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A natureza dual dos elétrons: Partícula ou Onda

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Apresentação em tema: "A natureza dual dos elétrons: Partícula ou Onda"— Transcrição da apresentação:

1 A natureza dual dos elétrons: Partícula ou Onda
Bohr e Rutherford Modelo planetário / núcleo central rodeado por elétrons. Requer informação precisa da posição e velocidade do elétron. Fóton da luz colidindo com elétron de uma superfície metálica , se a energia do foton for suficiente, o elétron pode ser removido da superfície do metal. Onda: Evidência da natureza ondulatória do elétron foi obtida quando anéis de difração foram observados fotograficamente, após a passagem de um feixe de elétrons através de uma fina lâmina metálica.

2 G1 – Metais Alcalinos Efeito do tamanho dos átomos e íons e sua estrutura eletrônica sobre as propriedades físicas e químicas. O lítio, o primeiro elemento, difere consideravelmente dos demais elementos do grupo (isso ocorre em todos os elementos representativos). Metais: Li, Na, K, Cs e Fr Não são encontrados livres na natureza; Agentes redutores mais fortes; Reagem com água; Moles: a magnitude das energias de coesão determina a dureza; Baixos pontos de fusão e ebuilição; Estrutura cúbica de corpo centrado NC = 8; O lítio metálico não se mistura com os outros alcalinos. Já os demais metais alcalinos, Na, K, Rb, Cs, são miscíveis uns com os outros em todas as proporções. Métodos de obtenção Eletrólise ígnea.

3 Menu Principal

4 Menu Principal

5 Compostos Hidretos Óxidos, Peróxidos e superóxidos Hidróxidos

6 Raio do átomo angstrons Densidade dos metais (g/mL)
Raio do átomo angstrons Raio do íon angstrons Densidade dos metais (g/mL) Li 1,52 0,76 0,54 Na 1,86 1,02 0,97 K 2,27 1,38 0,86 Rb 2,48 1,53 Cs 2,65 1,67 1,9 Não é comum metais terem densidades tão baixas. Tabela 1.1 – Tamanho e densidade Energia de ionização é a energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um átomo gasoso isolado. A 2ª energia de ionização é sempre maior. Por que? Primeira energia Segunda energia de ionização (kJ mol-1) Li 520,1 7.296 Na 495,7 4.563 K 418,6 3.069 Rb 402,9 2.650 Cs 375,6 2.420 Tabela 1.2 – Energias de ionização Menu Principal

7 Reagem com água Todos os metais do Grupo 1 reagem com água, liberando hidrogênio e formando os correspondentes hidróxidos. 2Li(s) H2O(l) LiOH(aq) H2(g) 2Na(s) H2O(l) NaOH(aq) H2(g) 2K(s) H2O(l) KOH(aq) H2(g) O lítio reage a uma velocidade moderada; o sódio funde na superfície da água e o metal fundido desliza vigorosamente, podendo inflamar-se (especialmente se ficar parado); e o potássio funde e sempre se inflama. Com rubídio e césio a reação é explosiva. Menu Principal

8 Moles : a magnitude das energias de coesão determina a dureza
Energia de coesão (entalpia de atomização) (kJ mol-1) Li 161 Na 108 K 90 Rb 82 Cs 78 Tabela 1.3 – Entalpias de coesão Menu Principal

9 Pontos de Fusão e Ebulição
Ponto de Fusão Ponto de Ebulição (0C) Li 181 1.347 Na 98 881 K 63 766 Rb 39 688 Cs 28,5 705 Tabela 1.4 – Pontos de fusão e de ebulição As baixas energias de coesão se refletem nos valores muito baixos das temperaturas de fusão e ebulição dos elementos do grupo. Menu Principal

10 Estrutura cúbica de corpo centrado
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11 Hidretos Fortes agentes redutores. M+ H-
O hidreto de lítio é o mais fácil de formar. (Para os demais a facilidade decresce do lítio para o césio). 2M(s) + H2(g) MH(s) Compostos

12 Óxidos, Peróxidos e Superóxidos
4Li(s) + O2(g) Li2O(s) 2Na(s) + O2(g) Na2O2(s) M(s) + O2(g) MO2(g) Os peróxidos contém o íon [-O-O-]2- . Eles são diamagnéticos (todos os elétrons estão emparelhados) e agentes oxidantes. Os superóxidos contêm o íon [O2]- que possui um elétron desemparelhado; sendo portanto paramagnético e coloridos :LiO2 e NaO2 são amarelos, KO2 alaranjado, RbO2 castanho e CsO2 alaranjado . Compostos

13 Hidróxidos 2M(s) + 2H2O(l) 2 MOH(aq) + H2(g) Solubilidade
Solubilidade (g/100 g de H2O) Li 13,0 (25 oC) Na 108,3 (25 oC) K 112,8 (25 oC) Rb 197,6 (30 oC) Cs 385,6 (15 oC) Tabela 1.4 – Solubilidades dos hidróxidos do Grupo 1 Compostos


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