Seminário de Química Capitulo 7: Propriedades Periódicas dos Elementos

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1 Seminário de Química Capitulo 7: Propriedades Periódicas dos Elementos
Vinícius Vieira de Souza Balbi – 14474 Caio César Simões de Souza – 14428 ECO-2007

2 Introdução Tabela Periódica – Organizar os diferentes elementos químicos de acordo com suas características, por exemplo, pela configuração eletrônica. Descoberta de novos elementos – Avanços científicos trouxeram novas ferramentas para poderem isolar elementos de compostos e misturas.

3 A Tabela Periódica

4 Carga Nuclear Efetiva É uma carga localizada no núcleo do átomo, que gera um campo elétrico. É calculada com o número médio de elétrons por causa da grande quantidade de repulsões elétron-elétron. = Carga Nuclear Efetiva = Número de prótons = Número médio de elétrons Ex: Mg – [Ne]3s² Carga 12+ no núcleo Carga 10- na camada mais interna, igual ao Ne C.N.E= 12 – 10 = 2+

5 Tamanho de átomos e íons
Raio atômico de Van der Waals (raio não-ligante) – Medido através das colisões de átomos. Raio atômico covalente (raio ligante) – Medido através da distância entre os núcleos dos átomos interligados.

6 A tendência periódica do raio atômico é crescer em direção ao elemento localizado no último período e no primeiro grupo. Ex: Da direita para esquerda há diminuição da carga do núcleo, diminuindo a atração pelos elétrons.

7 O tamanho dos íons em relação ao átomo de origem depende da sua carga.
No caso de um cátion, sua carga positiva diminui as repulsões elétron-elétron, sendo o íon menor que o seu átomo de origem. O contrário acontece com os ânions.

8 Energia de Ionização É a mínima energia necessária para se retirar um elétron de um átomo ou íon gasoso isolado em seu estado fundamental. Em um átomo pode existir da primeira até a sétima energia de ionização, e esta é crescente no intervalo.

9 Tabela com energias de ionização de alguns elementos:

10 A tendência periódica das primeiras energias de ionização é crescer em direção ao elemento localizado no primeiro período e no último grupo. Ex: Da esquerda para direita há diminuição do tamanho do átomo, estando os elétrons mais próximos do núcleo.

11 Configurações eletrônicas de íons
Ao retirar-se um elétron de um átomo, é escolhido o elétron que se encontra no orbital com maior número quântico principal disponível. Ex: Ao adicionar-se um elétron a um átomo, ele é acrescido ao próximo orbital disponível de menor energia. Ex:

12 Afinidade Eletrônica É a energia liberada pelo átomo ao ganhar um elétron. Quanto maior a atração entre átomo e elétron, mais negativa ela é.

13 À medida que caminhamos para os halogênios, os elementos apresentam um elétron a menos para preencher o sub-nível p. Adicionar um elétron a um gás nobre é energeticamente desfavorável. O mesmo se dá com Be e Mg.

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15 Principais características dos metais
Tem brilho, várias cores, no entanto a maioria é prateada Os sólidos são bons condutores de calor e eletricidade Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos Tendem a formar cátions em soluções aquosas

16 Metalóides De acordo com a IUPAC, eles foram extintos da tabela periódica e foram para o grupo dos metais ou dos não-metais. Ge (germânio), Sb (antimónio), Po (polônio) são definidos como metais. B (boro), Si (silício), As (arsênico), Te (telúrio), de acordo com a IUPAC, são agora não-metais.

17 Principais características de não-metais
Não tem brilho, várias cores Sólidos normalmente são quebradiços, alguns são duros e outros macios Pobres condutores elétricos e de calor Muitos óxidos de não metais são substâncias moleculares que formam soluções ácidas Tendem a formar ânions ou oxiânions em soluções aquosas

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19 Metais Alcalinos Cor cinza Baixa densidade e ponto de fusão
Muito reativos Reação exotérmica em contato com água

20 Metais Alcalino-Terrosos
Mais duros e densos que os metais alcalinos Menos reativos e de ponto de fusão maior que os metais alcalinos, que vai aumentando de acordo com o número atômico dos elementos

21 As tendências de não-metais Hidrogênio
Hidrogênio não pertence a nenhum grupo particular. Na natureza é encontrado em forma de molécula diatômica incolor. Podendo ser metálico em condições de pressão extremamente alta.

22 As tendências de não-metais da família 16
Oxigênio é o único gasoso à temperatura ambiente; os demais são sólidos. O polônio é o único metal e é raro.

23 As tendências de não-metais da família 17
Halos e gennao vem do grego e significam formadores de sal. Todos elementos formam moléculas diatômicas.

24 Gases nobres Monoatômicos Estáveis
Gases nobres também formam compostos

25 Referências bibliográficas
Química, a ciência central. Autores: Brown, LeMay e Bursten; Google: ; Wikipedia: ; Fotosearch: FIM