Histórico Tríades de Dobereiner

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1 Tabela Periódica

2 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.

3 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.

4 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.

5 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.

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8 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

9 DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA NÃO- METAIS 5, 6 ou 7 e na CV RECEBER e ÂNIONS Sólidos, líquido (Br 2 ) ou gasosos (N 2, O 2, F 2, Cl 2 ) Se sólidos; quebradiços Maus condutores de energia (menos o C grafite que é bom condutor de eletricidade).

10 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: H 2

11 DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA Grupos ou Famílias igual grupo igual nº elétrons de valência iguais propriedades químicas Como reage Com quem reage Em que proporção reage

12 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

13 DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA Representativos Última camada: 1 a 8 elétrons Penúltima camada: 8 ou 18 e Transição 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

14 DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA Elementos artificiais CISURÂNIOS: 43 Tc e 61 Pm TRANSURÂNIOS: Z > 92

15 Propriedades Periódicas

16 RAIO ATÔMICO É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo.

17 RAIO ATÔMICO

18

19 RAIO ATÔMICO x RAIO IÔNICO RAIO ATÓMICO / RAIO IÓN RAIO do cátion < RAIO do metal a ausência de um ou vários elétrons diminui a força elétrica de repulsão RAIO mútua entre ATÓMICO os elétrons restantes, / RAIO provocando 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

20 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 < 12 Mg +2 < 11 Na + < 9 F < 8 O 2 < 7 N 3

21 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 -

22 POTENCIAL DE IONIZAÇÃO

23 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.

24 Eletronegatividade

25 Eletropositividade CARÁTER METÁLICO mede a facilidade em perder elétrons e formar cátions. Está relacionada à reatividade dos metais. Os GN têm valores nulos.

26 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

27 Eletroafinidade

28 Densidade Relação entre massa e volume. Mede a compactação da substância simples.

29

30 Ponto de fusão e ebulição

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