tabela periódicaa 2016

8/16/2019 Tabela Periódicaa 2016

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Tabela Tabela Periódica Periódica

Metais

Hidrogenio (H) é não-metalNão-metais

MetaisMetalóides

Metais


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Tabela PeriódicaTabela Periódica

I - Tabela de MendelevDesde o início do século 19, muitas tentativas foram feitas paraencontrar um padrãoentre os elementos químicos que refletissem asmesmas tendências nas propriedadesfísicas e químicas.

A tentativa que mais houve sucesso foi pelo químico Russo Mendeleev que:1- Arranjou os elementos emem ordemordem dodo aumentoaumento dede massasmassas atômicasatômicas ;

2- Agrupou os elementos comcom propriedadespropriedades químicasquímicas similaressimilares emem colunascolunas .

3- DeixouDeixou espaçosespaços vaziosvazios nana tabelatabela para elementos que seriam possivelmentedescobertos (Previu a existência e propriedades dos elementos químicos.

Não era um critério perfeito. Em alguns pontos dessa tabela, o critério “massaatômica” pedia que o elemento fosse colocado em uma certa posição, mas ocritério “propriedades semelhantes” exigia que o elemento fosse disposto emposição diferente.

os elementos estão dispostos em ordem crescente dos seusnúmeros atômicos(Z).

II - Tabela Períodica


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Tabela Tabela Periódica Periódica

-Os elementos estão dispostos emordem crescente-dos seusnúmeros atômicos(Z).


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Halogênios

Bromo


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Metais alcalinos

Cromo e Ferro Ferro e Cobre

Duros MaciosDuctéis

Cobre e Chumbo


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Mercúrio CarbonoPF= -39oC

PE=3400o

C

Tungstênio

PF = 3400oCSilício

Semicondutores

Gases Nobres


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Períodos:- Linhas horizontais são denominados períodos .

- Nos períodos os elementos estão dispostos em ordem crescente dosseus números atômicos(Z). O aumento de Z implica no aumento donúmero de prótons (carga nuclear).

-

II -- TabelaTabela PeriódicaPeriódica ModernaModerna

número de camadas ocupadas por elétrons nesse elemento.Ex:11 Na = 1s2, 2s2, 2p6, 3 s1K L M

3o período - 3 a camada(M), subnível s e 1 elétron de valência.

- Átomos de um mesmo período possui o mesmo número decamadas ocupadas.

- O número do período em que o elemento se encontracorresponde a camada de valência.


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GruposGrupos

- São representadas pelaslinhas verticais na tabela.Os elementos situados em cada um dos grupos apresentam suas

propriedades físicas e químicas semelhantes pelo fato de possuírem, comalgumas exceções, a mesma configuração eletrônica da camada de valência .

Pela IUPAC (sigla em inglês: União Internacional da Química Pura e Aplicada) osgrupos são representadas por números que vai de 1 a 18.

IA, metais alcalinosIIA, metais alcalinos-terrososIIIA, família do BoroIVA, família do Carbono

VA, família do Nitrogênio VIA, Calcogênios VIIA, Halogênios VIIIA, gases nobresI,II,III, IV,V, VI, VII e VIIIB (três colunas verticais)Lantanídeos Z=57 a 70 (6o Período, 3B) e Actinídeos Z=89 a 102 (7o Período, 3B)Elementos transurânicos Z> 92 e Elementos cisurânicos Z< 92


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II- Periodicidade nas Configurações Eletrônicas:O comportamento químico e as propriedades dos

elementos em uma família deve estar associado a configuraçãoeletrônica dos elementos.(As propriedades dos elementos são funções periódicas deseus números atômicos). Elementos Representativos – grupo A

Elementos Representativos – grupo A

Sc (Z=21) = [Ar] 3d1 4s2

Cr (Z=21) = [Ar] 3d5 4s1 Cu(Z=29) = [Ar] 3d10 4s1


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O Hidrogênio é posicionado, isoladamente, na parteHidrogênioHidrogênio

HélioHélioEstá no bloco s, mas é mostrado no bloco p, porque éum gás cujas propriedades combinam com aquelas dos gases

nobres do grupo 18 do que com os metais reativos do grupo 2

superior a ta e a peri ica. Pois apresenta proprie a esdiferentes de todos elementos da tabela periódica.

Alguns autores posicionam o H acima do lítio (família1A) tabela enquanto outros colocam na família 7A, acima doflúor. (Pode formar os íons H+ ou íon H-).Contudo, o hidrogênio pouco apresenta das propriedades dosmetais alcalinos ou dos halogênios


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HIDROGÊNIO- Configuração Eletrônica: 1s 1

- Não se ajusta nitidamente na Tabela Periódica:grupo1 (1A) ou grupo 17 (7A) –1 eletrón de valência

-Pode ocorrer na forma de ânion:íon hidreto(H-)na forma de cátion:íon hidrogênio(H+)

Íon hidreto (H-) é semelhante aos íons haletos,Ex: NaH (Na+ H-)

Íon hidrogênio é semelhante aos cátions de metais alcalinos.Ex: H

2O + H+ → H

3O+

Compostos moleculares com não-metais: CH4, NH3, H2OCompostos moleculares com halogênios: HCl, HI, HBr


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IV- Periodicidade das Propriedades Atômicas

Raio Atômico (metais):-É definido como a metade da distância entre os núcleos de

dois átomos vizinhos.(Usamos a distância entre centros (núcleos) de átomos vizinhosnuma amostra sólida.

Para ametais – Usa-se o raio Covalente.


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Raio Atômico


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- Num Grupo como do Li ao Cs, o raio atômicoaumenta de cima para baixo porquê há umaumento do número de camadas ocupadas porelétrons .

