modelos atômicos versão final

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Modelos Atômicos
Prof. Gesiane
Demócrito 
Átomo
Demócrito 
(460 – 370 A.C.)
Defendeu a idéia de que a matéria era composta por pequeníssimas partículas.
Modelo baseado apenas na intuição e na lógica.
Modelo proposto por Demócrito:
Toda a matéria é constituída por átomos e vazio (não era compacta)
O átomo é uma partícula pequeníssima, invisível, e que não pode ser dividida;
Os átomos encontram-se em constante movimento;
Universo constituído por um número infinito de átomos, indivisíveis e eternos;
Aristóteles 
Aristóteles
 (384 a.C. - 322 a.C.)
Modelo de Demócrito foi rejeitado por um dos maiores filósofos de todos os tempos – Aristóteles. 
O Modelo de Demócrito permaneceu na sombra durante mais de 20 séculos...
Ar
Água
Terra
Fogo
Aristóteles acreditava que a matéria era contínua e composta por quatro elementos:
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1.1 - Evolução 
450 AC – Leucipo – Matéria podia ser dividida em partículas cada vez menores.
Demócrito – Menor partícula indivisível de átomo
Século XVIII – Lavoisier e Proust – Leis ponderais
1.2 - Modelos
1- MODELOS ATÔMICOS
Partícula maciça e indivisível
Dalton ( bola de bilhar)
O átomo é uma esfera maciça, indivisível e indestrutível. Foi o primeiro modelo com base experimental, sendo portanto um modelo científico.
Em 1808, John Dalton, um professor inglês, propôs a idéia de que as propriedades da matéria podem ser explicadas em termos de comportamento de partículas finitas, unitárias. Dalton acreditou que o átomo seria a partícula elementar, a menor unidade de matéria. 
Surgiu assim o modelo de Dalton: átomos vistos como esferas minúsculas, rígidas e indestrutíveis. Todos os átomos de um elemento são idênticos. 
John Dalton
(1776 – 1844) 
Séc. XIX – Dalton “ressuscita” A Teoria Atômica.
O modelo de Dalton baseava-se nas seguintes hipóteses:
- Tudo que existe na natureza é composto por diminutas partículas denominadas átomos;
- Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis;
- Existe um número pequeno de elementos químicos diferentes na natureza;
- Reunindo átomos iguais ou diferentes nas variadas proporções, podemos formar todas as matérias do universo conhecido;
Para Dalton o átomo era um sistema contínuo. 
Apesar de um modelo simples, Dalton deu um grande passo na elaboração de um modelo atômico, pois foi o que instigou na busca por algumas respostas e proposição de futuros modelos.
J. J. Thomson
 (1856 - 1940)
Thomson (1897) realizou uma série de experiências utilizando um tubo de raios catódicos (tubo semelhante aos tubos existentes no interior dos televisores). 
Neste tubo, eram efetuadas descargas elétricas através de um gás rarefeito.
A descoberta da primeira partícula subatômica: o elétron 
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Descargas elétricas em gases a baixa pressão
Gases: Não conduzem corrente sob pressão ambiente.
 Conduzem corrente sob pressão baixa.
Tubo de raios catódicos
1 Modelo atômico de Rutherford
Os gases sob baixa pressão dentro do tubo emitem luminosidade.
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Thomson (pudim de passas ou ameixas)
DESCOBERTAS:
As descargas partiam do polo negativo (cátodo) - aparelho chamado de tubo de raios catódicos.
Os raios eram retilíneos
Raios constituídos de partículas negativas - elétrons
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CONCLUSÃO :
Os elétrons estariam mergulhados em uma massa homogênea e positiva como ameixas em um pudim.
1850 – 1930 : Físico alemão Eugen Goldstein
Utilizando o gás hidrogênio na produção de raios canais – Raios constituídos por cargas positivas – prótons.
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 Com base nos estudos dos raios catódicos, Thomson chegou a conclusão que, o átomo é formado por uma esfera com massa positiva onde os elétrons estão encrustados.
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O método de Thomson para medir a razão entre a carga dos elétrons e a sua massa consistia em fazer os elétrons passarem através de uma região onde havia um campo magnético e um campo elétrico perpendiculares entre si.
