Aula 03 - Tabela Periódica e propriedades periódicas

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Tab elaPeriódica
DO CE NTE:
Dr. Rogéri oAl mir oO. Si lv a
Te r es i na- PI
2 0 1 9
FACULDADE MAURÍCIO DE NASSAU
COORDENAÇÃO DO CURSO DE FARMÁCIA
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
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CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
•A importância dos Elementos Químicos da Tabela Periódica.
•Classificação periódica dos elementos– Histórico.
•Tabela Periódica de Meendeleve a Tabela atual.
•Estrutura da Tabela Periódica.
•Elementos Químicos e Símbolos.
•Classificação da Tabela Periódica.
Famílias A (representativos) e Famílias B (não representativos).
Subníveis ocupados pelos elétrons mais energéticos.
Metais, ametais, semimetais, hidrogênio e gases nobres.
•Carga Nuclear Efetiva.
•Propriedades Periódicas dos elementos: Raio atômico, Energia de
Ionização e Eletronegatividade.
 É importante compreender o que provoca os fenômenos
químicos a nível dos átomos, pois estas unidades são as
determinantes de tais fenômenos.
 Uma análise dessa natureza mostra que as propriedades
químicas têm uma dependência direta da configuração
eletrônica no nível de valência dos átomos, embora os níveis
eletrônicos mais internos também influenciem em tais
propriedades.
 Partindo desse entendimento, passaremos a discutir aspectos
relacionados à Tabela Periódica e algumas das propriedades
periódicas mais utilizadas no estudo dos elementos
Introdução
A importância dos Elementos Químicos da Tabela Periódica
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Classifica ção Periódica dos Elementos - Histórico
“É um arranjo dos elementos químicos que permite verificar suas
propriedades.”
 Antoine Lavoisier (1789);
 Tríades de Elementos de Dobereiner (1817);
 O parafuso Telúrico de Chancourtois (1862);
 A Lei das Oitavas de Newlands (1864);
 Pioneiro: Dimitri Ivanovich Mendeelevem 1869.
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(Dimitri Ivanovich Mendee lev)
Tabela Periódica de Meendelev
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Tabela Periódica Atual- Tabela de Moseley (1913)
 Os elementos estão dispostos em ordem crescente de
número atômico em 7 linhas horizontais, denominadas de
período e 18 linhas verticais, denominadas de grupos ou
famílias.
 Elementos situados no mesmo período apresentam o mesmo
número de níveis eletrônicos.
 Elementos na mesma família apresentam propriedades
químicas semelhantes.
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Estrutura da Tabela Periódica
 Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de
camadas dos elementos.
Período
 Grupos ou Famílias: são as linhas verticais, definem o
número de elétrons da camada de valência.
Família
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Elementos Químicos e Símbolos
Os elementos químicos são representados por letras
maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra
minúscula.
Os Símbolos são de origem latina:
Português Latim Símbolo
Sódio Natrium NNaa
Potássio Kalium KK
Enxofre Sulphur SS
Fósforo Phosphurus PP
Ouro Aurum AAuu
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Classifica ção da Tabela Periódica
Famílias A (representativos) e Zero e FamíliaB (não representativos)
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Classificação da Tabela Periódica
Subníveis ocupados pelos elétrons mais energéticos
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1. Vejamos um exemplo de como se pode localizar o elemento químico
a partir da distribuição eletrônica:
35Br
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Classifica ção dos Elementos
 Metais
 Ametais
 Semimetais ou Metalóides
 Hidrogênio
 Gases Nobres
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Zef = Z - S
Onde:
Z = Número Atômico;
S = Número de elétrons interno.
É a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico.
12Mg → 1s2 2s2 2p6 3s2 Carganuclearefetiva,Zef
Número atômico, Z
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Propriedades Periódicas dos Elementos
As propriedade periódicas são aquelas, que à medida que o
número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou
decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se
periodicamente.
 Raio atômico e iônico
 Energia de Ionização
 Eletronegatividade
 Afinidade Eletrônica
 Eletropositividade
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Raio Atômico
 Número de níveis eletrônicos
 Número de prótons (carga nuclerar)
 Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o
tamanho do átomo.
 Número de prótons: o átomo que apresenta maior número de prótons exerce
uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu
tamanho.
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Raio Atômico
 Variação do Raio Atômico na Tabela Peri ódica
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3Li  ra=1,23Å 11Na  ra=1,57Å
3Li ra=1,23Å 4Be ra=0,89Å
Exemplo
Períodos:
Exemplo
Grupos:
Raio atômico
Em um mesmo período (mesmo número de camadas) o raio atômico
diminui com o aumento da carga nuclear, devido ao aumento da força de atração
do núcleo sobre os elétrons circundantes
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Raio iônico
 Raio iônico: é definido como a soma da distância entre o centro de um cátion
e um ânion.
