aula 2 de engenharia de producao [Modo de Compatibilidade]

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Química I
Modelos Atômicos e
Classificações Periódicas
1
Modelos Atômicos e
Classificações Periódicas
Professora MSc.: Roberta Katlen Fusco Marra
Representando a Química
Submicroscópico
2
H2O(líquida) H2O(gás)
Submicroscópico
Macroscópico
Simbólico
A Química no Nível Macroscópico
Exemplo: Preparar
macarrão.
- Aqueça a água até
ferver.
- Após ferver adicione
uma pitada de sal até
que ele se dissolva.
- Adicione óleo.
- Adicione o macarrão.
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Exemplo: Preparar
macarrão.
- Aqueça a água até
ferver.
- Após ferver adicione
uma pitada de sal até
que ele se dissolva.
- Adicione óleo.
- Adicione o macarrão.
A Química no Nível Macroscópico
Fazer química no
laboratório é bem
semelhante a cozinhar,
você observa alguma
mudança na substância.
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Fazer química no
laboratório é bem
semelhante a cozinhar,
você observa alguma
mudança na substância.
A Química no Nível Submicroscópico
Para compreender os
fenômenos químicos, é
muito útil imaginar o que
acontece no nível atômico
e molecular, ou seja,
submicroscópico.
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Para compreender os
fenômenos químicos, é
muito útil imaginar o que
acontece no nível atômico
e molecular, ou seja,
submicroscópico.
EX.: Ebulição da água.
Simbolismo em Química
Notas musicais Transformações
Químicas
H2O(líquida) H2O(gás)
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H2O(líquida) H2O(gás)
Estados da Matéria: Sólido
 Uma propriedade
facilmente observada
e muito útil da matéria
é o seu estado ou
fase:
- Sólido: Forma rígida e
volume, muda muito
pouco com pequenas
variações de
temperatura e
pressão.
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 Uma propriedade
facilmente observada
e muito útil da matéria
é o seu estado ou
fase:
- Sólido: Forma rígida e
volume, muda muito
pouco com pequenas
variações de
temperatura e
pressão.
Estados da Matéria: Líquido
 Líquidos: Têm
volumes fixos, mas é
fluido. Assume a
forma de seu
recipiente e não tem
nenhuma forma
própria definida.
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 Líquidos: Têm
volumes fixos, mas é
fluido. Assume a
forma de seu
recipiente e não tem
nenhuma forma
própria definida.
Estados da Matéria: Gases
 Gases: Também são
fluidos, mas o volume
de um gás não é
fixado, na verdade ele
é determinado pelo
tamanho do
recipiente que o
contém. Seu volume
varia de acordo com
as variações de
temperatura e
pressão.
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 Gases: Também são
fluidos, mas o volume
de um gás não é
fixado, na verdade ele
é determinado pelo
tamanho do
recipiente que o
contém. Seu volume
varia de acordo com
as variações de
temperatura e
pressão.
Teoria Cinético-Molecular
 Nos ajuda a interpretar as propriedades dos sólidos,
líquidos e gases.
 A matéria consiste em pequenas partículas que
estão em constante movimento.
 Nos sólidos, essas partículas tem um arranjo
compacto e então raramente uma partícula entra
em contato com uma outra partícula vizinha.
 Já nos líquidos e gases, como os átomos ou
moléculas têm um arranjo ao acaso, essas
partículas estão em constante movimento.
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 Nos ajuda a interpretar as propriedades dos sólidos,
líquidos e gases.
 A matéria consiste em pequenas partículas que
estão em constante movimento.
 Nos sólidos, essas partículas tem um arranjo
compacto e então raramente uma partícula entra
em contato com uma outra partícula vizinha.
 Já nos líquidos e gases, como os átomos ou
moléculas têm um arranjo ao acaso, essas
partículas estão em constante movimento.
Elementos
 São substâncias formadas por apenas um tipo
de átomo. EX.: O, H, S, C....
 Atualmente conhecem-se cerca de 112
elementos, dos quais 90 encontram-se na
natureza e o restante foi criado por cientistas =
Tabela Periódica
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 São substâncias formadas por apenas um tipo
de átomo. EX.: O, H, S, C....
