Prof. Élcio Rogério Barrak

Apresentação em tema: "Prof. Élcio Rogério Barrak"— Transcrição da apresentação:

1 Prof. Élcio Rogério Barrak
Química Propriedades da Tabela Periódica Áthila de Souza Martins Gomes Fernando Rodrigues Santos Prof. Élcio Rogério Barrak

2 Introdução Desenvolvimento da Tabela Periódica
Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos Energia de Ionização Afinidade pelo Elétron Metais, Não-Metais e Metalóides Tendências nos Grupos dos Metais Ativos Tendências nos Grupos de alguns Não-Metais Introdução

3 1 - Desenvolvimento da Tabela Periódica

4 Desenvolvimento da Tabela Periódica
1869, Mendeleyev e Meyer, publicaram esquemas de classificação parecidos. Mendeleyev tem o crédito de ter proposto suas idéias com maior vigor. Sua insistência sobre a necessidade de colocar numa família os elementos que tinham características químicas semelhantes fez com que deixasse vários espaços em branco na sua tabela. Por exemplo, gálio (Ga) e germânio (Ge) eram desconhecidos. Por isso, Mendeleyev previu as respectivas existências e propriedades e os denominou eca-alumínio e eca-silício, de acordo com o elemento que os precederia no grupo da tabela. Desenvolvimento da Tabela Periódica 1

5 Desenvolvimento da Tabela Periódica
1

6 Desenvolvimento da Tabela Periódica
Em 1913, dois anos depois de Rutherford ter proposto o modelo do átomo nucleado, o físico inglês Henry Moseley, desenvolveu o conceito de número atômico. O conceito de número atômico esclareceu alguns problemas das tabelas periódicas originais, baseadas nas massas atômicas. Por exemplo, a massa atômica do Ar (Z=18) é mais elevada do que a do K (Z=19). Porém, quando os elementos são dispostos na ordem do número atômico crescente, e não da massa atômica crescente, o Ar e o K aparecem na seqüência correta. Desenvolvimento da Tabela Periódica 1

7 2 - Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos
2.1 - Camadas Eletrônicas nos Átomos Quando percorremos uma coluna na tabela periódica, de cima para baixo, o número quântico principal, n, dos orbitais de valência se altera e aumenta. Admitimos que todos os orbitais com o mesmo valor de n formam uma “camada”. A origem desta denominação, na realidade, é anterior ao modelo quântico do átomo. Antes de Bohr ter proposto sua teoria para o átomo de hidrogênio, o químico americano Lewis havia sugerido que os elétrons se dispõem em camadas esféricas em torno do núcleo. Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2

8 Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos
Em que a descrição quântica das configurações eletrônicas corresponde à idéia de Lewis das camadas de elétrons? He 1s2 Ne 1s2 2s2 2p6 Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2

9 Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos
2.2 - Tamanhos Atômicos As distribuições radiais não terminam abruptamente a uma certa distancia do núcleo, mas diminuem lentamente a medida que esta distancia aumenta . Assim, os átomos não tem fronteiras que possam fixar os respectivos tamanhos. Apesar disto os cientistas adotam diversos artifícios para estimar o raio de um átomo, que é o raio atômico. Um dos mais comuns é o de admitir que os átomos sejam esferas rígidas que se tangenciam quando estiverem ligados uns aos outros. Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2

10 Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos
Exemplo: Muitas propriedades das moléculas dependem das distâncias entre os átomos na molécula. Os raios atômicos possibilitam a estimativa dos comprimentos das ligações entre elementos diferentes. Por exemplo, comprimento da ligação C-C no carbono elementar (diamante) é 1,54 Å, o que nos leva ao raio de 0,77 Å. O comprimento da ligação Cl-Cl é 1,99 Å, e então o raio de 0,99 Å é o do Cl. No composto CCl4, o comprimento da ligação C-Cl é 1,77 Å, o que concorda com boa aproximação com a soma (0,77 + 0,99 = 1,76 Å) dos raios atômicos do C e do Cl. Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2

11 3 - Energia de Ionização A energia de ionização de um átomo ou de um íon é a energia mínima necessária para remover um elétron do estado fundamental do átomo ou do íon isolado e na forma de gás. Quanto maior a energia de ionização, mais difícil é remover um elétron. Energia de Ionização 3

12 3.1 - Tendências periódicas das energias de ionização
Em cada linha, “1ª energia de ionização” (I1) em geral aumenta com o aumento do número atômico. Em cada grupo, a energia de ionização em geral diminui com a elevação do número atômico. As energias de ionização dos ele/os representativos se distribuem em intervalos de valores mais amplos que as dos ele/os de transição. Energia de Ionização 3

