7 PROPRIEDADES PERIÓDICAS - 14289 - Cézar de Goes Camargo - 14292 - Edgar Lessa Venâncio Professor Dr. Élcio EAM

Desenvolvimento da Tabela Periódica De 1800 a 1865 o número de elementos químicos conhecidos passou de 31 para 63. Surgiu então a necessidade de classificá-los e organizá-los. 1869 – Dimitri Ivanovich Mendeleev na Rússia e Lothar Meyer na Alemanha propuseram independentemente, no mesmo ano, modelos semelhantes de organização dos elementos. O modelos adotados por eles organizavam os elementos segundo a massa atômica.

Desenvolvimento da Tabela Periódica 1913 – Dois anos após Rutherford ter proposto seu modelo atômico nucleado, o inglês Henry Moseley introduziu o conceito de número atômico. Os estudos de Moseley previam a existência de vazios na tabela periódica que seriam ocupados por elementos ainda desconhecidos. Atualmente a tabela periódica se organiza de acordo com o número atômico e pelos padrões repetitivos de configurações eletrônicas.

Propriedades Periódicas O raio atômico não se define de acordo com a teoria quântica, mas pode ser definido seguindo algumas considerações. Como demonstra o gráfico, conforme se aumenta o período num grupo, mais distante do núcleo se encontram as últimas camadas eletrônicas de um átomo, e mais próximas do núcleo se tornam as camadas internas.

Propriedades Periódicas

Propriedades Periódicas aumento do raio * A Energia de Ionização (I) mede a facilidade com que um átomo perde um elétron, enquanto a Afinidade Eletrônica mede a facilidade em ganhá-lo. aumento da I1

Propriedades Periódicas afinidade eletrônica * Os gases nobres são excluídos das classificações de afinidade eletrônica, eletronegatividade e elepropositividade por serem “estáveis e inertes”.

Propriedades Periódicas Os elementos mais eletronegativos, ao contrário dos mais eletropositivos, tendem a receber elétrons, devido à sua grande afinidade eletrônica, enquanto os eletropositivos tendem a doar elétrons, adquirindo cargas positivas. eletronegavitidade eletropositividade

Propriedades Periódicas aumento do volume atômico aumento da densidade atômica

Metais e Ametais METAIS AMETAIS + Brilho característico; as cores são diversas, embora o prateado seja o mais comum Os sólidos são maleáveis e dúcteis Bons condutores de calor e eletricidade A maior parte dos óxidos metálicos é de sólidos iônicos, básicos Tendem a formar cátions em solução aquosa AMETAIS Não tem brilho; cores variadas Os sólidos são usualmente quebradiços; uns duros, alguns moles Maus condutores de calor e de eletricidade A maior parte dos óxidos é de substâncias moleculares que formam soluções ácidas Tendem a formar ânions em solução aquosa

Metalóides Apresentam características intermediárias entre as dos metais e dos não-metais; Ex.: o silício parece um metal, mas é quebradiço em vez de maleável e é pior condutor que os metais em geral. É um semi-condutor.

Hidrogênio Não-metal encontrado na natureza na forma de gás diatômico incolor (H2); É o elemento mais simples e o mais abundante do universo; Tem energia de ionização comparável à de ametais como O e Cl, e portanto não pode ser um metal alcalino, pois além disso também tem tendência a formar compostos moleculares covalentes.

Metais Alcalinos (1A) Li, Na, K, Rb, Cs e Fr; São extremamente eletropositivos; Tem características metálicas plenas, abundantes na Terra; Tem as menores energias de ionização; São os elementos de maior raio atômico, e tendem a ficar na forma iônica de nox 1+; Tem propriedades básicas quando em meio aquoso.

Metais Alcalinos Terrosos(2A) Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra; Tem características metálicas típicas; São mais duros e mais densos que os metais alcalinos e se fundem em temperaturas mais altas; Tem energias de ionização baixas, mais não tão baixas quanto as alcalinos; Tem nox 2+, e apresentam características básicas em meio aquoso, sendo, entretanto, menos reativos que os elementos da família (1A)

Grupo do Oxigênio (6A) O, S, Se, Te, Po; É um grupo com elementos que podem apresentar características de metais (Po radioativo – raro), metalóides (Te) ou ametais (O, S, Se); Tentem a fazer ligação covalente com outros ametais e ligação iônica com os metais; Tem nox variável, sendo nox 2- o mais comum; Em meio aquoso têm caráter ácido; São reativos e geralmente atuam como agentes oxidantes.

Halogênios (7A) F, Cl, Br, I, At; São extremamente eletronegativos; Têm caráter ametal bem definido; Tendem a se ligar covalentemente com outros ametais e ionicamente com metais; Têm as maiores energias de ionização; São muito reativos e poderosos agentes oxidantes, e formam íons haletos X-; Quando em água tornam o meio ácido; Reagem diretamente com a maioria dos metais produzindo compostos iônicos.

Gases Nobres (8A) He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn; São todos monoatômicos, devido à sua grande estabilidade, pois possuem os subníveis s e p completamente preenchidos. Têm as maiores energias de ionização, os menores raios atômicos, as menores densidades atômicas e não são reativos; Não formam ligações de maneira natural, apenas artificial (XeF2, XeF4 e XeF6, KrF2 e HArF)

Referências Bibliográficas Google – http://www.google.com.br Quimica: A Ciência Central – Brown, Lemay, Bursten – 9ª edição