 Atualmente conhecem-se cerca de 112
elementos, dos quais 90 encontram-se na
natureza e o restante foi criado por cientistas =
Tabela Periódica
Origens da Teoria Atômica
 Demócrito (460-370
a.C) – Filósofo grego
“Átomo significa
literalmente indivisível.”
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 Demócrito (460-370
a.C) – Filósofo grego
“Átomo significa
literalmente indivisível.”
Au - Ouro
Átomos
 Um átomo é a menor partícula de um elemento
que mantém as propriedades químicas desse
elemento.
“A química moderna se baseia no entendimento
e na exploração da natureza no nível atômico.”
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 Um átomo é a menor partícula de um elemento
que mantém as propriedades químicas desse
elemento.
“A química moderna se baseia no entendimento
e na exploração da natureza no nível atômico.”
Origens da Teoria Atômica
 Os átomos são
definidos como
minúsculas esferas
em perpétuo
movimento.
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 Os átomos são
definidos como
minúsculas esferas
em perpétuo
movimento.
John Dalton e Sua Teoria Atômica
 Toda matéria é feita de
átomos. Estes corpos,
indivisíveis e indestrutíveis,
constituem as partículas finais
da química.
 Todos os átomos de um
determinado elemento são
idênticos, não só quanto à
massa, mas também quanto
ás outras propriedades.
Átomos de elementos
diferentes têm massas
diferentes e propriedades
diferentes.
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 Toda matéria é feita de
átomos. Estes corpos,
indivisíveis e indestrutíveis,
constituem as partículas finais
da química.
 Todos os átomos de um
determinado elemento são
idênticos, não só quanto à
massa, mas também quanto
ás outras propriedades.
Átomos de elementos
diferentes têm massas
diferentes e propriedades
diferentes.
John Dalton
John Dalton e Sua Teoria Atômica
 Os compostos se formam pela combinação de
duas ou mais espécies diferentes de átomos. Os
átomos se combinam na razão de números
inteiros pequenos, por exemplo, um átomo de A
com um átomo de B, ou dois átomos de A com
um átomo de B.
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 Os compostos se formam pela combinação de
duas ou mais espécies diferentes de átomos. Os
átomos se combinam na razão de números
inteiros pequenos, por exemplo, um átomo de A
com um átomo de B, ou dois átomos de A com
um átomo de B.
John Dalton e Sua Teoria Atômica
 Os átomos são unidades das transformações
químicas. Uma reação química envolve apenas
combinação, separação e rearranjo doas
átomos. Os átomos não são criados, nem
destruídos, nem divididos ou convertidos em
outras espécies de átomos durante uma reação
química.
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 Os átomos são unidades das transformações
químicas. Uma reação química envolve apenas
combinação, separação e rearranjo doas
átomos. Os átomos não são criados, nem
destruídos, nem divididos ou convertidos em
outras espécies de átomos durante uma reação
química.
Lei da Conservação da Matéria
 Proposta por Antoine Lavoisier (1743-1794):
“"A soma das massas dos reagentes é igual a
soma das massas dos produtos".
ou ainda,
"Na natureza, nada se cria, nada se perde; tudo
se transforma".
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 Proposta por Antoine Lavoisier (1743-1794):
“"A soma das massas dos reagentes é igual a
soma das massas dos produtos".
ou ainda,
"Na natureza, nada se cria, nada se perde; tudo
se transforma".
O átomo é Divisível
 O estudo da Condução de Eletrecidade em
soluções aquosas levou os cientistas a
admitirem que os átomos não eram
entidades indivisíveis como imaginava John
Dalton.
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 O estudo da Condução de Eletrecidade em
soluções aquosas levou os cientistas a
admitirem que os átomos não eram
entidades indivisíveis como imaginava John
Dalton.
O átomo é Divisível
 As propriedades elétricas seriam causadas pela
existência de partículas eletricamente
carregadas. Assim, os átomos deveriam ser
formados por partículas menores, dotadas de
carga elétrica.
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 As propriedades elétricas seriam causadas pela
existência de partículas eletricamente
carregadas. Assim, os átomos deveriam ser
formados por partículas menores, dotadas de
carga elétrica.
OÁtomo de Thomson
 Joseph John Thomson
(Físico inglês, 1856-
1940).
