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TABELA PERIÓDICA. - Alguns elementos químicos são conhecidos há séculos. - 1869 – Dmitri Mendeleiev organizou uma tabela onde os elementos até então conhecidos.

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1 TABELA PERIÓDICA

2 - Alguns elementos químicos são conhecidos há séculos – Dmitri Mendeleiev organizou uma tabela onde os elementos até então conhecidos (63) foram dispostos em ordem crescente de massa. - Atualmente: pela ordem crescente de Z. - As propriedades se repetiam periodicamente, a cada nova linha (horizontal) da tabela. - Todos os elementos de uma mesma coluna (vertical) apresentavam propriedades semelhantes. A Tabela Periódica de Mendeleiev:

3 A Tabela Periódica Moderna:

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5 GruposDenominaçãoCamada de Valência N o de elétrons na camada de valência 1Metais alcalinosns 1 1 2Metais alcalinos terrososns Metais de transição ns 2 (n-1)d 1 3 4ns 2 (n-1)d 2 4 5ns 2 (n-1)d 3 5 6ns 2 (n-1)d 4 6 7ns 2 (n-1)d 5 7 8ns 2 (n-1)d 6 8 9ns 2 (n-1)d ns 2 (n-1)d ns 2 (n-1)d ns 2 (n-1)d Família do Bns 2 np Família do Cns 2 np Família do Nns 2 np Família do Ons 2 np Halogêniosns 2 np Gases nobresns 2 np 6 8

6 Elétrons de Valência: São os elétrons que ocupam a última camada eletrônica de um átomo (camada de valência). São responsáveis pelas ligações químicas

7 Hidrogênio (H): - 1 elétron na camada de valência (Grupo 1) - Eletropositivo (Grupo 1) - Pode aceitar 1 elétron e formar hidretos (Grupo 17) - Não é um metal (Grupo 1) - É um não metal Gases Nobres (Grupo 18): - Camada de valência completamente preenchida, são estáveis.

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9 Metais: - conduzem eletricidade - tem brilho - são maleáveis (Ex: ouro - folhas) - são dúcteis (Ex: cobre - fios) Não-metais: - não conduzem eletricidade - não tem brilho - não são maleáveis - não são dúcteis - são quebradiços Metalóides: - Estão na fronteira entre metais e não-metais Ex: Si – semicondutores ligações covalentes tem brilho quebradiço

10 Regra do Octeto: Os elementos químicos tendem a adquirir a configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja, 8 elétrons na camada de valência. Esta é a configuração mais estável. Na Na + + 1e configuração do Ne (8 elétrons) Na: [Ne] 3s 1 (perde 1 elétron) Na + : [Ne] Ca Ca e configuração do Ar (8 elétrons) Ca: [Ar] 4s 2 (perde 2 elétrons) Ca 2+ : [Ar] Cl + 1e Cl configuração do Ne (8 elétrons) Cl: [Ne] 3s 2 3p 5 (ganha 1 elétron) Cl - : [Ar] O + 2e O configuração do He (8 elétrons) O: [He] 2s 2 2p 4 (ganha 2 elétrons) O 2- : [Ne]

11 Diagrama de Linus Pauling

12 Número Atômico Efetivo (Z ef ): Carga percebida pelos elétrons de valência de um átomo. Essa carga é sempre menor do que aquela total. Os elétrons das camadas interiores blindam o núcleo e os elétrons exteriores percebem apenas uma fração da carga nuclear. Z = Z ef – δ, onde δ é a constante de blindagem

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14 ElementoNº atômico (Z)Configuração eletrônica Nº de elétrons internos Nº de elétrons de valência Nº atômico efetivo (Z ef ) Li31s 2 2s 1 211,30 Be41s 2 2s 2 221,95 B51s 2 2s 2 2p 1 232,60 C61s 2 2s 2 2p 2 243,25 N71s 2 2s 2 2p 3 253,90 O81s 2 2s 2 2p 4 264,55 F91s 2 2s 2 2p 5 275,20

15 1) Raio Atômico: PROPRIEDADES PERIÓDICAS

16 Carga nuclear efetiva Raio atômico

17 No mesmo grupo: ElementoPeríodoRaio Atômico (Å) Li21,55 Cs62,67 Período Raio atômico No mesmo período: ElementoGrupoNº atômico (Z) Nº total de elétrons Nº de elétrons internos Nº de elétrons de valência Raio Atômico (Å) Na1A ,90 Cl7A ,99 Z ef atração do núcleo raio atômico

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19 Cátions e ânions: ElementoRaio (Å)ElementoRaio (Å) Fe1,17Cl0,99 Fe +2 0,780Cl - 1,84 Fe +3 0,645 ânion (-) > neutro > cátion (+) + - r ânion + R cátion

20 2) Potencial de Ionização (PI) ou Energia de Ionização (EI): Energia necessária para arrancar 1 elétron de um átomo no estado gasoso. M M e¯ PI

21 No mesmo grupo: ElementoPeríodoPotencial de Ionização (eV) H113,6 Li25,39 Na35,14 Período atração do núcleo Potencial de ionização

22 No mesmo período: ElementoGrupoPotencial de Ionização (eV) Li1A5,39 Be2A9,32 B3A8,30 C4A11,26 N5A14,53 O6A13,63 F7A17,42 Ne8A21,56 Z ef atração do núcleo Potencial de Ionização

23 ElementoPI (kJ/mol) Na Na Na e PI Na + Na e PI Na +2 Na e PI Mg Mg Mg e PI Mg + Mg e PI Mg +2 Mg e PI Para um mesmo elemento:

24 Teste da Chama: excitação dos elétrons da camada de valência

25 3) Afinidade Eletrônica (AE): Energia liberada por um elétron ao ser atraído por um átomo no estado gasoso. Raio atração do núcleo Afinidade eletrônica M + 1 e¯ M - AE

26 ElementoAE (kJ/mol) H H + 1 e H - AE 1 -72,7 O O + 1 e O - AE ,0 O e O -2 AE F F + 1 e F - AE ,9 AE1 De modo geral, é exotérmica AE2 De modo geral, é endotérmica

27 4) Eletronegatividade: Habilidade relativa que um átomo tem de atrair para si os elétrons envolvidos em uma ligação química. NÃO É UMA PROPRIEDADE DO ELEMENTO. Um elemento eletronegativo tem: - dificuldade em perder elétrons (alto PI) - facilidade em receber elétrons (alta AE)

28 Metais: - grande raio atômico - baixo potencial de ionização - baixa afinidade eletrônica - baixa eletronegatividade Ex: Cs, Rb, Ba, Ra Não-metais: - pequeno raio atômico - alto potencial de ionização - alta afinidade eletrônica - alta eletronegatividade Ex: F, Ne, O, Cl


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