Propriedades Periódicas e Aperiódicas

Apresentação em tema: "Propriedades Periódicas e Aperiódicas"— Transcrição da apresentação:

1 Propriedades Periódicas e Aperiódicas
TABELA PERIÓDICA Propriedades Periódicas e Aperiódicas Prof. Alexandre Lima

2 Propriedades Periódicas
São propriedades que variam periodicamente e atingem valores máximos e mínimos em colunas bem determinadas. Por exemplo: Raio atômico Energia de ionização Densidade

3 Propriedades Aperiódicas
São aquelas que vão sempre aumentando ou diminuindo à medida que crescem os números atômicos. Por exemplo: A masssa atômica O calor específico A quantidade de raias no espectro de raios - X

4 Raio Atômico É impossível determinar o tamanho exato de um átomo isolado, um dos recursos é medir através dos raios – X, a distância internuclear.

5 Raio Atômico Se o elemento é um metal, o raio atômico é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra sólida; Se o elemento é um não metal ou um metalóide, usa-se a distância entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química –raio covalente; Se o elemento é um gás nobre usa-se o raio de Van der Waals, que é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra do gás sólido; O raio de Van der Waals é sempre muito maior do que o raio covalente.

6 Raio Atômico Podemos prever o raio atômico apenas observando a posição dos elementos na tabela periódica: Elementos de uma mesma família têm seus elementos preenchendo maior número de camadas se observarmos de cima para baixo. Ora, quanto maior a quantidade de camadas, maior o raio atômico.

7 Raio Atômico

8 Raio Atômico

9 Raio Atômico Carga nuclear efetiva (Zef) Zef= Z–σ onde:
Z = carga nuclear real (noatômico) σ é o efeito de blindagem

10 Raio Atômico

11 Raio Atômico

12 Raio Atômico

13 Raio iônico Raio iônico de um elemento é a sua parte da distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. Em outras palavras, a distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos.

14 Raio iônico Os raios iônicos geralmente crescem com o valor de n em um grupo e decrescem da esquerda para a direita em um período. Os cátions são menores e os ânions são maiores do que os átomos originais.

15 Raio iônico Os cátions são menores que os átomos originais pois para formá-lo, os átomos perdem um ou mais elétrons Já o ânion é maior devido ao aumento da repulsão eletrônica.

16 Energia de ionização (I)
É a energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa.

17 Energia de ionização (I)

18 Energia de ionização (I)

19 Energia de ionização (I)

20 Energia de ionização (I)
A primeira energia de ionização geralmente decresce em um grupo. Com poucas exceções a primeira energia de ionização aumenta da esquerda para a direita no período e cai para valores mais baixos no início do período seguinte.

21 Energia de ionização (I)

22 Energia de ionização (I)
O elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo. À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso. Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período. Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron. Existem duas exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.

23 Exceções da energia de ionização
Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável. Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.

24 Afinidade Eletrônica Eae
Definição Convencional: Eletroafinidade é a energia liberada quando um elétron é recebido por um átomo no estado gasoso e fundamental. X(g) + 1e-  X- (g) Δ H = Eletroafinidade (ΔH < 0) Definição Moderna: Eletroafinidade é a energia mínima necessária para remover um elétron de um ânion monovalente no estado gasoso. X-(g)  X(g) + 1e- Δ H = Eletroafinidade (Δ H > 0)

25 Afinidade Eletrônica Eae
Para analisar a eletroafinidade, será utilizada a definição atual desta propriedade, e assim quando quisermos avaliar a eletroafinidade de um elemento X deveremos medir a energia gasta na retirada de um elétron do ânion X-.

26 Afinidade Eletrônica Eae

27 Afinidade Eletrônica Eae
Para a eletroafinidade ocorre uma anomalia no comportamento esperado, quando se comparam as eletroafinidades dos elementos do 2º período com os elementos do mesmo grupo, porém, do 3º período. O que ocorre é que no segundo período os átomos são muito pequenos, e a acomodação de mais um elétron em sua eletrosfera não é tão fácil como nos do 3º período. A repulsão intereletrônica para os átomos do 2º período é tão intensa que mesmo o último elétron estando bem próximo do núcleo, sua retirada é facilitada.

28 ELETRONEGATIVIDADE É a medida da capacidade que um determinado átomo tem em atrair o elétron de outro átomo para sua eletrosfera quando participante de uma ligação química. Mede a atração que o núcleo exerce sobre o par eletrônico de uma ligação química. Nota-se que quanto menor o raio atômico, maior será esse poder de atração. Essa característica, "eletronegatividade", será mais bem entendida quando do estudo das ligações químicas.

29 ELETRONEGATIVIDADE

30 Resumo

31 Relações diagonais As relações diagonais são semelhanças de propriedades entre vizinhos diagonais nos grupos principais da tabela periódica. A relação diagonal deve-se em parte às características de raio atômico e energia de ionização desses elementos.

32 Relações diagonais Exemplo de relação diagonal
O boro (acima) e o silício (abaixo), possuem uma relação diagonal. Ambos são sólidos brilhantes, com alto ponto de fusão. Possuem ainda várias semelhanças químicas.

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