“O átomo seria uma
esfera carregada
positivamente com
partículas negativas
em sua superfície.”
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 Joseph John Thomson
(Físico inglês, 1856-
1940).
“O átomo seria uma
esfera carregada
positivamente com
partículas negativas
em sua superfície.”
Representação do Modelo
Atômico proposto por
Thomson.
O Átomo de Thomson
 Átomos de cada elemento
teriam diferentes números
de elétrons, e a distribuição
deles na esfera seria
determinada pelo equilíbrio
entre as forças de atração
esfera-elétron e as forças
de repulsão entre os
próprios elétrons.
 O átomo embora dotado de
cargas elétricas, seria
neutro.
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 Átomos de cada elemento
teriam diferentes números
de elétrons, e a distribuição
deles na esfera seria
determinada pelo equilíbrio
entre as forças de atração
esfera-elétron e as forças
de repulsão entre os
próprios elétrons.
 O átomo embora dotado de
cargas elétricas, seria
neutro.
Thomson
O Átomo de Thomson
 O modelo atômico de
Thomson foi
chamado de pudim
com passas e mais
tarde fizeram
analogia ao doce de
brigadeiro.
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 O modelo atômico de
Thomson foi
chamado de pudim
com passas e mais
tarde fizeram
analogia ao doce de
brigadeiro.
O Átomo de Rutherford
 Ernest Rutherford (Físico
Neozelandês, 1871-1937).
 Verificou o comportamento de
partículas dirigidas contra uma
chapa metálica em
experiências posteriores,
obtendo resultado que
contrariava todas as previsões
baseadas no modelo de
Thomson.
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 Ernest Rutherford (Físico
Neozelandês, 1871-1937).
 Verificou o comportamento de
partículas dirigidas contra uma
chapa metálica em
experiências posteriores,
obtendo resultado que
contrariava todas as previsões
baseadas no modelo de
Thomson.
Rutherford
O Átomo de Rutherford
“ O átomo é formado por
duas regiões uma
central – o núcleo
atômico, extremamente
compacta, densa e com
carga elétrica positiva –
e outra periférica – a
eletrosfera, na qual os
elétrons estariam em
circulando ao redor do
núcleo.
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“ O átomo é formado por
duas regiões uma
central – o núcleo
atômico, extremamente
compacta, densa e com
carga elétrica positiva –
e outra periférica – a
eletrosfera, na qual os
elétrons estariam em
circulando ao redor do
núcleo.
O Átomo de Rutherford
 Conseguiu determinar dimensões aproximadas
do núcleo do átomo:
- O raio do átomo mede cerca de 10-8 cm.
- O raio do núcleo mede cerca de 10-13 cm.
“O átomo é aproximadamente 100.000 vezes
maior que seu núcleo.”
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 Conseguiu determinar dimensões aproximadas
do núcleo do átomo:
- O raio do átomo mede cerca de 10-8 cm.
- O raio do núcleo mede cerca de 10-13 cm.
“O átomo é aproximadamente 100.000 vezes
maior que seu núcleo.”
Prótons, Elétrons e Nêutrons: As
Partículas Fundamentais dos Átomos
 Sabe-se que os
prótons e os nêutrons
estão localizados no
núcleo atômico e que
os elétrons estão ao
redor do núcleo.
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 Sabe-se que os
prótons e os nêutrons
estão localizados no
núcleo atômico e que
os elétrons estão ao
redor do núcleo.
Prótons, Elétrons e Nêutrons: Principais
Características
 Prótons e elétrons são partículas eletricamente
carregadas: a carga do próton é positiva e a do
elétron é negativa.
 Os nêutrons não possuem carga elétrica.
 Prótons e nêutrons apresentam
aproximadamente a mesma massa.
 A massa do elétron é desprezível em relação à
massa do próton ou do nêutron.
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 Prótons e elétrons são partículas eletricamente
carregadas: a carga do próton é positiva e a do
elétron é negativa.
 Os nêutrons não possuem carga elétrica.
 Prótons e nêutrons apresentam
aproximadamente a mesma massa.
 A massa do elétron é desprezível em relação à
massa do próton ou do nêutron.