Relação entre a carga e a massa do elétron
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Aplico um campo elétrico:
O feixe sofre deflexão para cima, com isso sofre a ação da força elétrica dada por:
Felet = q. E
Desligo o campo elétrico:
O feixe retorna a trajetória retilínea.
Aplico um campo magnético:
O feixe sofre deflexão para baixo, com isso sofre a ação da força elétrica dada por:
Fmag = q. B.v
Ligando apenas o campo elétrico:
De acordo com a segunda Lei de Newton
Felet = me . ay
ay = Felet = q. E 
 me me
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Vx = L/t ou seja : t = L/Vx
Substituindo temos que:
dy = ½ . q. E . L2
 me Vx 2
q/me = 2dy . Vx 2 / E. L2
q/me = 2dy . E 2 / E. L2 B 2 
 
 
q/me = 2dy . E / L2 B 2 
q/me = 1,7 . 10 -11 C/Kg
 
dy = ½ . ay . t2
dy = ½ . q. E . t2 
 me 
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Experimento de Millikan
- Câmara fechada com duas placas de metais carregadas positivamente e negativamente.
Um atomizador pulverizou dentro da câmara gotas de óleo.
- Sob a influência da resistência do ar e ação da gravidade algumas gotas no buraco da placa de metal superior.
- As gotas eram ionizadas.
Quando as gotas eram submetidas a um campo elétrico.
Media a distância percorrida pela gota num determinado tempo.
Descoberta do valor da 
carga de elétron
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Breve Histórico
 Em 1895, Wilhem Röntgen descobriu os raios X, que eram úteis mas misteriosos.
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Breve Histórico
 A descoberta da radioatividade ocorreu, casualmente, por Henri Becquerel, em 1896, ao estudar as impressões feitas em papel fotográfico por sais de urânio, quando eram expostos à luz solar.
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Breve Histórico
 Os estudos do casal Pierre e Marie Curie, após a descoberta de Becquerel, levaram à descoberta do polônio e do rádio, sendo este muito mais ativo que o urânio.
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Breve Histórico
 Entre 1898 e 1900, Ernst Rutherford e Paul Villard descobriram que a emissão radioativa pode ser de 3 tipos.
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TIPOS DE RADIAÇÕES:
RADIAÇÕES ALFA;
RADIAÇÕES BETA ;
RADIAÇÕES GAMA.
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RADIAÇÕES ALFA
São constituídos pela reunião de 2 prótons e dois nêutrons.
Possuem carga positiva.
São barradas por uma folha de papel.
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RADIAÇÕES BETA
São constituídas por um elétron.
Possuem carga negativa.
São barradas por placas de alumínio de 5mm ou de chumbo de 1mm de espessura.
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RADIAÇÕES GAMA
Não são partículas
São ondas eletromagnéticas.
Se propagam no vácuo.
Não tem carga elétrica
Penetram 15cm de espessura no aço.
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 Cientista neozelandês, estudou com J.J. Thomson.
 Em 1911 realizou uma experiência que lhe permitiu propor um novo modelo atômico.
Ernest Rutherford
(1871 - 1937)
A descoberta da segunda partícula subatômica: o próton 
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Rutherford ( Sistema planetário)
DESCOBERTAS:
A grande maioria das partículas atravessavam sem sofrerem desvios
Algumas eram desviadas de sua trajetória
Raramente algumas eram refletidas
CONCLUSÕES :
A massa dos átomos é concentrada em pequenos núcleos.
As partículas desviadas passavam muito próximas do núcleo sofrendo repulsão.
As partículas que colidiam com o núcleo eram refletidas
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Resultados da experiência de Rutherford
Partículas α
Existe, no interior do átomo, uma região central positiva – o núcleo, que exerce fortes forças repulsivas sobre as partículas alfa. 
O átomo é formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva onde se concentra toda a massa. Ao redor do núcleo localizam – se ao elétrons, neutralizando a carga positiva.
Modelo proposto por Rutherford (1911):
O átomo é uma estrutura praticamente vazia, e não uma esfera maciça;
É constituído por:
 Núcleo muito pequeno com a carga positiva, onde se concentra quase toda a massa do átomo.
 Elétrons com carga negativa movendo-se em volta do núcleo.
O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar.+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
 ... uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve perder energia
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A descoberta do nêutron
Em 1932 o físico inglês James Chadwik realizaou experimentos com partículas alfa.
