•Áthila de Souza Martins Gomes .... 15755
•Fernando Rodrigues Santos ......... 15765
Prof. Élcio Rogério Barrak
Introdução
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
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
1 - Desenvolvimento da Tabela Periódica
1
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.
1
Desenvolvimento da Tabela
Periódica
1
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.
1
Desenvolvimento da Tabela
Periódica
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.
2
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
2
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.
2
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.
2
Camadas Eletrônicas e
Tamanhos dos Átomos
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.
3
Energia de Ionização
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.
3
Energia de Ionização
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.
4
Afinidade ao Elétron
Cl(g) + e-  Cl-(g)
E = -349 kJ/mol
Ar(g) + e-  Ar-(g)
E>0
4
Afinidade ao Elétron
5 - Metais, Não-Metais e Metalóides
5
Metais, Não-Metais
e Metalóides
5.1 – Metais e Não-Metais
5
Metais, Não-Metais
e Metalóides
5.2 - Metais
A maioria dos óxidos metálicos é de
óxidos básicos.
Óxido metálico + Água  Base
Ex.: CaO + H2O  Ca(OH)2
5.3 - Não-Metais
A maioria dos óxidos de não-metais é de
óxidos ácidos.
Óxido metálico + Ácido  Sal + Água
Óxido de Não-Metal + Água  Ácido
Ex.: MgO + 2 HCl  MgCl2 + H2O
Ex.: CO2 + HCl  H2CO3
Óxido de Não-Metal + Base  Sal + Água
Ex.: SO3 + 2 KOH  K2SO4 + H2O
Metal + Não-Metal  Sal
5
Metais, Não-Metais
e Metalóides
Indicadores
5
Metais, Não-Metais
e Metalóides
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.
5
Metais, Não-Metais
e Metalóides
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.
VÍDEO
Eles também reagem vigorosamente com
água e oxigênio, por isto devem ser
guardados sob camada de hidrocarbonetos,
como querosene ou óleo mineral.
Tendências Metais Ativos
6
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
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
pressões extremamente altas.
a
H2 + Cl2  2 HCl
2 Na + H2  2 NaH
Tendências Não-Metais
7
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
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
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Referências bibliográficas
• Química: A Ciência Central (7ª edição)
THEODORE L. BROWN
H. EUGENE LEMAY, JR.
BRUCE E. BURSTEN
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