Prótons, Elétrons e Nêutrons: Principais
Características
Partícula Próton Elétron Nêutron
Símbolo p+ e- n0
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Carga
Elétrica
+1 -1 0
Massa (Kg) 1,67.10-21 9,11.10-25 1,67.10-21
O Átomo de Bohr
 Niels Bohr (Físico
Dinamarquês, 1885-
1962).
 Aprofundou-se nos
estudos dos modelos
atômicos e aprimorou o
modelo apresentado
por Rutherford.
30
 Niels Bohr (Físico
Dinamarquês, 1885-
1962).
 Aprofundou-se nos
estudos dos modelos
atômicos e aprimorou o
modelo apresentado
por Rutherford.
Bohr
O Átomo de Bohr
 Os elétrons giram ao redor do
núcleo em órbitas,
denominadas níveis de energia
ou camada eletrônica.
 O elétron não perde energia
quando gira em determinada
órbita.
 Em cada órbita o elétron tem
energia específica –quanto
mais próximo do núcleo, menor
a energia do elétron em relação
ao núcleo.
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 Os elétrons giram ao redor do
núcleo em órbitas,
denominadas níveis de energia
ou camada eletrônica.
 O elétron não perde energia
quando gira em determinada
órbita.
 Em cada órbita o elétron tem
energia específica –quanto
mais próximo do núcleo, menor
a energia do elétron em relação
ao núcleo.
O Átomo de Bohr
 O elétron pode saltar
de uma órbita para
outra – para que ele
passe de uma órbita
mais próxima para
outra mais afastada do
núcleo, é necessário
fornecer energia ao
átomo.
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 O elétron pode saltar
de uma órbita para
outra – para que ele
passe de uma órbita
mais próxima para
outra mais afastada do
núcleo, é necessário
fornecer energia ao
átomo.
O modelo Atômico de Bohr e a
Distribuição eletrônica
 Distribuição Eletrônica é a maneira como os elétrons
estão dispostos nos níveis de energia ou camadas
eletrônicas.
Camada Eletrônica K L M N O P Q
33
Camada Eletrônica K L M N O P Q
Nível de Energia 1 2 3 4 5 6 7
Número Máximo de
elétrons
2 8 18 32 32 18 2
Identificação de Elementos e Átomos
 Experiências mostraram que, embora possuam
sempre a mesma carga nuclear (mesmo número
de prótons), átomos do mesmo elemento químico
podem apresentar massas diferentes.
 Eles podem apresentar diferentes números de
nêutrons.
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 Experiências mostraram que, embora possuam
sempre a mesma carga nuclear (mesmo número
de prótons), átomos do mesmo elemento químico
podem apresentar massas diferentes.
 Eles podem apresentar diferentes números de
nêutrons.
Número Atômico (Z)
 É o número de prótons, portanto, a grandeza que
identifica um elemento químico.
EX.: O carbono possui Z=6. Isso quer dizer que
todos os átomos de carbono apresentam 6 prótons
no núcelo.
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 É o número de prótons, portanto, a grandeza que
identifica um elemento químico.
EX.: O carbono possui Z=6. Isso quer dizer que
todos os átomos de carbono apresentam 6 prótons
no núcelo.
Número Atômico (Z) e a Tabela Periódica
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Número de Massa (A)
 Indica a soma do número de prótons e do
número de nêutrons do átomo.
A = p + n
EX.: Um átomo com Z = 5 e A =11, possui 5
prótons e 6 nêutrons.
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 Indica a soma do número de prótons e do
número de nêutrons do átomo.
A = p + n
EX.: Um átomo com Z = 5 e A =11, possui 5
prótons e 6 nêutrons.
Número de Massa (A) e Atômico (Z)
 Os valores de A e Z podem ser escritos com o
símbolo do elemento químico. Por convenção,
indicamos assim:
AXZ
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 Os valores de A e Z podem ser escritos com o
símbolo do elemento químico. Por convenção,
indicamos assim:
AXZ
Número de Massa (A) e Atômico (Z)
 Como os átomos são eletricamente neutros
conhecendo-se o Z, conhece-se também o
número de elétrons.
EX.: 31P15 possui 15 prótons, 15 elétrons e 16
nêutrons.
