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PublicouDaniela Mestre Alterado mais de 9 anos atrás
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Propriedade periódica dos elementos 1 Grupo: Cinthya Oestreich Silva - 18695 Felipe Camargo Natale - 18703 Prof. Élcio Rogério Barrak
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1. Desenvolvimento da Tabela Periódica 2. Carga nuclear efetiva 3. Tamanhos de átomos e íons 4. Energia de ionização 5. Afinidades eletrônicas 6. Metais, não-metais e metalóides 7. Tendências nos grupos dos metais ativos 8. Tendências nos grupos de alguns não-metais 2 Tópicos abordados:
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3 Desenvolvimento da Tabela Periódica
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4 Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1834 –1907) Julius Lothar Meyer (1830- 1895)
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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. 5 Desenvolvimento da Tabela Periódica
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Henry Moseley (1887 - 1915) 6 Desenvolvimento da Tabela Periódica
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Em 1913, dois anos após Rutherford propor o modelo atômico do átomo, um físico inglês chamado Henry Moseley desenvolveu o conceito de números atômicos. 7 Desenvolvimento da Tabela Periódica
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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.átomoelétronshidrogênio 8 Carga nuclear efetiva
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9 Os elétrons interiores blindam os exteriores parcialmente do núcleo, assim, os exteriores "sentem" só uma fração da carga nuclear total.
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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. 10 Tamanhos de átomos e íons
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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. 12 Tamanhos de átomos e íons
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14 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.
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I1 < I2 < I3 … 15 Energias de ionização
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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. 17 Afinidades eletrônicas
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Caminhando para os halogênios, os elementos possuem um elétron a menos para preencher o subnível p. Gases nobres e a afinidade. Positiva. 5A 18
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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 20 Metais
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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 21 Não-Metais
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Óxidos não metálicos + água = ácido 22 Chuva Ácida
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Propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. Exemplo sílicio Circuitos integrados e chips de computador 23 Metalóides
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Sólidos metálicos maleáveis Baixa densidade e baixo ponto de fusão Reativos Reações e chamas Chamas coloridas 24 Metais Alcalinos
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Mais duros, mais densos, fundidos a temperaturas mais altas Menos reativos Ca e MgO 25 Metais Alcalino-Terrosos
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Hidrogênio Grande energia de ionização Metálico a pressões extremamente altas Compartilha elétrons Metais + hidrogênio = hidretos metálicos 26 Têndencias dos não-metais
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Grupo do Oxigênio Ganhar elétrons Não-metais Alótropos do oxigênio Oxidação Enxofre – sólido amarelo (sulfetos) 27
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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 28
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Gases Nobres Gases à temperatura ambiente Monoatômicos Subníveis s e p preenchidos Energia de ionização Não reativos 29
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Química: A Ciência Central – Brown, Lemay, Bursten – 9ª edição 30 Referências Bibliográficas
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