13 4 – Afinidade pelo Elétron
A variação de energia que ocorre quando um elétron é recebido por um átomo gasoso é a afinidade pelo elétron, pois mede a atração, ou afinidade, do átomo pelo elétron extra. É importante ressaltar a diferença entre energia de ionização e afinidade eletrônica: a energia de ionização mede a facilidade com que um átomo perde um elétron, enquanto afinidade eletrônica mede a facilidade com que o átomo ganha um elétron. Afinidade ao Elétron 4

14 Cl(g) + e-  Cl-(g) E = -349 kJ/mol Ar(g) + e-  Ar-(g) E > 0
Afinidade ao Elétron 4

15 5 - Metais, Não-Metais e Metalóides

16 5.1 – Metais e Não-Metais Metais, Não-Metais e Metalóides 5

17 5.2 - Metais 5.3 - Não-Metais Óxido metálico + Água  Base
A maioria dos óxidos metálicos é de óxidos básicos. Óxido metálico + Água  Base Ex.: CaO + H2O  Ca(OH)2 Óxido metálico + Ácido  Sal + Água Ex.: MgO + 2 HCl  MgCl2 + H2O 5.3 - Não-Metais A maioria dos óxidos de não-metais é de óxidos ácidos. Óxido de Não-Metal + Água  Ácido Ex.: CO2 + HCl  H2CO3 Óxido de Não-Metal + Base  Sal + Água Ex.: SO3 + 2 KOH  K2SO4 + H2O Metal + Não-Metal  Sal Metais, Não-Metais e Metalóides 5

18 Indicadores Metais, Não-Metais e Metalóides 5

19 5.4 - Metalóides Os metalóides têm propriedades que ficam entre as dos metais e as dos não-metais. Por exemplo, o silício parece um metal, mas é quebradiço, não é maleável e muito menos condutor de calor e de eletricidade do que os metais; porém ele é um semicondutor muito utilizado na preparação de circuitos elétricos. Metais, Não-Metais e Metalóides 5

20 6 - Tendências nos Grupos dos Metais Ativos
6.1 - Metais Alcalinos Os metais alcalinos são sólidos metálicos moles. Todos têm propriedades metálicas típicas, como brilho metálico prateado e condutividades térmica e elétrica elevadas. Para cada período da tabela periódica, o metal alcalino que o inaugura tem o menor valor de I1, o que reflete a relativa facilidade com que o elétron s mais externo pode ser removido. Por isso são muito reativos, perdendo facilmente um elétron, e formando íon. Eles também reagem vigorosamente com água e oxigênio, por isto devem ser guardados sob camada de hidrocarbonetos, como querosene ou óleo mineral. VÍDEO Tendências Metais Ativos 6

21 6.2 - Metais Alcalino-Terrosos
Os alcalino-terrosos são como os da 1A, porém mais duros, mais densos, e se fundem a temperaturas mais elevadas. O cálcio metálico reage com água para formar gás hidrogênio e hidróxido de cálcio aquoso, Ca(OH)2(aq). Tendências Metais Ativos 6

22 7 - Tendências nos Grupos de alguns Não-Metais
7.1 – 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. H2 + Cl2  2 HCl 2 Na + H2  2 NaH Tendências Não-Metais 7

23 7.2 - As tendências de não-metais da família 16
Oxigênio, enxofre e selênio são não-metais; telúrio é metalóide; polônio é metal. O oxigênio é o único gasoso à temperatura ambiente; os demais são sólidos. O polônio é o único metal, e é raro. 3 O2  2 O3 ΔHº = 284,6 KJ A natureza endotérmica desta reação mostra que o O3 é menos estável do que o O2. O oxigênio pode assumir os nox: -2, -1 e -1/2, gerando óxidos, peróxidos e superóxidos, respectivamente. Tendências Não-Metais 7

24 7.3 - As tendências de não-metais da família 17 e Gases Nobres
Todos os halogênios são não-metais existentes em moléculas diatômicas, como: F2 , Cl2 , Br2 , I2 . Com afinidades eletrônicas muito negativas. X2 + 2 e- = 2 X- (nesta equação X simboliza qualquer halogênio) Os Gases Nobres são todos monoatômicos. Possuem configuração eletrônica muito estável, quase não-reativos. Eram chamados de gases inertes, mas, em 1962, se conseguiu sintetizar compostos com o Xe (XeF2, XeF4). Tendências Não-Metais 7

25 Referências bibliográficas
Química: A Ciência Central (7ª edição) THEODORE L. BROWN H. EUGENE LEMAY, JR. BRUCE E. BURSTEN Youtube Google Images