PERIODICIDADE QUÍMICA

Apresentação em tema: "PERIODICIDADE QUÍMICA"— Transcrição da apresentação:

1 PERIODICIDADE QUÍMICA
Universidade Federal de Rondônia Campus Ji-Paraná PERIODICIDADE QUÍMICA

2 Pai da química moderna:
● Antoine Lavoisier: (final séc. XVIII, 1789) agrupou cerca de 30 elementos já conhecidos em quatro categorias: gases, não-metais, metais e elementos terrosos; Pai da química moderna: “Na Natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” ● Meyer-Mendeleev: (meados séc. XIX, 1869) trabalhando independentemente, chegaram a um correlacionamento mais detalhado das propriedades dos elementos e suas massas atômicas. Isso proporcionou uma melhor visualização da periodicidade das propriedades dos elementos; - o nome "Tabela Periódica" é devido à periodicidade, ou seja, à repetição de propriedades, de intervalos em intervalos; - a base da classificação periódica atual é a tabela de Mendeleev, com a diferença de que as propriedades dos elementos variam periodicamente com seus Z e não com as MA, como era a classificação feita por ele;

3 - a TP atual é formada por 109 elementos distribuídos em 7 linhas horizontais, cada uma sendo chamada de período. Os elementos pertencentes ao mesmo período possuem o mesmo número de camadas de elétrons (p. ex: Li, C, Ne); - as linhas verticais da TP são denominadas de grupos e estão divididas em 18 colunas. Os elementos químicos que estão na mesma coluna na TP possuem propriedades químicas e físicas semelhantes; - o grupo é caracterizado pelos elétrons do subnível mais energético, portanto, os elementos de um mesmo grupo apresentam a mesma configuração na última camada.

4 as colunas possuem nomes especiais:
Grupo 1 2 13 14 15 16 17 18 Nome alcalinos alcalinos terrosos boro carbono nitrogênio calcogênio halogênio gases nobres

5 - os elementos da TP podem ser classificados como:
Metais: são a maioria dos elementos da TP. São bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico e são sólidos, com exceção do mercúrio; Não-Metais: são os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho como os metais; Gases Nobres: 6 elementos e sua característica mais importante é a inércia química; Hidrogênio: o hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único.

6 ● a periodicidade nas propriedades dos elementos: é o resultado da periodicidade nas configurações eletrônicas de seus átomos;

7 ● raio atômico: é difícil definí-lo, pois a nuvem eletrônica de um átomo não tem limite preciso, porém, entende-se que depende da força que os e- exteriores são atraídos pelo núcleo; - raio efetivo do átomo não é constante. A contribuição de cada átomo na distância de ligação total depende da natureza da ligação, que por sua vez depende em parte das propriedades dos átomos; - aumenta ao longo de um grupo, porque como aumenta o número de níveis de energia preenchidos, ocorre um maior afastamento dos elétrons de valência ao núcleo, o que provoca um aumento no tamanho do átomo; -diminui ao longo de um período, porque, embora o n dos orbitais de valência se mantenha constante, a carga nuclear aumenta e prevalece em relação às repulsões que se fazem sentir entre os elétrons. Assim, as forças de atração núcleo-elétrons de valência são mais intensas gerando contração da nuvem eletrônica e, consequentemente, o tamanho do átomo é menor.

8 ● energia de ionização: energia mínima necessária para remover um e- de um átomo no seu estado fundamental (átomo neutro) em fase gasosa; M(g) + h  M+(g) e-(g) - portanto, a EI mede a maior ou menor facilidade com que um átomo perde um e-: quanto maior for a EI, mais difícil é a remoção do elétron e vice-versa; - este conceito relaciona-se com a reatividade química: quanto mais energia necessário para retirar um elétron de um átomo, menos reativo (mais estável) é o elemento químico correspondente; - a medida que aumenta a carga positiva do íon ao qual se pretende remover mais um elétron, as repulsões entre os elétrons diminuem e estes são mais fortemente atraídos pelo núcleo, tornando-se cada vez mais difícil de remover o elétron. Consequentemente, as energias de ionização são sucessivamente crescentes.

9 ● afinidade eletrônica: define-se como a quantidade de energia (H) que ocorre quando um e- é capturado por um átomo, no estado gasoso, para formar um íon negativo; Xg) + e- (g)  X-(g) + h - diminui ao longo do grupo embora de maneira acentuada. Como aumenta o tamanho do átomo, os e- estão mais distantes do núcleo e como tal são menos atraídos, portanto, o núcleo tem dificuldade em captar mais um e-; - aumenta ao longo do período pois os átomos aumentam sua carga nuclear o que lhes permite atrair mais fácil o elétron com exceção dos GN.

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11 ● eletronegatividade: define-se como a tendência de um átomo em atrair e- em uma ligação química. Está relacionada com a EI e AE de um átomo: quanto mais elevada essas grandezas maior a eletronegatividade e vice-versa; diminui ao longo de um grupo, pois aumenta a facilidade com que os átomos cedem elétrons; - aumenta ao longo de um período, porque diminui a tendência dos átomos para perderem elétrons.