Áthila de souza martins gomes.... 15755 fernando rodrigues santos......... 15765 prof. Élcio...

•Áthila de Souza Martins Gomes .... 15755•Fernando Rodrigues Santos ......... 15765

Prof. Élcio Rogério Barrak

Introdução

Introdução

1. Desenvolvimento da Tabela Periódica2. Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos3. Energia de Ionização4. Afinidade pelo Elétron5. Metais, Não-Metais e Metalóides6. Tendências nos Grupos dos Metais Ativos7. Tendências nos Grupos de alguns Não-Metais

1 - Desenvolvimento da Tabela Periódica

Desenvolvimento da Tabela Periódica1

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.


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.


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.

2 - Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos

Camadas Eletrônicas e Tamanhos dos Átomos 2

2.1 - Camadas Eletrônicas nos 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


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.

2.2 - Tamanhos Atômicos


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.


Exemplo:

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 Ionização3

3.1 - Tendências periódicas das energias de ionização 1. Em cada linha, “1ª energia

de ionização” (I1) em geral aumenta com o aumento do número atômico.

2. Em cada grupo, a energia de ionização em geral diminui com a elevação do número atômico.

3. 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 Ionização3

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 Elétron4

4Afinidade ao Elétron

Cl(g) + e- Cl-(g)

E = -349 kJ/mol

Ar(g) + e- Ar-(g)

E > 0

5 - Metais, Não-Metais e Metalóides

5Metais, Não-Metais

e Metalóides

5.1 – Metais e Não-Metais


e Metalóides

5.2 - MetaisA maioria dos óxidos metálicos é de óxidos básicos.

Óxido metálico + Água BaseEx.: CaO + H2O Ca(OH)2

Óxido metálico + Ácido Sal + ÁguaEx.: MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O

5.3 - Não-Metais

Metal + Não-Metal Sal

A maioria dos óxidos de não-metais é de óxidos ácidos.

Óxido de Não-Metal + Água ÁcidoEx.: CO2 + HCl H2CO3

Óxido de Não-Metal + Base Sal + ÁguaEx.: SO3 + 2 KOH K2SO4 + H2O


e Metalóides


e Metalóides

Indicadores

5.4 - MetalóidesOs 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.


e Metalóides

6 - Tendências nos Grupos dos Metais Ativos

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.

6.1 - Metais Alcalinos

VÍDEO

6Tendências Metais Ativos

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.

6Tendências Metais Ativos

O cálcio metálico reage com água para formar gás hidrogênio e hidróxido de cálcio aquoso, Ca(OH)2(aq).

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

7Tendências Não-Metais

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.


7.3 - As tendências de não-metais da família 17e 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).


Referências bibliográficas• Química: A Ciência Central (7ª edição)

THEODORE L. BROWN H. EUGENE LEMAY, JR. BRUCE E. BURSTEN

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