OS CÁTIONS SÃO MENORES DO QUE SEUSÁTOMOS GERADORES
E OS ÂNIONS SÃO MAIORES
Energia de Ionização
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 Energia de ionização (E.I): é a energia necessária para remover um ou mais
elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.
 Qua n t o ma i o r o ta m an h od o áto m o , me n o r se rá a p ri m ei r aen e rg i ad e
i o n iz ação .
X(g) → X+(g) + e-
 Qua n t oma i o r é a d if i cu l d ad ep ar a se re m o v e ro e lét r o n ma i o ra en e rg i a
d e i o n iz ação .
Energia de Ionização
 Variação da Energia de Ionização na TabelaPeri ódica
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Energia de Ionização
Fatores que influenciam nas energias de ionização são:
•Tamanho do Átomo
•A carga Nuclear efetiva
•A eficiência com que os níveis eletrônicos internos blindam a carga
nuclear.
•O tipo de elétron envolvido (s, p, d e f).
Grupo-1
1º Ei 2º Ei Grupo-2 1º Ei 2º Ei 3º Ei
Li 520 7.296 Be 899 1.757 14.847
Na 496 4.563 Mg 737 1.450 7.7731
K 419 3.069 Ca 590 1.145 4.910
Rb 403 2.650 Sr 549 1.064 4.207
Cs 376 2.420 Ba 503 965 -
Fr - - Ra 509 979 3.218*
Grupo-1
1º Ei 2º Ei Grupo-2 1º Ei 2º Ei 3º Ei
Li 520 7.296 Be 899 1.757 14.847
Na 496 4.563 Mg 737 1.450 7.7731
K 419 3.069 Ca 590 1.145 4.910
Rb 403 2.650 Sr 549 1.064 4.207
Cs 376 2.420 Ba 503 965 -
Fr - - Ra 509 979 3.218*
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Um fator que influencia a energia de ionização dos elementos é
a eficiência com que os níveis eletrônicos internos blindam a carga
nuclear.
Os orbitais d e f não blindam eficientemente a carga nuclear,
ocorrendo a contração dos átomos quando estão sendo preenchidos os
orbitais d e f, o que reflete nas energias de ionização destes átomos de
forma significativa, bem como em outras propriedadesdestes elementos.
Estruturas eletrônicas com estabilidadeespecial
I - Nível s preenchido
II - Nível p semipreenchido
III - Nível p preenchido
Eletronegatividade
É a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação.
Essa propriedade tem relação com o raio atômico: quanto menor o
tamanho de um átomo, maior é a força de atração sobre os elétrons.
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A eletronegatividade aumenta com a diminuição do tamanho
atômico, tanto para elementos do mesmo período como para os do mesmo
grupo.
Aspectos do conceito de eletronegatividade: Permite se predizer
propriedades químicas dos elementos, como o caráter de uma ligação
química;
Átomos com eletronegatividades semelhantes, a ligação entre eles
será covalente.
Átomos com eletronegatividades bastantes diferentes a ligação
será iônica.
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Afi nidadeEletrônic a
 É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado
gasoso, recebe um elétron.
 Seus valores foram determinados para poucos elementos
 Em geral, quanto menor o raio atômico maior a afinidade
eletrônica
TABE LAPE RIÓD ICA
TABE LAPE RIÓD ICA
Quanto mais eletronegativo o átomo, mais afinidade eletrônica possui.
Uma vez que o núcleo atrai os elétrons mais fortemente e uma maior
quantidade de energia é requerida para extraí-los
TABE LAPE RIÓD ICA
Eletropositividade
É atendência de um átomo de perder elétrons. Quanto maior
seu valor, maior seucaráter metálico.
Alta afinidade
eletrônica
Baixa energia
de ionização
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Básica
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio
ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001.
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. 6ª ed. São Paulo: Editora Edgard
BlucherLtda, 1997.
MAHAN, B. H. Química, um curso universitário. 2ª ed. São Paulo: Edgard Blucher,
1981.
RUSSEL, S. B. Química Geral. São Paulo: McGraw-Hill, 1990.
Complementar
OHLWEILER, O. A. Química inorgânica. São Paulo: Editora Universidade de São
Paulo, 1971.
WATERLOO, J. Experimentos de Química Inorgânica. Belém: Ed. UFPA, 1990.
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