Transmutação nuclear.
Bombardeou átomos de Berílio com partículas alfa.
Percebeu-se que no núcleo poderia ter mais de 1 próton
Comprometeria a estabilidade do núcleo (forças de repulsão muito fortes).
Rutherford admitiu que existia no núcleo partículas semelhantes aos prótons, porém sem cargas 
Chadwick (1932) descobriu os nêutrons
Os nêutrons serviriam para diminuir a repulsão entre os prótons (maior estabilidade no núcleo)
A descoberta da terceira partícula subatômica: o nêutron
CONCEITOS SOBRE O ÁTOMO
Número Atômico (Z): quantidades de prótons.
Z = p = e
Número de Massa (A): a soma das partículas que constitui o átomo. 
A = Z + n + e
A = Z + n
REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO
SEMELHANÇA ATÔMICA
ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.
ISÓBAROS: mesmo número de massa.
ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
ISOELETRONICOS: mesmo número de elétrons.
ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam elétrons 
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LUZ
É uma onda eletromagnética que se propaga no vácuo e possui perturbações oscilantes dentro do campo visível do olho humano.
Exemplos:
Ondas do mar, Som, Onda sísmica, Luz, Ondas de rádio, Raio X. 
v = . f 
v: velocidade
: comprimento de onda
f: freqüência
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O nascimento da teoria Quântica: os quanta de Planck(1900)
A energia E de um quantum é proporcional à freqüência f da radiação térmica emitida.
E = h.f
h = 6,63 .10-34 J.s = constante de Planck
A energia dos elétrons que produzem a radiação térmica é constituída de pacotes discretos, chamados quanta (plural de quantum).
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Teoria Quântica   
  De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior energia para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta(quantum é o singular de quanta).
    O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. Cada tipo de energia tem o seu quantum.     A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado átomo, surgindo assim  os "números quânticos". 
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O efeito fotoelétrico
A luz ejeta elétrons de diversas superfícies metálicas.
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O tempo de atraso entre o momento em que a luz é ligada e a ejeção dos primeiros elétrons não é afetado pela intensidade ou pela freqüência da luz.
O que é observado experimentalmente?
O efeito é facilmente observado usando-se luz violeta ou ultravioleta, mas não quando se usa luz vermelha.
A quantidade de elétrons ejetados por segundo é proporcional à intensidade da luz.
A energia máxima dos elétrons ejetados não é afetada pela intensidade da luz, mas depende da freqüência.
Características do efeito fotoelétrico
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A energia radiante está quantizada em pacotes concentrados, os fótons.
A teoria quântica da luz: Einstein e o fóton (1905)
A energia E de cada fóton é dada pela fórmula de Planck: E = h.f
onda
emissão ou absorção
fóton
partícula
propagação
dualidade
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 Espetro do átomo de hidrogênio
Como aplicar o modelo de Bohr ao átomo de hidrogénio?
A introdução de níveis de energia para os elétrons pelo modelo atômico de Bohr permitia explicar as riscas observáveis nos espetros atómicos de absorção ou emissão de qualquer elemento, ao associar essas riscas à energia envolvida nas transições do eletrão entre níveis.
 Niels Bohr trabalhou com Thomson, e posteriormente com Rutherford.
 Tendo continuado o trabalho destes dois físicos, aperfeiçoou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford.
Niels Bohr
(1885 - 1962)
 1º Postulado: A eletrosfera do átomo está dividida em regiões denominadas níveis ou camadas, onde os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias, de modo a ter uma energia constante, ou seja, sem emitirem nem absorverem energia.
Modelo Atômico de Bohr 
+
+
+
 Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas fixas.
2º Postulado: Fornecendo energia (térmica, elétrica,...) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo (mais energéticos). Ao voltarem ás suas órbitas originais, devolvem a energia absorvida em forma de luz (fóton). 
+
+
+
ENERGIA
LUZ
Como explicar o fato de os elétrons não caírem sobre o núcleo?
1913c - Bohr
CONJUNTO DE IDÉIAS:
O elétron estaria em órbita circular ao redor do núcleo
O elétron poderia assumir apenas determinados níveis de energia ( K , L, M, N, O, P, Q)
O elétron ao redor do núcleo apresentava energia constante
Ao receber energia o elétron poderia saltar para um nível mais energético.
