tabela periodica

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Tabela Periódica
Histórico
Tríades de Dobereiner
Ele procurou estabelecer vários grupos de três elementos com
propriedades químicas semelhantes. Observou, então, que a massa
atômica do elemento central era a média aritmética das massas
atômicas dos outros elementos.
Histórico
Parafuso Telúrico de Chancourtois
Chancourtois dispôs os elementos
na ordem crescente das suas
massas atômicas numa superfície
cilíndrica chamada parafuso
telúrico.
Os elementos colocados na mesma
vertical apresentavam propriedades
químicas semelhantes. Além de
complicado, o parafuso só era
válido até o cálcio.
Histórico
Lei das Oitavas de Neulands
Newlands, ao ordenar os elementos na ordem crescente das massas atômicas
fez uma curiosa comparação. Como existem sete notas musicais, a oitava nota é
sempre uma repetição da nota de onde se partiu. Com os elementos aconteceria
a mesma coisa, porque o oitavo elemento teria as mesmas propriedades que o
primeiro.
Embora falha e muito ridicularizada na época, essa classificação teve o mérito de
esboçar o conceito de periodicidade, isto é, propriedades que se repetem após
certo período.
Histórico
Dimitri Ivanovich Mendeleev
Mendeleev ordenou-os em colunas, segundo as massas atômicas crescentes e
observou que os elementos quimicamente semelhantes ficavam numa mesma
horizontal.
Ele tinha tanta confiança na validade da lei que, quando a ordem dos elementos
parecia ser interrompida, deixava espaços em branco, lacunas que corresponderiam a
elementos que deveriam ser descobertos.
Outro mérito seu foi admitir que as massas atômicas de alguns elementos estavam
erradas. Inverteu suas posições, como, por exemplo, no caso do telúrio e do iodo.
Nem mesmo a descoberta de uma família completa de novos elementos, os gases
nobres, desfigurou a classificação de Mendeleev. Os gases nobres ficaram
perfeitamente acomodados pela simples adição de uma coluna vertical.
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
METAIS
☻Poucos e na CV  DAR e  CÁTIONS
☻ Sólidos ( - Hg que é líquido)
☻Dúcteis (fios): Au, Cu
☻ Maleáveis (lâminas): Au, Al
☻ Bons condutores de energia
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
NÃO- METAIS
☻ 5, 6 ou 7 e na CV  RECEBER e  ÂNIONS
☻ Sólidos , líquido (Br2) ou gasosos (N2, O2, F2, Cl2)
☻Se sólidos; quebradiços
☻ Maus condutores de energia (menos o C grafite que é bom
condutor de eletricidade).
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
GASES NOBRES
☻ CV completa  8 e (He: 2 e )
☻ Baixíssima reatividade química
HIDROGÊNIO
☻ CV = 1 e  imita He: 2 e
☻ Gasoso: H2
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
Grupos ou Famílias
igual
grupo
igual nº
elétrons de
valência
Como reage
Com quem reage
Em que proporção reage
iguais
propriedades
químicas
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
Períodos
igual
período
igual nº de
camadas com
elétrons
1º período – muito curto – 2 elementos: H e He
2º período – curto – 8 elementos: Li ao Ne
3º período – curto – 8 elementos: Na ao Ar
4º período – longo – 18 elementos: K ao Kr
5º período – longo – 18 elementos: Rb ao Xe
6º período – muito longo – 32 elementos: Cs ao Rn
7º período – incompleto
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
Representativos
Transição
Última camada: 1 a 8 elétrons
Penúltima camada: 8 ou 18 e
Última camada: 2 elétrons (-g.11 = 1 e)
Penúltima camada: entre 8 e 18 e
Transição Interna
Séries dos Lantanídeos e
Actinídeos
Antepenúltima camada incompleta
DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA
Elementos artificiais
CISURÂNIOS: 43Tc e 61Pm
TRANSURÂNIOS: Z > 92
Propriedades
Periódicas
RAIO ATÔMICO
É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu
elétron mais externo.
RAIO ATÔMICO
RAIO ATÔMICO xRAIO
RAIO
IÔNICO
ATÓMICO
/ RAIO IÓN
RAIO do cátion < RAIO do metal
a ausência de um ou vários elétrons diminui a força elétrica
de repulsãoRAIO
mútua entre
os elétrons restantes,
ATÓMICO
/ RAIOprovocando
IÓNICOa
aproximação dos mesmos entre sí e ao núcleo positivo do
átomo, resultando um raio iônico menor que o atômico.
sair
RAIO do ânion > RAIO do não-metal
o excesso de carga elétrica negativa
obriga o afastamento dos elétrons
entre sí para restabelecer o
equilíbrio das forças elétricas, de
modo que o raio iônico é maior que o
atômico.
Para partículas com a me
a que tiver mais electrõe
raio, pois as repulsões in
são mais fortes.
Para partículas com a mesma carga nuclear
RAIOS IÔNICOS
Espécies isoeletrônicas: o maior raio é da espécie
que tem menor carga nuclear e o menor é da espécie
que tem maior carga nuclear (maior atração).
Espécies com 10 elétrons =
13Al
+3
< 12Mg+2 < 11Na+ < 9F < 8O2 < 7N3
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
Energia necessária para arrancar 1e de um átomo no estado
gasoso. Os gases nobres tem valores máximos.
É inversamente proporcional ao raio.
X(g)  X+(g) + 1 e-
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
Eletronegatividade
“fome por elétrons”.
Valores elevados para os não-metais e baixos para os metais. Os
gases nobres possuem valores nulos.
CARÁTER AMETÁLICO – mede a facilidade em receber elétrons e
formar ânion.
Eletronegatividade
Eletropositividade
CARÁTER METÁLICO – mede a facilidade em perder elétrons e
formar cátions. Está relacionada à reatividade dos metais.
Os GN têm valores nulos.
Eletroafinidade
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica:
energia liberada pelo átomo quando ele recebe um elétron.
É definida para os não-metais.
Não inclui os gases nobres.
X + 1 e  X
Eletroafinidade
Densidade
Relação entre massa e volume.
Mede a compactação da substância simples.
Ponto de fusão e ebulição
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