Capítulo 7 – PROPRIEDADE PERIÓDICA DOS ELEMENTOS

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1 Capítulo 7 – PROPRIEDADE PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
André Luiz Nascimento Luiz Fernando da Silva Quirino Engenharia de Produção 2008 Prof.º Dr. Élcio Barrak

2 O caminho da Tabela Periódica moderna
Lavoisier: classificou os elementos em grupos. Meyer e Mendeleyev: descobriram que a variação periódica do volume atômico está relacionado com a massa atômica. Moseley: trabalhou com os números atômicos, o que levou à Tabela Periódica atual.

3 Tabela Periódica Semelhanças e diferenças entre elementos do mesmo grupo (orbital de valência).

4 Carga Nuclear Efetiva Zef = Z – S
É a força de atração entre o núcleo e o elétron em questão. Depende da carga de ambos e da distância entre os mesmos. Zef = Z – S Zef = carga nuclear efetiva Z = número de prótons no núcleo S = número de elétrons que está entre o núcleo e elétron em questão

5 Tomando como exemplo o sódio (Na)
Como calcular Tomando como exemplo o sódio (Na) Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s1 Z = 11 e S = = 10 Então, Zef = Z – S = 11 – 10 = +1

6 Tipos de raio Atômico: metade da distância entre o núcleo de dois átomos vizinhos. Iônico: distância entre os núcleos dos íons de cargas opostas.

7 Covalente: metade da distância entre átomos ligados por ligação covalente. (Exemplo: Cl2 )
Van der Waals: metade da distância internuclear entre átomos em contato, mas não ligantes. (Exemplo: I2 ) r = raio covalente R = raio de van der Waals

8 Variação do tamanho atômico
Aumenta de cima para baixo na tabela periódica devido ao aumento do número de níveis. Aumenta da direita para esquerda devido à diminuição do número de prótons nesse sentido, o que diminui a força de atração sobre os elétrons.

9 Tamanho Iônico Exemplo:
Em uma série isoeletrônica, quanto maior o número de prótons (Z), menor será o tamanho do íon devido à atração nuclear. Exemplo: Utilizando os íons F- (Z = 9), Ne (Z = 10) e Na+ (Z = 11), temos uma série isoeletrônica de 10 elétrons. Resulta que o tamanho de F- > Ne > Na+, pois F- apresenta a menor carga nuclear, enquanto Na+, a maior.

10 Primeira energia de ionização (I 1)
É a energia necessária (absorvida) para retirar o elétron mais fracamente ligado ao núcleo, e portanto do mais alto nível energético, de um átomo no estado gasoso isolado. Primeira energia de ionização (I 1) Mg(g)  Mg+(g) e-

11 Segunda energia de ionização (I 2)
A partir da primeira energia de ionização, fica cada vez mais difícil retirar os elétrons da camada de valência. Segunda energia de ionização (I 2) Mg+(g)  Mg2+(g) e-

12 A energia de ionização é o inverso do tamanho do átomo
A energia de ionização é o inverso do tamanho do átomo. Isso acontece porque quanto menor o átomo, maior será a atração efetiva, então, mais difícil será a remoção do elétron, ou seja, maior será a energia de ionização.

13 Distribuição Eletrônica
A distribuição eletrônica é feita de acordo com os princípios de Aufbau, Pauli e Hund, que Linus Pauling reuniu em um diagrama: Elétrons no subnível: s = 2 p = 6 d = 10 f = 14

14 Entretanto, quando um átomo se torna um cátion, a retirada de elétrons não ocorre de acordo com a ordem da distribuição eletrônica. Exemplo: Níquel (Ni)  Z = 28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Ao invés de retirar o elétron de 3d8, o elétron será removido de 4s2, pois obedece a ordem direta de distribuição em camadas. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s1

15 Br(g) + 1 e-  Br -(g) ΔE = - 325 kJ Ne(g) + 1 e-  Ne-(g) ΔE > 0
Afinidade Eletrônica É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, “captura” um elétron, se tornando, assim, um íon carregado negativamente. Br(g) e-  Br -(g) ΔE = kJ Já com os gases nobres, a afinidade eletrônica tem valor positivo, significando que o ânion tem energia mais alta que os átomos e elétrons separados. Ne(g) e-  Ne-(g) ΔE > 0

16 A afinidade eletrônica, geralmente, se torna cada vez mais negativa à proporção que caminha em direção aos halogênios. Estes, já apresentam 7 elétrons na camada de valência, necessitando intensamente, então, de somente mais um elétron para se tornarem estáveis.

17 Na2O(s) + H2O(l)  2 NaOH(aq)
Metais Brilho metálico característico Boa condução de corrente elétrica e calor Maleáveis Dúcteis Sólidos à temperatura ambiente (exceção ao mercúrio) Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos Na2O(s) + H2O(l)  2 NaOH(aq) Tendem a ter baixa energia de ionização Tendem a formar cátions em soluções aquosas Ponto de fusão elevado

18 Dia-a-dia Lítio: bateria para marca-passo, medicamentos anti-depressivos, cerâmica e vidro. Magnésio: flash fotográfico, fogos de artifício e leite de magnésia. Ferro: formação de hemoglobina, enzimas e combate à anemia. Zinco: metabolismo de aminoácidos, retarda o crescimento e a formação de ossos.

19 Não-metais CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq) Variam na forma
Maus condutores de eletricidade e de calor Menor ponto de fusão, em relação aos metais Tendem a ganhar elétrons quando reagem com metais, devido à afinidade eletrônica Compostos de não-metais são substâncias moleculares Muitos óxidos não-metálicos são ácidos CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq)

20 Dia-a-dia Em geral, são utilizados na produção de pólvora e na fabricação de pneus. Flúor: utilizado em tratamentos dentários Cloro: limpezas domésticas e de piscinas

21 Metalóides Dia-a-dia Apresentam brilho metálico
Pequena condutividade elétrica Dia-a-dia O Silício é utilizado na fabricação de circuitos integrados e chips de computador.

22 Gases Nobres Geralmente, são monoatômicos
Pequena capacidade de ser combinar com outros elementos Baixo ponto de fusão e ebulição Estado gasoso à temperatura ambiente Xe XeCl XeF2, XeF4 (cristais) e XeF6 KrF2 RnF ArF

23 Dia-a-dia Hélio: utilizado em dirigíveis e balões com fins recreativos, publicitários. Criptônio: usado em lâmpadas fluorescentes. Argônio: utilizado em lâmpadas de filamento.

24 Referências bibliográficas
●Química – A Ciência Central: Brown ●Química Volume Único: Usberco e Salvador