História da Tabela Periódica Moderna História da Tabela Periódica Moderna.
TABELA PERIÓDICA
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TABELA PERIÓDICA
- Alguns elementos químicos são conhecidos há séculos.
- 1869 – Dmitri Mendeleiev organizou uma tabela onde os elementos até então conhecidos (63) foram dispostos em ordem crescente de massa.
- Atualmente: pela ordem crescente de Z.
- As propriedades se repetiam periodicamente, a cada nova linha (horizontal) da tabela.
- Todos os elementos de uma mesma coluna (vertical) apresentavam propriedades semelhantes.
A Tabela Periódica de Mendeleiev:
A Tabela Periódica Moderna:
Grupos Denominação Camada de ValênciaNo de elétrons na
camada de valência
1 Metais alcalinos ns1 1
2 Metais alcalinos terrosos ns2 2
3
Metais de transição
ns2 (n-1)d1 3
4 ns2 (n-1)d2 4
5 ns2 (n-1)d3 5
6 ns2 (n-1)d4 6
7 ns2 (n-1)d5 7
8 ns2 (n-1)d6 8
9 ns2 (n-1)d7 9
10 ns2 (n-1)d8 10
11 ns2 (n-1)d9 11
12 ns2 (n-1)d10 12
13 Família do B ns2 np1 3
14 Família do C ns2 np2 4
15 Família do N ns2 np3 5
16 Família do O ns2 np4 6
17 Halogênios ns2 np5 7
18 Gases nobres ns2 np6 8
Elétrons de Valência:
São os elétrons que ocupam a última camada eletrônica de um átomo (camada de valência).
São responsáveis pelas ligações químicas
Hidrogênio (H):
- 1 elétron na camada de valência (Grupo 1)
- Eletropositivo (Grupo 1)
- Pode aceitar 1 elétron e formar hidretos (Grupo 17)
- Não é um metal (Grupo 1)
- É um não metal
Gases Nobres (Grupo 18):
- Camada de valência completamente preenchida, são estáveis.
Metais:- conduzem eletricidade- tem brilho- são maleáveis (Ex: ouro - folhas)- são dúcteis (Ex: cobre - fios)
Não-metais: - não conduzem eletricidade- não tem brilho- não são maleáveis- não são dúcteis- são quebradiços
Metalóides:- Estão na fronteira entre metais e não-metais Ex: Si – semicondutores ligações covalentes
tem brilho quebradiço
Regra do Octeto:
Os elementos químicos tendem a adquirir a configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja, 8 elétrons na camada de valência. Esta é a configuração mais estável.
Na Na+ + 1e ---------- configuração do Ne (8 elétrons) Na: [Ne] 3s1
(perde 1 elétron) Na+: [Ne]
Ca Ca2+ + 2e ---------- configuração do Ar (8 elétrons) Ca: [Ar] 4s2
(perde 2 elétrons) Ca2+: [Ar]
Cl + 1e Cl- ---------- configuração do Ne (8 elétrons) Cl: [Ne] 3s2 3p5 (ganha 1 elétron) Cl -: [Ar]
O + 2e O2- ---------- configuração do He (8 elétrons) O: [He] 2s2 2p4 (ganha 2 elétrons) O2- : [Ne]
Diagrama de Linus Pauling
Número Atômico Efetivo (Zef):
Carga “percebida” pelos elétrons de valência de um átomo. Essa carga é sempre menor do que aquela total.
Os elétrons das camadas interiores blindam o núcleo e os elétrons exteriores percebem apenas uma fração da carga nuclear.
Z = Zef – δ,
onde δ é a constante de blindagem
Elemento Nº atômico (Z) Configuraçãoeletrônica
Nº de elétrons internos
Nº de elétrons de valência
Nº atômico efetivo (Zef)
Li 3 1s22s1 2 1 1,30
Be 4 1s22s2 2 2 1,95
B 5 1s22s22p1 2 3 2,60
C 6 1s22s22p2 2 4 3,25
N 7 1s22s22p3 2 5 3,90
O 8 1s22s22p4 2 6 4,55
F 9 1s22s22p5 2 7 5,20
1) Raio Atômico:
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Carga nuclear efetiva
Raio atômico
No mesmo grupo: Elemento Período Raio Atômico (Å)
Li 2 1,55
Cs 6 2,67
Período Raio atômico
No mesmo período:
Elemento Grupo Nº atômico
(Z)
Nº total de
elétrons
Nº de elétrons internos
Nº de elétrons de
valência
Raio Atômico
(Å)
Na 1A 11 11 10 1 1,90
Cl 7A 17 17 10 7 0,99
Zef atração do núcleo raio atômico
Cátions e ânions:
Elemento Raio (Å) Elemento Raio (Å)
Fe 1,17 Cl 0,99
Fe+2 0,780 Cl- 1,84
Fe+3 0,645
ânion (-) > neutro > cátion (+)
+-
rânion + Rcátion
2) Potencial de Ionização (PI) ou Energia de Ionização (EI):
Energia necessária para arrancar 1 elétron de um átomo no estado gasoso.
M → M+ + 1 e¯ PI
No mesmo grupo:
Elemento Período Potencial de Ionização (eV)
H 1 13,6
Li 2 5,39
Na 3 5,14
Período atração do núcleo Potencial de ionização
No mesmo período:
Elemento Grupo Potencial de Ionização (eV)
Li 1A 5,39
Be 2A 9,32
B 3A 8,30
C 4A 11,26
N 5A 14,53
O 6A 13,63
F 7A 17,42
Ne 8A 21,56
Zef atração do núcleo Potencial de Ionização
Elemento PI (kJ/mol)
Na Na Na+ + 1 e PI1 496
Na+ Na+2 + 1 e PI2 4563
Na+2 Na+3 + 1 e PI3 6913
Mg Mg Mg+ + 1 e PI1 738
Mg+ Mg+2 + 1 e PI2 1451
Mg+2 Mg+3 + 1 e PI3 7734
Para um mesmo elemento:
Teste da Chama: excitação dos elétrons da camada de valência
3) Afinidade Eletrônica (AE):
Energia liberada por um elétron ao ser atraído por um átomo no estado gasoso.
Raio atração do núcleo Afinidade eletrônica
M + 1 e¯ → M- AE
Elemento AE (kJ/mol)
H H + 1 e H- AE1 -72,7
O O + 1 e O- AE1 -141,0
O- + 1 e O-2 AE2 + 780
F F + 1 e F- AE1 - 327,9
AE1 De modo geral, é exotérmicaAE2 De modo geral, é endotérmica
4) Eletronegatividade:
Habilidade relativa que um átomo tem de atrair para si os elétrons envolvidos em uma ligação química.
NÃO É UMA PROPRIEDADE DO ELEMENTO.
Um elemento eletronegativo tem:
- dificuldade em perder elétrons (alto PI)- facilidade em receber elétrons (alta AE)
Metais:- grande raio atômico- baixo potencial de ionização- baixa afinidade eletrônica- baixa eletronegatividade Ex: Cs, Rb, Ba, Ra
Não-metais:- pequeno raio atômico- alto potencial de ionização- alta afinidade eletrônica- alta eletronegatividade Ex: F, Ne, O, Cl