UNIDADE 1 - DAS ESTRELAS AO ÁTOMO

Apresentação em tema: "UNIDADE 1 - DAS ESTRELAS AO ÁTOMO"— Transcrição da apresentação:

1 UNIDADE 1 - DAS ESTRELAS AO ÁTOMO
4. TABELA PERIÓDICA: ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS RELAÇÃO ENTRE A ESTRUTURA DA TABELA PERIÓDICA E A ESTRUTURA ELECTRÓNICA DOS ELEMENTOS COMPORTAMENTO QUÍMICO DOS ELEMENTOS DE UM MESMO GRUPO DA TABELA PERIÓDICA VARIAÇÃO DAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS Escola Secundária Maria Lamas – Torres Novas Física e Química A – 10º Ano Nelson Alves Correia

2 oBJECTIVOS Interpretar a organização actual da Tabela Periódica em períodos, grupos (1 a 18), e elementos representativos (Blocos s e p) e não representativos. Identificar a posição de cada elemento na Tabela Periódica segundo o grupo e o período. Relacionar as posições dos elementos representativos na Tabela Periódica com as suas configurações electrónicas. Verificar que algumas propriedades físicas e químicas, dos elementos representativos da Tabela Periódica e das suas substâncias elementares, são periódicas.

3 oBJECTIVOS Interpretar as propriedades físicas e químicas, dos elementos representativos da Tabela Periódica e das suas substâncias elementares, em termos das distribuições electrónicas. Interpretar as informações contidas na Tabela Periódica, que se referem aos elementos e às suas substâncias elementares. Reconhecer na Tabela Periódica um instrumento organizador de conhecimentos sobre os elementos químicos.

4 conteúdos História da Tabela Periódica Estrutura da Tabela Periódica
Posição dos Elementos na Tabela Periódica e Suas Configurações Electrónicas Variação do Raio Atómico Variação do Raio Iónico Variação da Energia de Ionização Propriedades Químicas A Tabela Periódica como Fonte de Informação

5 Estrutura da Tabela periódica

6 Posição dos elementos na Tabela Periódica E SUAS configurações electrónicas
A posição dos elementos na Tabela Periódica depende da sua configuração electrónica. Os elementos estão ordenados por ordem crescente do número atómico (é igual ao número de protões e de electrões). O número do período indica o número quântico principal (n) das orbitais de valência (do último nível de energia) e o número de níveis de energia dos elementos desse período.

7 Posição dos elementos na Tabela Periódica E SUAS configurações electrónicas
O número das unidades dos grupos 1, 2, 13 a 18 indica o número de electrões no último nível de energia (electrões de valência), excepto no hélio. Os electrões de valência encontram-se nas orbitais de valência.

8 Posição dos elementos na Tabela Periódica E SUAS configurações electrónicas
Os elementos do grupo 1 têm todos um electrão de valência numa orbital s (s1). Os elementos do grupo 2 têm todos dois electrões de valência numa orbital s (s2). Bloco s – Elementos dos grupos 1 e 2, juntamente com o hélio que tem dois electrões (1s2), com uma orbital de valência s. Os elementos do grupo 18 têm todos 8 electrões de valência em orbitais s e p (s2 p6), excepto o hélio que tem dois electrões (1s2).

9 Posição dos elementos na Tabela Periódica E SUAS configurações electrónicas
­Bloco p – Elementos dos grupos 13 a 18, excepto o hélio, com orbitais de valência s e p. Elementos representativos – Elementos dos blocos s e p (grupos 1, 2, 13 a 18) Blocos d e f – Outros elementos que têm os electrões de valência em orbitais d e f (orbitais de valência).

10 Posição dos elementos na Tabela Periódica E SUAS configurações electrónicas
­Todos os períodos começam com elementos que têm uma orbital de valência s com 1 electrão e terminam com elementos que têm as orbitais p com 6 electrões (preenchidas), excepto o primeiro período que termina com o hélio, que tem uma orbital s com 2 electrões. Os elementos do mesmo grupo possuem o mesmo número de electrões de valência, distribuídos por orbitais do mesmo tipo. Por isso, os elementos e as suas substâncias elementares têm as mesmas propriedades físicas e químicas. Estas propriedades variam periodicamente ao longo da Tabela Periódica (são propriedades periódicas).

11 Posição dos elementos na Tabela Periódica E SUAS configurações electrónicas

12 Variação do Raio Atómico

13 Variação do Raio Atómico
O raio atómico aumenta ao longo do grupo e diminui ao longo do período: Aumenta ao longo do grupo porque os electrões de valência estão em níveis de energia (camadas) mais afastados do núcleo (n é maior). Diminui ao longo do período porque os electrões de valência estão no mesmo nível de energia e existem mais protões (carga nuclear maior), que atraem mais os electrões.

14 Variação do Raio Atómico
O átomo de potássio (K) tem mais camadas (n é maior) do que o átomo de sódio (Na), pelo que o raio atómico do K é maior.

15 Variação do Raio Atómico
O átomo de magnésio (Mg) tem maior carga nuclear do que o átomo de sódio (Na), pelo que os electrões do Mg são mais atraídos pelo núcleo e o seu raio atómico é menor.

