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PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS. HISTÓRICO O alemão Lothar Meyer(1830-1895) e o russo Dmitri Meneleev(1834-1907) partiram das observações do trabalho.

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1 PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

2 HISTÓRICO O alemão Lothar Meyer( ) e o russo Dmitri Meneleev( ) partiram das observações do trabalho de Avogadro e descobriram, independentemente, que os elementos caíam em famílias com propriedades semelhantes. Mais tarde, Mendeleev chamou essa ocorrência de LEI PERIÓDICA DOS ELEMENTOS. * quando os elementos são listados sequencialmente, em ordem crescente de seus números atômicos, é observada a repetição periódica de suas propriedades. *Conceito modificado por contribuições do inglês Henry Moseley ( )

3 A IMPORTÂNCIA DA TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS A tabela pode ser usada como previsão de muitas propriedades importantes para compreensão dos materiais e ligações químicas. Por exemplo: - porque o Ne é um gás nobre? - porque metais se ligam facilmente com não- metais? - porque o uso inadequado de certos elementos causam tantos problemas ao meio ambiente?

4 A ESTRUTURA DA TABELA Períodos; Famílias; Elementos representativos; Elementos de transição (externa e interna); Metais e não-metais; Elementos naturais e artificiais.

5 ALGUMAS PROPRIEDADES VALÊNCIA É a capacidade que os átomos de um elemento tem de se combinarem com outros átomos, dele mesmo ou de outro elemento.

6 ALGUMAS PROPRIEDADES RAIO ATÔMICO É definido como sendo a metade da medida da distância entre os núcleos de átomos vizinhos. Exemplos: para uma estrutura sólida, a distância entre átomos de cobre é de 256 pm, então o raio do cobre é de 128pm;

7 A distância entre núcleos atômicos de Carbono num diamante é de 154 pm, então o raio do C é 77 pm; Se considerarmos uma molécula de H 2, a distância entre os núcleos de H é de 74pm, então o raio do H é 37 pm; Logo, a distância entre núcleos de C e H numa molécula de CH 4, temos = 114 pm. RAIO ATÔMICO

8 COMO O RAIO VARIA NA TABELA Ele cresce de cima para baixo nas famílias e da direita para a esquerda nos períodos.

9 RAIO IÔNICO É uma parte da distância entre os íons vizinhos de uma estrutura iônica. Na prática: o raio do íon óxido O 2- é de 140 pm, então, se a distância entre íons Mg 2+ e O 2- for de 212 pm, o raio do íon Mg 2+ é 212 – 140 = 72 pm.

10 EXERCÍCIO 1.83)Coloque os seguintes íons na ordem crescente do raio iônico: S 2-, C - e P )Qual dos íons de cada par tem maior raio atômico: a) Ca 2+ e Ba 2+ b) As 3- e Se 2- c) Sn 2+ e Sn 4+

11 ENERGIA DE IONIZAÇÃO É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo na fase de gás. X (g) X + (g) + 1e - (g) I 1 = E(X + )- E(X) Exemplo: Cu (g) Cu + (g) +1e - (g) I 1 (8,14 eV, 785 KJ.mol -1 ) Cu + (g) Cu 2+ (g) +1e - (g) I 2 (20,26 eV,1955KJ.mol -1 )

12 ENERGIA DE IONIZAÇÃO Como varia na tabela A primeira energia de ionização é maior para elementos próximos do He e menor para elementos próximos do Cs. Temos que: I 1 < I 2 < I 3 <<< I 4

13 EXERCÍCIO 1.77) Coloque cada um dos seguintes conjuntos de elementos na ordem decrescente de energia de ionização. Explique sua escolha. a) selênio, oxigênio e telúrio; b) ouro, tântalo e ósmio; c) chumbo, bário e césio. 1.80) Explique por que a energia de ionização do potássio é menor que a do sódio, ainda que a carga nuclear efetiva do sódio seja menor.

14 AFINIDADE ELETRÔNICA É a energia liberada quando um elétron se liga à um átomo na fase de gás. X (g) + 1e - (g) X - (g) Eea = E(X) - E(X - ) Exemplo: C (g) +1e - (g) C - (g) Eea(3,62eV,349KJ.mol -1 ) Como varia na tabela As afinidades eletrônicas são maiores na parte direita superior da tabela, próximas dos elementos O, S e Halogênios.

15 EXERCÍCIO 1.85) Que elemento de cada par tem a maior afinidade eletrônica: a) oxigênio ou flúor; b) nitrogênio ou carbono; c) cloro ou bromo; d) lítio ou sódio.

16 EFEITO DO PAR INERTE É a tendência a formar íons com carga duas unidades mais baixa do que a esperada para o número do grupo. Isso é mais evidente nos elementos mais pesados do bloco p. Exemplos: In 3+ e In + Sn 4+ e Sn 2+ Pb 4+ e Pb 2+ Tl 3+ e Tl + Sb 5+ e Sb 3+ Bi 5+ e Bi 3+

17 Outras propriedades Densidade Volume atômico


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