terra

25 História das Teorias atômicas Teoria de Demócrito A palavra “átomo” é de origem grega e deriva do verbo “témnein = cortar”, com o prefixo negativo “a-”; significando portanto “indivisível”. O termo foi usado pela primeira vez pelo sumo filósofo grego Demócrites (cerca de 460-370 a.C.), para indicar as partículas indivisíveis em que, segundo ele, era formada a matéria.

26 Sendo que não havia como demonstrar cientificamente, com provas, esta sua teoria atomística, foi considerada uma simples especulação filosófica. Tiveram que passar mais de dois mil anos, antes que a teoria fosse confirmada pela ciência; o átomo é realmente um componente elementar da matéria, apesar que nos dias de hoje os cientistas tenham descoberto que o átomo é constituído, por sua vez, de partículas ainda menores.

27 Teoria de Dalton John Dalton, em 1803, propôs uma teoria que explicava as leis da conservação de massa e da composição definida, é a chamada Teoria Atômica de Dalton. Essa teoria foi baseada em diversos experimentos e apontou as seguintes conclusões: 1.Toda matéria é formada de partículas fundamentais, os átomos. 2. Os átomos não podem ser criados e nem destruídos, eles são permanentes e indivisíveis.

28 3. Um composto químico é formado pela combinação de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa. 4. Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos, já os átomos de diferentes elementos possuem propriedades diferentes. Os átomos caracterizam os elementos. 5. Quando os átomos se combinam para formar um composto, quando se separam ou quando acontece um rearranjo são indícios de uma transformação química.

29 Teoria de Thompson Em 1898, o físico inglês Joseph John Thompson, realizou experimentos científicos com descargas elétricas de gases e com a radioatividade, e sugeriu um modelo atômico. Segundo ele, como a tendência da matéria é ficar neutra, o número de cargas positivas teria que ser igual ao número de cargas negativas.

30 As experiências realizadas no século XIX, juntamente com o átomo de Thompson, possibilitaram a descoberta do próton e do elétron. O modelo atômico de Thompson consiste em uma esfera carregada positivamente e que elétrons de carga negativa ficam incrustados nessa.

31 Teoria de Rutherford – Bohr Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas a (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro. Ele concluiu que a lâmina de ouro seria constituída por átomos formados com um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons.

32 Nesse contexto, surge ainda a ideia de que os elétrons estariam em movimentos circulares ao redor do núcleo, uma vez que se estivesse parados, acabariam por se chocar com o núcleo, positivo. O pesquisador acreditava que o átomo seria de 10000 a 100000 vezes maior que seu núcleo.

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34 Diagrama de Linus Pauling

35 Distribuição eletrônica

36 Distribuição eletrônica de cátion e ânion

37 Modelo quântico: O Princípio da Incerteza Em 1926, Werner Heisenberg (1901-1976) demonstrou, usando os conceitos quânticos(mecânica quântica), que é impossível determinar, simultaneamente, com absoluta precisão, a velocidade e a posição de um elétron em um átomo.

38 Números quânticos São códigos matemáticos associados à energia do elétron. A caracterização de cada elétron no átomo é feita por quatro números quânticos: principal, secundário (ou azimutal), magnético e spin.

39 Principal (n): Indica o nível de energia do elétron. n = 1, 2, 3,... 7. Secundário ou azimutal ( ) Está associado ao subnível de energia do elétron. Subnívelspdf Valores de 0123

40 Magnético (m): Está associado à região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron, denominada orbital.

41 Espacialmente, os orbitais s e p apresentam o seguinte aspecto:

42 Spin (s ou m s ): Está relacionado à rotação do elétron. A representação gráfica dos elétrons num mesmo orbital pode ser feita de duas maneiras:

43 Distribuição eletrônica em orbitais Essa distribuição deve ser feita de acordo com dois conceitos: Princípio da exclusão de Pauli: Num orbital existem no máximo 2 elétrons com spins opostos. Regra de Hund: Os orbitais de um mesmo subnível são preenchidos de modo que se obtenha o maior número possível de elétrons isolados (desemparelhados).

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