16 Variação do Raio IóNico
Um catião (ião positivo) tem menos electrões do que o átomo correspondente, pelo que existem menos repulsões e a nuvem electrónica fica menor. Além disso, o catião pode ficar com menos uma camada. Os raios iónicos dos catiões são menores do que os raios dos respectivos átomos.

17 Variação do Raio IóNico
Um anião (ião negativo) tem mais electrões do que o átomo correspondente, pelo que existem mais repulsões e a nuvem electrónica fica maior. Os raios iónicos dos aniões são maiores do que os raios dos respectivos átomos.

18 Variação do Raio IóNico
Nos iões isoelectrónicos (iões com o mesmo número de electrões), quanto maior for a carga nuclear do ião, menor é o seu tamanho. Isto acontece porque um núcleo com mais protões atrai mais os electrões (ex: Mg2+).

19 Variação da Energia de ionização
Energia de ionização (Ei - energia de primeira ionização) - Energia necessária para extrair o electrão mais afastado do núcleo (electrão de valência), que tem menor energia de remoção. A energia de ionização mede-se em Joules por electrão (J/e). A energia de ionização diminui ao longo do grupo e aumenta ao longo do período.

20 Variação da Energia de ionização

21 Variação da Energia de ionização

22 Variação da Energia de ionização
Num grupo, a energia de ionização diminui porque o electrão de valência fica mais afastado do núcleo (porque aumenta o número de camadas), pelo que é menos atraído e removido mais facilmente. Além disso, como aumenta o número de electrões, também aumenta a repulsão sobre os electrões de valência, que contraria a atracção do núcleo (efeito de blindagem). Num período, a energia de ionização aumenta porque o electrão de valência é mais atraído pelo núcleo (porque aumenta a carga nuclear), pelo que é removido mais dificilmente.

23 propriedades Químicas
Grupo 1 – ­ Família dos Metais Alcalinos Têm um electrão de valência, que perdem facilmente, formando iões monopositivos (Li+, Na+, K+). Reagem muito com a água, libertando energia e hidrogénio gasoso, e formando um hidróxido (solução básica).

24 propriedades Químicas
Reagem facilmente com o oxigénio e com os halogéneos (grupo 17). A reactividade aumenta ao longo do grupo, porque o electrão de valência fica mais longe do núcleo, saindo com mais facilidade (a energia de ionização é mais baixa). O hidrogénio, por ter só um electrão, costuma estar no grupo 1, porque tem uma configuração electrónica semelhante à dos metais alcalinos. Mas, as suas propriedades são muito diferentes.

25 propriedades Químicas
Grupo 2 –­ Família dos Metais Alcalino-Terrosos Têm 2 electrões de valência, que perdem facilmente, formando iões bipositivos (Be2+, Mg2+, Ca2+). Reagem com a água, libertando energia e hidrogénio gasoso, e formando um hidróxido (solução básica).

26 propriedades Químicas
Reagem com o oxigénio e com os halogéneos (grupo 17). A reactividade aumenta ao longo do grupo, porque o electrão de valência fica mais longe do núcleo, saindo com mais facilidade (a energia de ionização é mais baixa).

27 propriedades Químicas
Grupo 17 -­ Família dos Halogéneos São elementos não metálicos e têm 7 electrões de valência (precisam de um electrão para completar uma orbital 2p). São muito reactivos porque recebem facilmente um electrão, formando iões mononegativos (iões halogenetos ou haletos: F-, Cl-, Br-, I-).

28 propriedades Químicas
Reagem com os metais alcalinos e alcalino-terrosos (grupo 1 e 2), formando sais. A reactividade diminui ao longo do grupo, porque a atracção do núcleo sobre o electrão a captar é menor, quando a camada que o vai receber está mais afastada (nível de energia é maior).

29 propriedades Químicas
Grupo 18 -­ Família dos Gases Nobres, Raros ou Inertes Têm 8 electrões de valência (excepto o hélio, que tem dois). São muito estáveis (praticamente não reagem), porque têm o nível de valência totalmente preenchido (não perdem ou recebem electrões).

30 propriedades Químicas
As propriedades químicas das substâncias elementares dependem do número de electrões de valência dos elementos, porque são estes electrões que participam nas reacções químicas.

31 A Tabela Periódica como Fonte de Informação
A Tabela Periódica indica várias informações sobre as propriedades físicas e químicas dos elementos e das suas substâncias elementares:

32 A Tabela Periódica como Fonte de Informação
Propriedades físicas dos elementos (átomos) – Número atómico, raio atómico, energia de 1ª ionização, configuração electrónica e massa atómica relativa. Propriedades físicas das substâncias elementares – Estado físico, ponto de ebulição, ponto de fusão e densidade. Estas informações permitem-nos saber as propriedades químicas das substâncias elementares, como a sua reactividade com outras substâncias.

33

34

35 Bibliografia Dantas, M., & Ramalho, M. (2008). Jogo de Partículas A - Física e Química A - Química -­ Bloco 1 ­- 10º/11º Ano. Lisboa: Texto Editores.