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O elétron recebe um quantum de energia.
Emite energia na forma de fóton.
O átomo em seu estado mais estável é chamado de fundamental
Órbitas:
1circular e as demais elípticas
- Modelo Atômico de Sommerfeld (1916) 
    Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos:  s , p , d , f . 
Princípio da dualidade da matéria de Louis de Brodlie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma partícula-onda.   
Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma equação matemática, que "qualquer corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório". Desta maneira o elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda, obedecendo assim, às leis dos fenômenos ondulatórios, como acontece com a luz e o som.
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1916 - Sommerfeld
Os elétrons giram em torno dos núcleos em órbitas circulares elípticas.
Num nível de energia (n) havia uma órbita circular e (n-1) órbitas elípticas, cada constitui um subnível
Modelo da mecânica quântica
Não admite nem órbitas circulares nem elípticas
O que existe são regiões de máxima probabilidade de encontrar o elétron no seu movimento ao redor do núcleo
mv2/r = e2/4pe0r2
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Experimento de fenda dupla: elétrons 1961
Grande número de elétrons atravessando uma fenda dupla produz uma figura de difração: onda
Cada elétron atinge a tela separadamente: partícula
Elétrons possuem carga e massa indivisíveis: fechando uma das fendas subtamente não é possível cortar o elétron ao meio: partícula
Grande número de elétrons passando por duas fendas abertas simultaneamente: depois de muitas contagens formam um padrão de difração (onda) 
O comportamento dos elétrons é governado por leis probabilísticas (onda) 
Modelo atômico de Schrödinger - A partir das equações de Schrödinger não é possível determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.
Teoria da Mecânica Ondulatória 
    Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital" .
    Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probalidade de se encontrar o elétron.       O orbital  s  possui forma esférica ... 
................   
    e os orbitais  p  possuem forma de halteres...... 
  
Princípio da incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.
Orbital é a região onde é mais provável encontrar um életron
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O ESPECTRO DISCRETO - Emissão
Um elétron que ganha energia e se encontra em um nível de energia n = 3. Ele emite uma onda eletromagnética, perdendo energia e volta para o nível n = 1. 
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APLICAÇÕES DO MODELO DE BOHR: FOGOS DE ARTIFÍCIO
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Um fogo de artifício é composto basicamente por: 
1) Pólvora:mistura de enxofre, carvão e salitre nitrato de potássio.
 2) E por um sal de um elemento determinado: o que irá determinar a cor da luz produzida na explosão.
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A pólvora, em fogos de artifício, possui:
 nitrato de potássio (KNO3);
 perclorato de potássio (KClO4) ou clorato de potássio (KClO3).  
Estes compostos são denominados oxidantes e são altamente explosivos. 
 A luz produzida a partir da emissão de energia, por um elétron excitado, que volta para o nível de energia menos energético de um átomo. (modelo de Bohr)
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As cores das chamas para alguns elementos :
    Figura   |   Elemento    |          Cor da Chama                 A       |      Sódio       |       Amarela intensa        B       |      Cálcio       |   Amarela Avermelhada        C       |    Potássio     |             Violeta        D       |      Bário        |   Amarela Esverdeada        E       |      Lítio         |           Vermelha        F       |     Cobre        |       Verde Azulada
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APLICAÇÕES DO MODELO DE BOHR: 
 LUMINOSOS DE NEON
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Os letreiros luminosos, muito usados em publicidade, utilizam principalmente gás neônio (Ne), por isso são conhecidos com luminoso de neon
Os elétrons desse gás são excitados e, na sua volta à orbita original, emitem luz
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Neônio (Ne) puro → luz vermelha
Neônio (Ne) + Gás carbônico (CO2) → luz violeta 
Neônio (Ne) + Mercúrio (Hg) → luz azul 
TONALIDADE DOS LUMINOSOS DE NEON
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2- NÚMEROS QUÂNTICOS
2.1 – Principal (n) : 
Nível de energia, número inteiro, variando de 1 a ∞ .
