Propriedades Periódicas

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1 Propriedades Periódicas
Química Propriedades Periódicas Fábio Loures Peralva Leandro Leal Siqueira Engenharia de Controle e Automação

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Introdução Propriedades Periódicas dos Elementos 1 – O desenvolvimento da Tabela Periódica 2 – Carga Nuclear Efetiva 3 – Tamanhos de Átomos e Íons 4 – Energia de Ionização 5 – Afinidades Eletrônicas 6 – Metais, Não-metais e Metalóides 7 – Tendências de Grupo para os Metais Ativos 8 – Tendências de Grupo para alguns Não-metais

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O desenvolvimento da Tabela Periódica A descoberta de novos elementos químicos foi gradual As propriedades químicas e físicas dos elementos são periódicas Similaridade entre as famílias Diferenças entre as famílias

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Carga Nuclear Efetiva Carga Nuclear Efetiva é a real atração que o elétron sofre pelo núcleo Notação: Zef A blindagem é representada por “S” Cálculo da carga nuclear efetiva: Zef = Z - S Regra de Slater

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Tamanhos de Átomos e Íons Átomos e Íons não são maciços O raio pode ser medido pelas colisões dos átomos O raio ligante é medido pela distância entre dois átomos quimicamente ligados Os raios atômicos são usados para estimar o comprimento das ligações

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Tamanhos de Átomos e Íons Os tamanhos dos íons seguem o padrão do tamanho dos átomos Os cátions são menores do que os átomos que lhe deram origem Os ânions são maiores do que os átomos que lhe deram origem Para íons de mesma carga, o tamanho aumenta à medida que descemos na tabela periódica Em uma série isoeletrônica, o raio iônico é inversamente proporcional à carga nuclear efetiva O²- > F- > Na+ > Mg²- > Al³+

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Energia de Ionização A energia de ionização de um átomo ou íon é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo ou íon gasoso isolado em seu estado fundamental A primeira energia de ionização é aquela necessária para retirar o primeiro elétron de um átomo neutro A primeira energia de ionização é sempre a menor Ocorre um aumento brusco de energia de ionização quando se retira um elétron de um nível mais interno

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Energia de Ionização A energia de ionização cresce nos períodos seguindo o aumento do número atômico A energia de ionização decresce nas famílias seguindo o número de camadas A energia de ionização é inversamente proporcional ao raio atômico Os elétrons são removidos do primeiro orbital com o maior número quântico principal disponível Os elétrons são adicionados no menor número quântico principal disponível

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Afinidade Eletrônica Variação de energia quando um elétron é adicionado a um átomo gasoso. Afinidade Eletrônica A energia geralmente é liberada Cl(G) + e-  Cl-(G) E = -349 kJ/mol Energia de ionização x Afinidade Eletrônica

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Metais Metais têm baixa energia de ionização, portanto, formam cátions facilmente Muitos óxidos metálicos são básicos Na2O(S) + H2O(L)  2 NaOH(AQ) NiO(S) HCl(AQ)  NiCl2(AQ) + H2O(L) Metais Têm brilho; várias cores, embora a maioria seja prateada Os sólidos são maleáveis e dúcteis Bons condutores de calor e eletricidade Tendem a formar cátions em soluções aquosas

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Não-metais Por causa de suas afinidades eletrônicas, não-metais tendem a formar ânions Muitos óxidos não-metálicos são ácidos CO2(G) + H2O(L)  H2CO3(AQ) CO2(G) NaOH(AQ)  Na2CO3(AQ) + H2O(L) Não-metais Não têm brilho; várias cores Sólidos são geralmente quebradiços; alguns são duros e outros macios. Pobres condutores de calor e eletricidade Tendem a formar ânions em soluções aquosas

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Metalóides Propriedades intermediárias entre metais e não-metais O silício parece metal, mas é quebradiço em vez de maleável e pior condutor de calor e eletricidade que os metais.

13 Algumas propriedades dos metais alcalinos Configuração eletrônica
Propriedades Periódicas Metais Alcalinos São muito maleáveis Extremamente reativos Existem na natureza somente como compostos A - Sódio B - Cálcio C - Potássio D - Bário E - Lítio F - Cobre Algumas propriedades dos metais alcalinos Elemento Configuração eletrônica Ponto de fusão (°C) Densidade (g/cm3) Lítio [He] 2s1 181 0,53 Sódio [Ne] 3s1 98 0,97 Potássio [Ar] 4s1 63 0,86 Rubídio [Kr] 5s1 39 1,53 Césio [Xe] 6s1 28 1,88

14 Propriedades dos metais alcalinos terrosos Configuração eletrônica
Propriedades Periódicas Metais alcalinos terrosos São mais duros, mais densos e têm maior ponto de fusão do que os metais alcalinos São menos reativos que os metais alcalinos e formam íons 2+ Propriedades dos metais alcalinos terrosos Elemento Configuração eletrônica Ponto de fusão (°C) Densidade (g/cm3) Berílio [He] 2s2 1.287 1,85 Magnésio [Ne] 3s2 650 1,74 Cálcio [Ar] 4s2 842 1,54 Estrôncio [Kr] 5s2 777 2,63 Bário [Xe] 6s2 727 3,51

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Hidrogênio É um não-metal que não pertence a nenhum grupo da Tabela Periódica Geralmente forma ligações covalentes ou ganha elétrons reagindo com metais ativos, formando o íon hidreto (H-). Pode ser metálico a pressões extremamente altas

16 Algumas propriedades do grupo 6A Configuração eletrônica
Propriedades Periódicas Grupo do Oxigênio Oxigênio, enxofre e selênio são não-metais; telúrio é metalóide; polônio é metal Oxigênio  O2 e O3 ; íons  O2-, O22- e O2- 2 H2O2(AQ)  2 H2O(L) + O2(G) Garrafas com tampas especiais Algumas propriedades do grupo 6A Elemento Configuração eletrônica Ponto de fusão (°C) Densidade Oxigênio [He] 2s22p4 -218 1,43 g/L Enxofre [Ne] 3s23p4 115 1,96 g/cm3 Selênio [Ar] 3d104s24p4 221 4,82 g/cm3 Telúrio [Kr] 4d105s25p4 450 6,24 g/cm3 Polônio [Xe] 4f145d106s25p4 254 9,20 g/cm3

17 Algumas propriedades dos halogênios Configuração eletrônica
Propriedades Periódicas Halogênios e Gases Nobres Todos Halogênios são não-metais existentes em moléculas diatômicas, como: F2 , Cl2 , Br2 , I2 . Com afinidades eletrônicas muito negativas Gases nobres são todos monoatômicos Possuem configuração eletrônica muito estável  quase não-reativos Eram chamados de gases inertes, mas foi descoberto que não são XeF4 Algumas propriedades dos halogênios Elemento Configuração eletrônica Ponto de fusão (°C) Densidade Flúor [He] 2s22p5 -220 1,69 g/L Cloro [Ne] 3s23p5 -102 3,21 g/L Bromo [Ar] 3d104s24p5 -7,3 3,12 g/cm3 Iodo [Kr] 4d105s25p5 114 4,93 g/cm3

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Referências Bibliográficas Quimica: A Ciência Central – Brown, LeMay, Bursten – 9ª edição Google – Imagens (material ilustrativo)