• Mendeleev

Vários cientistas procuravam agrupar os átomos de acordo com algum tipo de semelhança, mas o químico russo Dimitri Ivanovich Mendeleev foi o primeiro a conseguir enunciar cientificamente a lei que diz que as propriedades físicas e químicas dos elementos são em função periódica da massa atômica. Ele publicou a tabela periódica em seu livro Princípios da Química em 1869, época em que eram conhecidos apenas cerca de 60 elementos químicos.

HISTÓRIA DATABELA PERIÓDICA

ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA

Na tabela periódica atual, os elementos químicos:• 1 - estão dispostos em ordem crescente de número

atômico ( z ).• 2 - originam os períodos na horizontal ( em linhas ).• 3 – originam as famílias ou grupos na vertical (em

colunas ).

• Grupos são enumerados de IA até VIIA e mais o grupo O ou VIII A dos gases nobres.

• Região Central grupos de transição ou grupo B.

: Hidrogênio 1 elemento

: Metais 84 elementos

: Ametais 11 elementos

: Semimetais 7 elementos

: Gases nobres 6 elementos

CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS

NOMENCLATURA

• 1 ou IA metais alcalinos• 2 ou IIA metais alcalinos terrosos• 13 ou IIIA família do boro• 14 ou IVA família do carbono• 15 ou VA família do nitrogênio• 16 ou VIA calcogênios• 17 ou VIIA halogênios• 18 ou VIIIA gases nobres

• Metais: Eles são a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico 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: São no total 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.

• Semimetais: São todos sólidos em condições ambiente e apresentam semelhanças entre metais e ametais.

CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS

• Propriedades periódicas: ocorrem à medida que o número atômico de um elemento químico aumenta, ou seja, assume valores que crescem e decrescem em cada período da Tabela Periódica.

Entre as propriedades periódicas temos: raio atômico, energia de ionização, eletroafinidade, eletronegatividade

• Propriedades aperiódicas: os valores desta propriedade variam à medida que o número atômico aumenta, mas não obedecem à posição na Tabela, ou seja, não se repetem em períodos regulares.

Exemplos de propriedades aperiódicas: calor específico, índice de refração, dureza e massa atômica

PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS

PERÍODOS

Cada período é iniciado pela adição de um elétron a uma nova camada previamente desocupada.

Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.

Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.

Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.

Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

CARGA NUCLEAR EFETIVA

• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico.

• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos.

• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos.

• A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos aumenta quando passamos de elemento para elemento do mesmo período da tabela. O número de elétrons internos permanece o mesmo à medida que se move no período, mas a carga nuclear aumenta.

• A carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente à medida que se desce no grupo. Porque elétrons internos maiores são mais eficientes em blindar da carga nuclear os elétrons mais externos.

TAMANHO ATÔMICO

O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica.

•Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.

•Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores.

Existem dois fatores agindo:

1. Número quântico principal, n, e

2. A carga nuclear efetiva, Zef.

Raio Atômico é definido como a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos.

RAIO ATÔMICO

O raio atômico geralmente decresce da esquerda para a direita ao longo de um período e cresce de cima para baixo em um grupo.

1. À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.

2. Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua.

RAIO ATÔMICO

RAIO ATÔMICO

Raio Iônico é a sua parte na distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. A distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos.

RAIO IÔNICO

Todos os cátions são menores que seus átomos geradores, porque os átomos perdem um ou mais elétrons para formar o cátion.

Raios iônicos crescem de cima para baixo num grupo e decrescem da esquerda para a direita em um período.

RAIO IÔNICO

Átomos e íons com o mesmo número de elétrons são chamados de isoeletrônicos.

Exemplo: Na+, F- e Mg2+ são isoeletrônicos, tem a mesma configuração eletrônica [He] 2s2 2p6.

RAIO IÔNICO

Energia de Ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo na fase gasosa.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

Primeira Energia de Ionização:

Segunda Energia de Ionização: é a energia necessária para remover um elétron de um cátion gasoso.

As energias da primeira ionização crescem, em geral, ao longo de um período e diminuem ao longo das colunas dos grupos.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

•Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.

•A tendência ao longo do período se explica pelo aumento do número atômico.•A tendência ao longo de um grupo se explica ao considerarmos que o aumento do tamanho facilita a remoção de um elétron.

AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE

Afinidade ao Elétron é a quantidade de energia envolvida no processo em que um átomo isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um íon negativo.

ELETRONEGATIVIDADE

A força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação.

Fr

HHB C N O F Cl Br I

ELETRONEGATIVIDADE

Esta força de atração se relaciona com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de atração, portanto maior a eletronegatividade.

ELETRONEGATIVIDADE

EXERCÍCIOS

1- Ordene os átomos e íons a seguir em ordem decrescente de tamanho: Mg 2+ ; Ca 2+ e Ca.

2- Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de raios atômicos: Na; Be; Mg

3- Qual dos seguintes átomos e íons é o maior: S 2- ; S ou O2-?

4- Recorrendo a uma tabela periódica, ordene os seguintes átomos em ordem crescente de primeira energia de ionização: Ne; Na; P; Ar; K.