Número máximo de elétrons em cada nível de energia é igual a 2n2
Distância do elétron ao núcleo
Tamanho do orbital
Energia do elétron
2.2 – Secundário ou azimutal (l) : 
Subnível de energia, l variam de 0 a (n-1)
Forma do orbital
Energia do elétron
S (l=0) ; p (l=1); d (l=2); f (l=3)
Número máximo de elétron em cada subnível é: 2 (2l +1)
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2.3 - Distribuição Eletrônica nos níveis e subníveis de energia : 
Subníveis em ordem crescente de energia – diagrama de Linus Pauling
1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4 p6 5s2 4 d10 5p6 6s2 4 f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 
2.4 – Magnético (m) 
Indica a energia do elétron no orbital
Região de máxima probabilidade de se encontrar um elétron é dada por (2l +1)
Orientação do orbital no espaço
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2.4 – Magnético (m) 
2.5 – Spin (S) 
É o movimento de rotação do elétron em torno do seu eixo
+1/2 ; -1/2
Rotação do elétron 
Princípio da Exclusão de Pauli : Num mesmo átomo não podem existir dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos. 
2.6 – Distribuição eletrônica de íons 
26Fe+2 - Cátion
26Fe – 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
26Fe+2 - 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
16S2- Ânions
16S – 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p4
16S2- _1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6
2.7 – Distribuição Eletrônica - Conceitos : 
Elétron de diferenciação : Último elétron a ser colocado no diagrama de Linus Pauling
Camada de Valência : Última camada (camada mais externa)
Subnível mais Energético : (Ùltimo no diagrama)
Subnível mais externo: Ultimo na camada mais externa
3- TABELA PERIÓDICA
3.1 – Histórico : 
Até 1913 : Ordem crescente de massa atômica
Hoje: Ordem crescente de número atômico
Períodos ou séries:
Indicam a quantidade de níveis
7º período 3ª (casinha) - Actinídeos
3.2 – Organização : 
Famílias ou grupos
6º período 3ª (casinha) - Lantanídeos
Numeradas de 1 a 18
Famílias 1 e 2 – Representativos (s)
Famílias 13 a 18 – Representativos (p) ; exceto He
Famílias IA a VIIA – Representativos
Famílias IB a VIIB e VIIIB – Transição
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Famílias A
Famílias B
3.3 – Ocorrência dos elementos 
109 - Totais
90 - Naturais
19 - Artificiais
Cisurânicos < 92
Transurânicos > 92
4.1 – Propriedades Aperiódicas
Sempre crescem ou decrescem a medida que aumenta o número atômico. Não há repetição de valores.
4 - PROPRIEDADES
4.2 – Propriedades Periódicas
Crescem e decrescem a medida que o número atômico aumenta.
São elas:
A) Raio atômico: distância do núcleo a região mais provável de localizar o elétron do nível de energia mais externo.
B) Energia de ionização: é a energia mínima necessária, para remover um elétron do átomo, no seu estado gasoso. Quanto maior o raio, maior EI.
A(g) + 
A+(g) + 1 e-
C) Afinidade eletrônica ou Eletroafinidade: é a energia associada à entrada de um elétron num átomo de um elemento no estado gasoso.
Obs.: Não é considerada para os gases nobres.
A-(g) + 
A(g) + 1 e-
D) Eletronegatividade ou caráter ametálico: é a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. Quanto menor o raio maior é a atração.
Obs.: Não é considerada para os gases nobres.
E) Eletropositividade ou caráter metálico: é a capacidade de um átomo perder elétrons originando cátions.
Obs.: Não é considerada para os gases nobres.
F) Caráter metálico e não metálico reatividade dos metais e não metais:
METÁLICO
METÁLICO
NÃO METÁLICO
NÃO METÁLICO
G) Ponto de fusão e ponto de ebulição:
Variação nos períodos: Crescem das extremidades para o centro.
Variação nos grupos: IA, IIA, IIIA, IVA, IIB e IIIB (crescem de baixo para cima)
Grupos restantes: PF e PE crescem de cima para baixo
H) Densidade:
Variação nos períodos: Crescem das extremidades para o centro.
Variação nos grupos: Crescem de cima para baixo
i) Volume Atômico : É o volume ocupado por 1 mol de átomos desse elemento no estado sólido
OBS: os maiores volumes atômicos são os metais alcalinos seguidos dos gases nobres.
 J) Volume Atômico = massa de 1 mol de átomos do elemento
			 densidade do elemento no estado sólido
DÚVIDAS
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