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 Como os átomos são eletricamente neutros
conhecendo-se o Z, conhece-se também o
número de elétrons.
EX.: 31P15 possui 15 prótons, 15 elétrons e 16
nêutrons.
Isóbaros
 São átomos de elementos diferentes que
apresentam o mesmo número de massa (A).
EX.: X54 e Y54
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 São átomosde elementos diferentes que
apresentam o mesmo número de massa (A).
EX.: X54 e Y54
Isótonos
 São átomos de elementos químicos diferentes
que apresentam o mesmo número de
nêutrons.
EX.: 20X5 e 45Y30
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 São átomos de elementos químicos diferentes
que apresentam o mesmo número de
nêutrons.
EX.: 20X5 e 45Y30
Isótopos
 São átomos do mesmo elemento químico que
diferem no número de nêutrons.
EX.: 1H1 – prótio: 1 próton e 1 elétron
2H1 – hidrogênio: 1 próton e 1 elétron e 1
nêutron.
3H1 – trítio: 1 próton e 1 elétron e 2 nêutrons.
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 São átomos do mesmo elemento químico que
diferem no número de nêutrons.
EX.: 1H1 – prótio: 1 próton e 1 elétron
2H1 – hidrogênio: 1 próton e 1 elétron e 1
nêutron.
3H1 – trítio: 1 próton e 1 elétron e 2 nêutrons.
Composição Isotópica
 A maioria dos elementos são encontrados na
natureza como uma mistura de dois ou mais
isótopos, em geral com composição fixa.
EX.: H, O, C, Cl, Br, Ne, Pb.....
43
 A maioria dos elementos são encontrados na
natureza como uma mistura de dois ou mais
isótopos, em geral com composição fixa.
EX.: H, O, C, Cl, Br, Ne, Pb.....
Modelo Atômico de Orbitais
 Substituiu o modelo de orbitais eletrônicos
circulares de Bohr.
 A todo elétron em movimento está associada
uma onda característica – Princípio da
Dualidade ou De Broglie.
 Não é possível calcular a posição de um
elétron, num mesmo instante – Princípio da
Incerteza ou de Heisenberg.
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 Substituiu o modelo de orbitais eletrônicos
circulares de Bohr.
 A todo elétron em movimento está associada
uma onda característica – Princípio da
Dualidade ou De Broglie.
 Não é possível calcular a posição de um
elétron, num mesmo instante – Princípio da
Incerteza ou de Heisenberg.
Orbital
 É a região do espaço
onde é máxima a
probabilidade de se
encontrar um elétron.
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Formas Geométricas dos Orbitais
Tabela Periódica: Características
 Colunas verticais: São os grupos – Os elementos
dispostos nos mesmos grupos possuem as
mesmas propriedades físico-químicas.
 As tabelas que usamos possuem os grupos
numerados de 1 a 8, com os números seguidos
pelas letras A ou B.
 Colunas Horizontais: São os períodos.
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 Colunas verticais: São os grupos – Os elementos
dispostos nos mesmos grupos possuem as
mesmas propriedades físico-químicas.
 As tabelas que usamos possuem os grupos
numerados de 1 a 8, com os números seguidos
pelas letras A ou B.
 Colunas Horizontais: São os períodos.
Tabela Periódica
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Tabela Periódica: Características
48
 A – Elementos Representativos
 B – Elementos de Transição
Dimensões Atômicas
49
Grupo 1A: H e os Metais Alcalinos Li, Na,
K, Rb, Cs, Fr
 Exceto o H, todos são metais e são sólidos à
temperatura ambiente.
 O H é um gás, constituído por moléculas
diatômicas (H2).
 Todos se combinam com o oxigênio gerando
compostos de fórmula A2O.
 Esses metais são muito reativos: reagem
com a água para formar soluções alcalinas e
só se encontram na natureza combinados
sob a forma de compostos.
50
 Exceto o H, todos são metais e são sólidos à
temperatura ambiente.
 O H é um gás, constituído por moléculas
diatômicas (H2).
 Todos se combinam com o oxigênio gerando
compostos de fórmula A2O.
 Esses metais são muito reativos: reagem
com a água para formar soluções alcalinas e
só se encontram na natureza combinados
sob a forma de compostos.
