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PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS
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HISTÓRICO O alemão Lothar Meyer( ) e o russo Dmitri Meneleev( ) partiram das observações do trabalho de Avogadro e descobriram, independentemente, que os elementos caíam em famílias com propriedades semelhantes. Mais tarde, Mendeleev chamou essa ocorrência de LEI PERIÓDICA DOS ELEMENTOS. “*quando os elementos são listados sequencialmente, em ordem crescente de seus números atômicos, é observada a repetição periódica de suas propriedades.” *Conceito modificado por contribuições do inglês Henry Moseley ( )
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A IMPORTÂNCIA DA TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
A tabela pode ser usada como previsão de muitas propriedades importantes para compreensão dos materiais e ligações químicas. Por exemplo: - porque o Ne é um gás nobre? - porque metais se ligam facilmente com não-metais? - porque o uso inadequado de certos elementos causam tantos problemas ao meio ambiente?
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A ESTRUTURA DA TABELA Períodos; Famílias; Elementos representativos;
Elementos de transição (externa e interna); Metais e não-metais; Elementos naturais e artificiais.
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ALGUMAS PROPRIEDADES VALÊNCIA
“É a capacidade que os átomos de um elemento tem de se combinarem com outros átomos, dele mesmo ou de outro elemento.”
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ALGUMAS PROPRIEDADES RAIO ATÔMICO
É definido como sendo a metade da medida da distância entre os núcleos de átomos vizinhos. Exemplos: para uma estrutura sólida, a distância entre átomos de cobre é de 256 pm, então o raio do cobre é de 128pm;
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RAIO ATÔMICO A distância entre núcleos atômicos de Carbono num diamante é de 154 pm, então o raio do C é 77 pm; Se considerarmos uma molécula de H2, a distância entre os núcleos de H é de 74pm, então o raio do H é 37 pm; Logo, a distância entre núcleos de C e H numa molécula de CH4, temos = 114 pm.
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RAIO ATÔMICO COMO O RAIO VARIA NA TABELA
Ele cresce de cima para baixo nas famílias e da direita para a esquerda nos períodos.
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RAIO IÔNICO É uma parte da distância entre os íons vizinhos de uma estrutura iônica. Na prática: o raio do íon óxido O2- é de 140 pm, então, se a distância entre íons Mg2+ e O2- for de 212 pm, o raio do íon Mg2+ é 212 – 140 = 72 pm.
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EXERCÍCIO 1.83)Coloque os seguintes íons na ordem crescente do raio iônico: S2- , Cℓ- e P3- 1.84)Qual dos íons de cada par tem maior raio atômico: a) Ca2+ e Ba2+ b) As3- e Se2- c) Sn2+ e Sn4+
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ENERGIA DE IONIZAÇÃO É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo na fase de gás. X(g) → X+(g) + 1e-(g) I1 = E(X+)- E(X) Exemplo: Cu(g)→ Cu+(g)+1e-(g) I1 (8,14 eV, 785 KJ.mol-1) Cu+(g)→ Cu2+(g)+1e-(g) I2(20,26 eV,1955KJ.mol-1)
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I1 < I2 < I3 <<< I4
ENERGIA DE IONIZAÇÃO Como varia na tabela A primeira energia de ionização é maior para elementos próximos do He e menor para elementos próximos do Cs. Temos que: I1 < I2 < I3 <<< I4
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EXERCÍCIO 1.77) Coloque cada um dos seguintes conjuntos de elementos na ordem decrescente de energia de ionização. Explique sua escolha. a) selênio, oxigênio e telúrio; b) ouro, tântalo e ósmio; c) chumbo, bário e césio. 1.80) Explique por que a energia de ionização do potássio é menor que a do sódio, ainda que a carga nuclear efetiva do sódio seja menor.
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AFINIDADE ELETRÔNICA É a energia liberada quando um elétron se liga à um átomo na fase de gás. X(g) + 1e-(g) → X-(g) Eea = E(X) - E(X-) Exemplo: Cℓ(g)+1e-(g) → Cℓ-(g) Eea(3,62eV,349KJ.mol-1) Como varia na tabela As afinidades eletrônicas são maiores na parte direita superior da tabela, próximas dos elementos O, S e Halogênios.
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EXERCÍCIO 1.85) Que elemento de cada par tem a maior afinidade eletrônica: a) oxigênio ou flúor; b) nitrogênio ou carbono; c) cloro ou bromo; d) lítio ou sódio.
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EFEITO DO PAR INERTE “É a tendência a formar íons com carga duas unidades mais baixa do que a esperada para o número do grupo. Isso é mais evidente nos elementos mais pesados do bloco p.” Exemplos: In3+ e In+ Sn4+ e Sn2+ Pb4+ e Pb2+ Tl3+ e Tl+ Sb5+ e Sb3+ Bi5+ e Bi3+
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Outras propriedades Densidade Volume atômico