- Num Grupo adiciona-se um nível de energiaao átomo , logo, a distância média do núcleoaté o limite mais externo aumenta . Os átomos

se tornam maiores à medida que elétrons sãocolocados nesses níveis. (Carga nuclear Efetiva =O efeito blindagem aumenta compensando o

aumento da carga nuclear).


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- Num Período, como do Li ao Cs, o raio atômicoaumenta da direita para à esquerda porque, para ummesmo número de camadas ocupadas, os elementossituados à esquerda possuem uma carga nuclearmenor.

- Num período, de um mesmo bloco estão sendoadicionados elétrons no mesmo nível de energia .

mesmo tamanho ao longo do período. Mas cada vez queum elétron é adicionado, um próton é simultâneamenteadicionado no núcleo. Os elétrons vão sendo espalhados na

mesma camada e assim não ficam blindados da carganuclear. O aumento de carga positiva no núcleo puxa oselétrons para mais perto do núcleo (aumento da carganuclear efetiva), resultando uma diminuição gradual do raioatômico ao longo da linha.


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Raio Atômico


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Raio IônicoO raio iônico de um elemento é sua parte na distânciaentre íons vizinhos em um sólido iônico

Ex: MgO

Raio Iônico do íon Magnésio ( 2+):


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- Crescem de cima para baixo num grupo e decrescem daesquerda para a direita em um período

Raio Iônico

Os Cátions são menores que seus átomos geradores eos Ânions são maiores


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Ex: Átomos isoeletrônicos: Na + , F- e Mg2+

Apesar da mesma Configuração eletrônica:1s2,2s2, 2p6,seus raios diferem , pois eles têm diferentes cargasnucleares

Na + (carga nuclear, P=11),Mg 2+(carga nuclear, P=12)F - (carga nuclear, P=9)

Os Cátions são menores que seus átomos geradores eos Ânions são maiores

l d


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Corresponde a energia mínima necessária para remover umelétron de um átomo gasoso, isolado, em seu estado fundamental.1o Potencial de ionização: Energia necessária para retirar um elétron:M(g) + Energia→ M(g)+ + 1e-

Na(g) + Energia→ Na(g)+ + 1e-Na(g) (11p+11e-) + PI= 5,1ev→ Na(g)+(11p+10e-) + 1ev

2o Potencial de ioniza ão: Ener ia necessária ara retirar um se undo

Energia ou Potencial de Ionização:

elétron:M(g) + Energia→ M(g)++ + 1e-Mg (g) (12p+12e-) + 1º PI= 7,6ev→ Mg(g)++ + 1e-Mg+ (g) (12p+11e-) +2º PI= 15,0 ev→ Mg(g)++(12p+10e-) + 1ev

Num período ou numa família , o potencial de ionização será tantomaior quanto menor for o raio atômico do átomo. Isto é fácil deentender, pois, quanto maior for a carga do íon positivo, o mesmonúmero de prótons estará atraindo menor quantidade de elétrons, econseqüentemente o raio atômico irá diminuir, logo a EI aumenta


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Sucessivas Energias de Ionização


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EFEITO DO PAR INERTEEFEITO DO PAR INERTEÉ a tendência de formar íons com carga 2 unidades mais

baixa do que a esperada para o número do grupoÉ mais pronunciadonos elementos pesados do bloco pNos últimos períodos da Tabela, oselétrons s têm energia

muito baixa por causa de sua boa penetração e baixacapacidade de blindagem doeletrons d

.

grupo onde a diferença entre os orbitais s e p é maior

Estados mais comuns:Tl +1Pb +2Bi +3

Tl: [Xe] 4f145d10 6s2 6p1


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Relação DiagonalRelação DiagonalEx:Li e Mgreagem com

nitrogênio para formarnitretosBeBe ee Al Al reagemreagem comcom

ÉÉ umauma similaridadesimilaridade dede propriedadespropriedadesentreentre vizinhosvizinhos diagonaisdiagonais nosnos gruposgruposprincipaisprincipais dada tabelatabela periódicaperiódica

c osc os ee asesases

BB ee SiSiformam estruturasmoleculares


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Afinidade Eletrônica ou EletroafinidadeÉ a quantidade de energia(∆ E), envolvida noprocesso em que um átomo isolado gasoso, no seuestado fundamental, recebe um elétron, formandoum íon negativo.

M(g) + 1e- → M(g)- + EnergiaCl(g) + 1 e- → Cl(g)- + Energia

Cl(g) (17 p + 17 e-) + 1 e-→ Cl(g)- (17p + 18 e-) +∆∆∆∆ E = 3,61ev

AfinidadeEletrônica é alta na região superior direita da Tabela: F– e não F2-

Afi id d El ô i El fi id d


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Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade

Quanto menor for o raio do átomo maior será aEletroafinidade


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Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade

O primeiro valor corresponde a formação do íon com carga unitária e osegundo valor é a energia para formar o íon duplamente carregado

Metais de Transição:


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Metais de Transição:

Devido a baixa ionização:

-Todos os elementos do bloco d são metais. Possuempropriedades intermediárias entre os elementos do bloco s

e bloco p , por isso o nome Metais de Transição .

-As propriedades dos metais de transição são muito

no número de elétrons d .

- Os Metais de transição formam cátions perdendo primeiro

seus elétrons s mais externos: devido aos orbitais d

podemformar vários cátions metálicos em mais de um estado deoxidação.


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- Os Lantanídeos são Raros na terra (Terras raras) -são muito usados em dispositivos fotônicos e emsemicondutores

Os Actinídeos são TODOS Radioativos. Nenhum doselementos depois do Plutônio é de ocorrência natural. Os

elementos são obtidos somente em reatores nucleares eem aceleradores de partículas e são disponíveissomente em pequenas quantidades.

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