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PROPRIEDADES
PERIÓDICAS
- 14289 - Cézar de Goes Camargo
- 14292 - Edgar Lessa Venâncio
Professor Dr. Élcio
EAM
Desenvolvimento da Tabela Periódica
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De 1800 a 1865 o número de elementos
químicos conhecidos passou de 31 para
63. Surgiu então a necessidade de
classificá-los e organizá-los.
1869 – Dimitri Ivanovich Mendeleev na
Rússia e Lothar Meyer na Alemanha
propuseram independentemente, no
mesmo ano, modelos semelhantes de
organização dos elementos. O modelos
adotados por eles organizavam os
elementos segundo a massa atômica.
Desenvolvimento da Tabela Periódica
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

1913 – Dois anos após Rutherford ter proposto
seu modelo atômico nucleado, o inglês Henry
Moseley introduziu o conceito de número
atômico.
Os estudos de Moseley previam a existência
de vazios na tabela periódica que seriam
ocupados por elementos ainda desconhecidos.
Atualmente a tabela periódica se organiza de
acordo com o número atômico e pelos padrões
repetitivos de configurações eletrônicas.
Propriedades Periódicas
O raio atômico não se
define de acordo com a
teoria quântica, mas pode
ser definido seguindo
algumas considerações.
Como demonstra o gráfico,
conforme se aumenta o
período num grupo, mais
distante do núcleo se
encontram as últimas
camadas eletrônicas de um
átomo, e mais próximas do
núcleo se tornam as
camadas internas.
Propriedades Periódicas
Propriedades Periódicas
aumento do raio
* A Energia de Ionização (I)
mede a facilidade com que
um átomo perde um elétron,
enquanto a Afinidade
Eletrônica mede a facilidade
em ganhá-lo.
aumento da I1
Propriedades Periódicas
afinidade eletrônica
* Os gases nobres são excluídos
das classificações de afinidade
eletrônica, eletronegatividade e
elepropositividade por serem
“estáveis e inertes”.
Propriedades Periódicas
eletronegavitidade
eletropositividade
Os elementos mais
eletronegativos, ao
contrário dos mais
eletropositivos,
tendem a receber
elétrons, devido à
sua grande
afinidade
eletrônica,
enquanto os
eletropositivos
tendem a doar
elétrons,
adquirindo cargas
positivas.
Propriedades Periódicas
aumento do volume
atômico
aumento da
densidade atômica
+
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Metais e Ametais
METAIS
Brilho característico; as cores
são diversas, embora o
prateado seja o mais comum
Os sólidos são maleáveis e
dúcteis
Bons condutores de calor e
eletricidade
A maior parte dos óxidos
metálicos é de sólidos iônicos,
básicos
Tendem a formar cátions em
solução aquosa
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


AMETAIS
Não tem brilho; cores
variadas
Os sólidos são usualmente
quebradiços; uns duros,
alguns moles
Maus condutores de calor e
de eletricidade
A maior parte dos óxidos é de
substâncias moleculares que
formam soluções ácidas
Tendem a formar ânions em
solução aquosa
Metalóides


Apresentam características
intermediárias entre as dos metais e
dos não-metais;
Ex.: o silício parece um metal, mas é
quebradiço em vez de maleável e é
pior condutor que os metais em
geral. É um semi-condutor.
Hidrogênio
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
Não-metal encontrado na natureza na
forma de gás diatômico incolor (H2);
É o elemento mais simples e o mais
abundante do universo;
Tem energia de ionização comparável à de
ametais como O e Cl, e portanto não pode
ser um metal alcalino, pois além disso
também tem tendência a formar
compostos moleculares covalentes.
Metais Alcalinos (1A)
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Li, Na, K, Rb, Cs e Fr;
São extremamente eletropositivos;
Tem características metálicas plenas,
abundantes na Terra;
Tem as menores energias de ionização;
São os elementos de maior raio atômico, e
tendem a ficar na forma iônica de nox 1+;
Tem propriedades básicas quando em
meio aquoso.
Metais Alcalinos Terrosos(2A)
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Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra;
Tem características metálicas típicas;
São mais duros e mais densos que os
metais alcalinos e se fundem em
temperaturas mais altas;
Tem energias de ionização baixas, mais
não tão baixas quanto as alcalinos;
Tem nox 2+, e apresentam características
básicas em meio aquoso, sendo,
entretanto, menos reativos que os
elementos da família (1A)
Grupo do Oxigênio (6A)
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O, S, Se, Te, Po;
É um grupo com elementos que podem
apresentar características de metais (Po
radioativo – raro), metalóides (Te) ou
ametais (O, S, Se);
Tentem a fazer ligação covalente com outros
ametais e ligação iônica com os metais;
Tem nox variável, sendo nox 2- o mais
comum;
Em meio aquoso têm caráter ácido;
São reativos e geralmente atuam como
agentes oxidantes.
Halogênios (7A)
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F, Cl, Br, I, At;
São extremamente eletronegativos;
Têm caráter ametal bem definido;
Tendem a se ligar covalentemente com
outros ametais e ionicamente com metais;
Têm as maiores energias de ionização;
São muito reativos e poderosos agentes
oxidantes, e formam íons haletos X ;
Quando em água tornam o meio ácido;
Reagem diretamente com a maioria dos
metais produzindo compostos iônicos.
Gases Nobres (8A)
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He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn;
São todos monoatômicos, devido à sua
grande estabilidade, pois possuem os
subníveis s e p completamente
preenchidos.
Têm as maiores energias de ionização, os
menores raios atômicos, as menores
densidades atômicas e não são reativos;
Não formam ligações de maneira natural,
apenas artificial (XeF2, XeF4 e XeF6, KrF2 e
HArF)
Referências Bibliográficas
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Google – http://www.google.com.br
Quimica: A Ciência Central – Brown,
Lemay, Bursten – 9ª edição