PROPRIEDADES PERIÓDICAS
DOS ELEMENTOS
HISTÓRICO
O alemão Lothar Meyer(1830-1895) e o russo Dmitri
Meneleev(1834-1907) partiram das observações do
trabalho de Avogadro e descobriram,
independentemente, que os elementos caíam em
famílias com propriedades semelhantes. Mais tarde,
Mendeleev chamou essa ocorrência de LEI
PERIÓDICA DOS ELEMENTOS.
“*quando os elementos são listados sequencialmente, em
ordem crescente de seus números atômicos, é observada a
repetição periódica de suas propriedades.”
*Conceito modificado por contribuições do inglês Henry Moseley
(1887-1915)
A IMPORTÂNCIA DA TABELA
PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
A tabela pode ser usada como previsão de
muitas propriedades importantes para
compreensão dos materiais e ligações
químicas.
Por exemplo:
- porque o Ne é um gás nobre?
- porque metais se ligam facilmente com nãometais?
- porque o uso inadequado de certos elementos
causam tantos problemas ao meio ambiente?
A ESTRUTURA DA TABELA
Períodos;
Famílias;
Elementos representativos;
Elementos de transição (externa e
interna);
Metais e não-metais;
Elementos naturais e artificiais.
ALGUMAS PROPRIEDADES
VALÊNCIA
“É a capacidade que os átomos de um
elemento tem de se combinarem com
outros átomos, dele mesmo ou de outro
elemento.”
ALGUMAS PROPRIEDADES
RAIO ATÔMICO
É definido como sendo a metade da
medida da distância entre os núcleos de
átomos vizinhos.
Exemplos:
para uma estrutura sólida, a distância
entre átomos de cobre é de 256 pm, então
o raio do cobre é de 128pm;
RAIO ATÔMICO
A distância entre núcleos atômicos de
Carbono num diamante é de 154 pm, então o
raio do C é 77 pm;
Se considerarmos uma molécula de H2, a
distância entre os núcleos de H é de 74pm,
então o raio do H é 37 pm;
Logo, a distância entre núcleos de C e H
numa molécula de CH4, temos 77 + 37 = 114
pm.
RAIO ATÔMICO
COMO O RAIO VARIA NA TABELA
Ele cresce de cima para baixo nas
famílias e da direita para a esquerda nos
períodos.
RAIO IÔNICO
É uma parte da distância entre os íons vizinhos
de uma estrutura iônica.
Na prática:
o raio do íon óxido O2- é de 140 pm, então, se a
distância entre íons Mg2+ e O2- for de 212 pm, o
raio do íon Mg2+ é 212 – 140 = 72 pm.
EXERCÍCIO
1.83)Coloque os seguintes íons na ordem
crescente do raio iônico:
S2- , Cℓ- e P3-
1.84)Qual dos íons de cada par tem maior
raio atômico:
a) Ca2+ e Ba2+
b) As3- e Se2c) Sn2+ e Sn4+
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
É a energia necessária para retirar um
elétron de um átomo na fase de gás.
X(g) →
X+(g) + 1e-(g)
I1 = E(X+)- E(X)
Exemplo:
Cu(g)→ Cu+(g)+1e-(g) I1 (8,14 eV, 785 KJ.mol-1)
Cu+(g)→ Cu2+(g)+1e-(g) I2(20,26 eV,1955KJ.mol-1)
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Como varia na tabela
A primeira energia de ionização é maior
para elementos próximos do He e menor
para elementos próximos do Cs.
Temos que:
I1 < I2 < I3 <<< I4
EXERCÍCIO
1.77) Coloque cada um dos seguintes conjuntos
de elementos na ordem decrescente de energia
de ionização. Explique sua escolha.
a) selênio, oxigênio e telúrio;
b) ouro, tântalo e ósmio;
c) chumbo, bário e césio.
1.80) Explique por que a energia de ionização do
potássio é menor que a do sódio, ainda que a
carga nuclear efetiva do sódio seja menor.
AFINIDADE ELETRÔNICA
É a energia liberada quando um elétron se liga à um
átomo na fase de gás.
X(g) + 1e-(g) → X-(g) Eea = E(X) - E(X-)
Exemplo:
Cℓ(g)+1e-(g) → Cℓ-(g) Eea(3,62eV,349KJ.mol-1)
Como varia na tabela
As afinidades eletrônicas são maiores na parte
direita superior da tabela, próximas dos elementos
O, S e Halogênios.
EXERCÍCIO
1.85) Que elemento de cada par tem a maior
afinidade eletrônica:
a) oxigênio ou flúor;
b) nitrogênio ou carbono;
c) cloro ou bromo;
d) lítio ou sódio.
EFEITO DO PAR INERTE
“É a tendência a formar íons com carga duas
unidades mais baixa do que a esperada para
o número do grupo. Isso é mais evidente nos
elementos mais pesados do bloco p.”
Exemplos:
In3+ e In+
Pb4+ e Pb2+
Sb5+ e Sb3+
Sn4+ e Sn2+
Tl3+ e Tl+
Bi5+ e Bi3+
Outras propriedades
Densidade
Volume atômico