Grupo 1A: H e os Metais Alcalinos Li, Na,
K, Rb, Cs, Fr.
Ex.:
51
Grupo 2A, Metais Alcalino-terrosos: Be,
Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
 Também são metais que só ocorrem
naturalmente na forma de compostos.
 Exceto o Be, esses elementos também reagem
com a água para dar soluções alcalinas.
 A maior parte dos seus óxidos (Ex.:CaO)
formam soluções alcalinas.
 Quando combinam-se ao O, formam
compostos de fórmula EO.
52
 Também são metais que só ocorrem
naturalmente na forma de compostos.
 Exceto o Be, esses elementos também reagem
com a água para dar soluções alcalinas.
 A maior parte dos seus óxidos (Ex.:CaO)
formam soluções alcalinas.
 Quando combinam-se ao O, formam
compostos de fórmula EO.
Grupo 2A, Metais Alcalino-terrosos: Be,
Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
53
Mg - Magnésio Ca - Cálcio
Grupo 3A: B, Al, Ga, In, Tl
 Os elementos Al, Ga, In e o Tl são metais,
enquanto o B é um ametal.
 Todos esses compostos formam compostos
com o oxigênio com a fórmula geral X2O3,
como por exemplo, Al2O3.
54
 Os elementos Al, Ga, In e o Tl são metais,
enquanto o B é um ametal.
 Todos esses compostos formam compostos
com o oxigênio com a fórmula geral X2O3,
como por exemplo, Al2O3.
Grupo 3A: B, Al, Ga, In, Tl
55
Al - Alumínio B - Boro
Grupo 4A: C, Si, Ge, Sn, Pb
 A partir do grupo 4A, cresce nos grupos o
número de elementos não metais.
 C é um não metal.
 Si e Ge são ametais.
 Sn e Pb são metais.
 Todos eles formam compostos com o O com
forma geral XO2.
56
 A partir do grupo 4A, cresce nos grupos o
número de elementos não metais.
 C é um não metal.
 Si e Ge são ametais.
 Sn e Pb são metais.
 Todos eles formam compostos com o O com
forma geral XO2.
Grupo 4A: C, Si, Ge, Sn, Pb
57
C - Carbono Si - Silício
Grupo 5A: N, P, As, Sb, Bi
 O único metal deste grupo é o Bi.
 O Bi é o metal mais pesado da tabela
periódica que não é radioativo.
 Todos os elementos do grupo 5A formam
compostos contendo O ou S com as fórmulas
gerais E2O3 ou E2S3.
58
 O único metal deste grupo é o Bi.
 O Bi é o metal mais pesado da tabela
periódica que não é radioativo.
 Todos os elementos do grupo 5A formam
compostos contendo O ou S com as fórmulas
gerais E2O3 ou E2S3.
Grupo 5A: N, P, As, Sb, Bi
59
Cilindro de N2 Bi - Bismuto
Grupo 6A: O, S, Se, Te, Po
 O, S, Se e Te são chamados de calcogênios por
parecerem com minério de cobre.
60
S - Enxofre Se - Selênio
Grupo 7A, Halogênios: F, Cl, Br, I, At
 É inteiramente constituído por elementos não
metais.
 F, Cl, Br e I existem como moléculas diatômicas.
 Todos eles se combinam violentamente com os
metais alcalinos formando sais (ex.: NaCl).
 Podem reagir com muitos outros metais e formarem
sais.
 Estão entre os mais reativos dentre todos os
elementos.
61
 É inteiramente constituído por elementos não
metais.
 F, Cl, Br e I existem como moléculas diatômicas.
 Todos eles se combinam violentamente com os
metais alcalinos formando sais (ex.: NaCl).
 Podem reagir com muitos outros metais e formarem
sais.
 Estão entre os mais reativos dentre todos os
elementos.
Grupo 8A, Gases Nobres: He, Ne, Ar, Kr,
Xe, Rn
 Gases nobres, gases inertes ou gases raros.
 São os elementos menos reativos da tabela
periódica.
 Todos são encontrados na forma gasosa.
 Nenhum deles é abundante no universo.
62
 Gases nobres, gases inertes ou gases raros.
 São os elementos menos reativos da tabela
periódica.
