Aula 3 Tabela Periódica

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Química Geral:
Propriedades periódicas dos elementos
Professora: Drª Beatriz Costa e Silva Menezes
São José do Rio Preto, 2018
Universidade Estadual Paulista 
Campus de São José do Rio Preto
IBILCE
Física Biológica
Aula de hoje
Tabela Periódica
Raio atômico e iônico
Energia de ionização
Afinidade eletrônica
Eletronegatividade
Metais, ametais e semi-metais
Tabela Periódica
-1869: Mendeleev e Meyer  propriedades químicas e físicas semelhantes apareciam periodicamente quando se organizavam os elementos em ordem crescente de peso atômico.
- Modelo atômico Rutherford  Moseley: número atômico;
- Padrões repetidos das configurações eletrônicas dos elementos;
- Elementos na mesma coluna (grupos) possuem o mesmo de elétrons nos orbitais mais externos (orbitais de valência).
Raio atômico
Raio iônico
Raio iônico
Configuração eletrônica dos cátions e ânions
	Na formação de um cátion a partir de um elemento neutro, os elétrons são removidos da camada n mais alta ocupada.
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1		 Na: [Ne] 3s1 			Na+:[Ne]
Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1	 Ca: [Ar] 4s1			Ca+: [Ar]
	Na formação de um ânion a partir de um elemento neutro, os elétrons são acrescentados à camada n mais alta parcialmente preenchida.
H: 1s1			H-: 1s2
O:1s2 2s2 2p4		O2-: 1s2 2s2 2p6
F:1s2 2s2 2p5		F-: 1s2 2s2 2p6
Raio iônico
Cátions derivados de metais de transição
Mn: [Ar] 4s2 3d5
Mn2+: [Ar] 3d5
Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
Interações elétron-elétron e elétron-núcleo em um átomo neutro pode ser diferente das do seu íon.
Orbitais 3d são mais estáveis que o orbital 4s
Energia de ionização
Energia mínima necessária para remover um elétron do estado fundamental do átomo ou do íon isolado e na forma de um gás.
Energia de ionização
Dificuldade de remover um elétron
Na(g)  Na+(g) + e-
Na+(g)  Na2+(g) + e-
I = E(Na+) – E(Na)
I1 < I2 < I3
I > 0  fornecer energia
Carga nuclear efetiva (Zef = Z - S)  carga nuclear líquida que atrai o elétron
Carga nuclear efetiva
Energia de ionização
Energia de ionização
I (kJ mol-1)
Afinidade eletrônica
Mede a atração, ou facilidade, de um átomo ganha um elétron extra em fase gasosa.
Atração átomo - elétron
Afinidade 
Cl(g) + e-  Cl-(g) Eae = 349 kJ mol-1
Ar(g) + e-  Ar-(g) Eae < 0
EaeCl = E(Cl) – E(Cl-)
Eae  energia liberada
Eae (kJ mol-1)
Afinidade eletrônica
Eletronegatividade
“Capacidade de um elétron atrair para si os elétrons em uma ligação química”
Relacionada com a afinidade eletrônica e a energia de ionização.
Eletronegatividade
Atração por elétrons de elementos menos eletronegativos
F: alta afinidade eletrônica, alta energia de ionização  alta eletronegatividade
Na: baixa afinidade eletrônica, baixa energia de ionização  baixa eletronegatividade
Eletronegatividade
Eletronegatividade  tipo de ligação química 
Elementos com diferença de eletronegatividade
IÔNICA
Elementos com semelhante eletronegatividade
COVALENTE
Metais, semi-metais e não metais
METAIS
- Baixa energia de ionização  são oxidados;
- Elétrons s mais externos são facilmente cedidos  configuração de gás nobre;
- Metais alcalinos  +1 (s1);
- Metais alcalinos terrosos  +2 (s2);
- Metais de transição  +1, +2 e +3 – formam mais de um íon positivo;
Fe2+ e Fe3+, Cu+ e Cu2+;
- Compostos entre metais e não metais  compostos iônicos (óxidos metálicos);
			
			CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(aq) 
			MgO(s) + 2 HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2O(l)
Metais, semi-metais e não metais
METAIS ALCALINOS
- Sólidos metálicos moles;
- Metais ativos;
- Reagem vigorosamente com a água  reação exotérmica
			2 Na(s) + 2 H2O(l)  NaOH(aq) + H2(g) 
			4 Li(s) + O2(g)  2 Li2O(s) (O2-)
			2 Na(s) + O2(g)  Na2O2(s) (O22-)
			K(s) + O2(g)  KO2(s) (O2-) 
Metais, semi-metais e não metais
METAIS ALCALINOS TERROSOS
Sólidos metálicos mais duros em relação aos alcalinos;
Fundem a uma temperatura superior;
Metais menos reativos;
Ca, Sr e Ba  mais pesados e mais reativos;
Íons 2+  configuração de gás nobre.
Metais, semi-metais e não metais
SEMI METAIS
- Propriedades intermediárias entre metais e não metais;
- Si: parece metal, não maleável, menos condutor de calor e eletricidade  semicondutores
NÃO METAIS
- Recebem elétrons para completar a subcamada p  gás nobre;
- Diatômicos: H2, N2, O2, F2 e Cl2 (gases); Br2 (líquido) e I2 (sólido volátil)  substâncias moleculares;
			2 Al(s) + 3 Br2(l)  2 AlBr3(s)
			CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq)
			CO2(g) + 2 NaOH(aq)  Na2CO3(aq) + H2O(l)
Metais, semi-metais e não metais
NÃO METAIS: HIDROGÊNIO
Configuração 1s1  acima metais alcalinos;
Geralmente reage com outros não-metais  compostos moleculares;
Reações exotérmicas;
2 H2(g) + O2(g)  2 H20(l) H° = -571,7 kJ
2 Na(s) + H2(g)  2 NaH(s) (H-)
Metais, semi-metais e não metais
GRUPO 16/6A: GRUPO DO OXIGÊNIO
O2 e O3  formas alotrópicas;
Atrai elétrons  oxidação;
O2- e S2-  configuração de gás nobre; 
O22-  peróxido e O-2  superóxido; 
Não metais
Semi metais
Metal
Gás incolor (Tamb)
Radioativo
S8 (sólido amarelo)
Metais, semi-metais e não metais
GRUPO 17/7A: HALOGÊNIOS
Formadores de sal;
Não metais típicos;
Facilidade em receber elétron (afinidade eletrônica)-;
	X2 + 2e-  2 X-
Gases
Líquido
Sólido
F2 amarelo claro
Cl2 verde amarelada
Br2 castanho avermelhado
I2 negro acinzentado (vapor violeta)
Metais, semi-metais e não metais
GRUPO 18/8A: GASES NOBRES
Não metais gasosos;
Monoatômicos;
Subcamadas s e p completas;
Estáveis e inertes;
Primeira energia de ionização grande.
Características dos metais e não metais
Propriedades dos elementos
Elementos do bloco s são metais reativos que formam óxidos básicos.
Elementos do bloco p tendem a ganhar elétrons para completar camadas – vão de metais a semi-metais e não metais.
Elementos do bloco d são metais com propriedades intermediárias entre as dos metais do bloco s e as dos metais do bloco p.
Muitos elementos do bloco d formam cátions com mais de um estado de oxidação.