Apresentação da Aula 3 - Tabela Periódica

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TABELA PERIÓDICA
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Organização Histórica
Estrutura da tabela corresponde à estrutura eletrônica dos elementos.
Organização pelas propriedades físicas e químicas dos elementos – dados empíricos.
Lei Periódica (Mendeleev): ordenando os elementos em ordem crescente de massas atômicas, as propriedades dos elementos de uma mesma família eram semelhantes (1869).
Moseley: organização dos elementos em ordem crescente de números atômicos (1913).
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Estruturação da tabela periódica
7 períodos ou linhas – 7 camadas ou níveis eletrônicos (K, L, M, N, O, P, Q)
18 colunas, grupos ou famílias:
colunas A; elementos típicos, característicos ou representativos;
colunas B: elementos de transição.
Séries – elementos de transição interna:
- série dos lantanídeos: todos os elementos situam-se no 6° período, grupo 3;
- série dos actinídeos: todos os elementos situam-se no 7º período, grupo 3.
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Principais propriedades periódicas
Raio atômico: aumenta, num mesmo grupo, de cima para baixo, e num mesmo período, da direita para a esquerda:
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Principais propriedades periódicas
Energia de ionização (energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa): a primeira energia de ionização aumenta de baixo para cima num grupo e da esquerda para a direita num período.
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Características de metais
bons condutores de eletricidade
maleáveis
dúcteis
lustrosos
sólido
alto ponto de fusão
bons condutores de calor
reagem com ácidos
formam óxido básicos
formam cátions
formam halogenetos iônicos
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Características de não-metais
maus condutores de eletricidade
não maleáveis
não dúcteis
não lustrosos
sólido, líquido ou gás
baixo ponto de fusão
maus condutores de calor
não reagem com ácidos
formam óxidos ácidos
formam ânions
formam halogenetos covalentes
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Metaloides
São os sete elementos entre os metais e os não-metais (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po) que apresentam características semelhantes entre si. 
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Principais propriedades periódicas
Eletronegatividade: capacidade do núcleo do átomo atrair os elétrons de uma ligação covalente para si.
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Eletronegatividade
Ligação covalente polar: há diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na ligação.
	Exemplos: HCl; IF.
Ligação covalente apolar: não há diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos.
	Exemplos: Cl2; O2.
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Eletronegatividade
A eletronegatividade pode ser expressa por meio de números de uma escala arbitrária de zero a 4:
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Eletronegatividade
O tipo de ligação química e a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos relacionam-se da seguinte forma:
  1,6: ligação predominantemente covalente.
  1,7: ligação predominantemente iônica.
Exemplos: lousa