 Todos são encontrados na forma gasosa.
 Nenhum deles é abundante no universo.
Propriedades Atômicas e Tendência
Periódicas
 Podemos entender que as semelhanças nas
propriedades dos elementos são uma
consequência da semelhança das
configurações eletrônicas da camada de
valência.
 A partir da compreensão dessas relações, é
possível organizar e prever propriedades
químicas e físicas dos elementos e seus
compostos.
63
 Podemos entender que as semelhanças nas
propriedades dos elementos são uma
consequência da semelhança das
configurações eletrônicas da camada de
valência.
 A partir da compreensão dessas relações, é
possível organizar e prever propriedades
químicas e físicas dos elementos e seus
compostos.
Dimensões Atômicas
 As dimensões podem
ser determinadas
atravésdos
comprimentos de
ligação dos átomos,
experimentalmente.
64
 As dimensões podem
ser determinadas
através dos
comprimentos de
ligação dos átomos,
experimentalmente.
Dimensões Atômicas
 Ao se organizar um conjunto razoável de raios
atômicos, chegou-se a seguinte conclusão:
“Para os elementos dos grupos principais,
os raios atômicos aumentam quando se
desce a coluna de um grupo da tabela
periódica e diminuem quando se percorre
um período da esquerda para a direita.”
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 Ao se organizar um conjunto razoável de raios
atômicos, chegou-se a seguinte conclusão:
“Para os elementos dos grupos principais,
os raios atômicos aumentam quando se
desce a coluna de um grupo da tabela
periódica e diminuem quando se percorre
um período da esquerda para a direita.”
Dimensões Atômicas
 O raio atômico cresce nos
grupos de cima para baixo,
acompanhando o número de
camadas dos átomos.
 E cresce da direita para a
esquerda pois quanto maior
for o número atômico,
maiores são as forças de
atração entre o núcleo e a
eletrosfera, resultando em
átomos menores.
66
 O raio atômico cresce nos
grupos de cima para baixo,
acompanhando o número de
camadas dos átomos.
 E cresce da direita para a
esquerda pois quanto maior
for o número atômico,
maiores são as forças de
atração entre o núcleo e a
eletrosfera, resultando em
átomos menores.
Dimensões Atômicas
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Eletronegatividade
 É a tendência que um átomo possui em uma
ligação química, de atrair elétrons para si.
68
Eletronegatividade
 Diminuindo-se o raio
atômico, aumenta-se a
eletronegatividade. Isso
se explica pelo fato de
que os átomos
pequenos atraem os
elétrons mais
eficazmente que os
átomos grandes.
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 Diminuindo-se o raio
atômico, aumenta-se a
eletronegatividade. Isso
se explica pelo fato de
que os átomos
pequenos atraem os
elétrons mais
eficazmente que os
átomos grandes.
Dimensões Atômicas
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Energia de Ionização
 É a energia necessária para remover um
elétron de um átomo na fase gasosa.
“Para os elementos dos grupos principais,
as energias de ionização aumentam
quando se sobe a coluna de um grupo da
tabela periódica e diminuem quando se
percorre um período da direita para a
esquerda.”
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 É a energia necessária para remover um
elétron de um átomo na fase gasosa.
“Para os elementos dos grupos principais,
as energias de ionização aumentam
quando se sobe a coluna de um grupo da
tabela periódica e diminuem quando se
percorre um período da direita para a
esquerda.”
Energia de Ionização
 Decresce com o
aumento do grupo
porque o elétron está
mais afastado do
núcleo.
 Aumenta na direção dos
halogênios em função
de serem os elementos
mais eletronegativos.
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 Decresce com o
aumento do grupo
porque o elétron está
mais afastado do
núcleo.
 Aumenta na direção dos
halogênios em função
de serem os elementos
mais eletronegativos.
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Bibliografia
 1 – Russel, John B., Química geral, 1982,
Ed. McGraw-Hill, São Paulo.
 2 – Química Geral e Reações Químicas,
John C. Kotz, Paul M. Treichel Júnior.
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 1 – Russel, John B., Química geral, 1982,
Ed. McGraw-Hill, São Paulo.
 2 – Química Geral e Reações Químicas,
John C. Kotz, Paul M. Treichel Júnior.