Histórico Tríades de Dobereiner

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Joaquim Branco de Escobar
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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.

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

19 RAIO IÔNICO RAIO do cátion < RAIO do metal a ausência de um ou vários elétrons diminui a força elétrica de repulsão mútua entre os elétrons restantes, provocando a aproximação dos mesmos entre sí e ao núcleo positivo do átomo, resultando um raio iônico menor que o atômico. 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.

20 (PUC-MG/00) EXEMPLO 11Na +1, 12 Mg +2, 13 Al +3, 9 F 1-, 8 O 2-, 10 Ne 0 As espécies que apresentam, respectivamente, maior e menor raio são: (A) 11 Na +1 e 13 Al +3 (B) 10 Ne 0 e 8 O 2- (C) 12 Mg +2 e 13 Al +3 (D) X 8 O 2- e 13 Al +3 (E) 10 Ne 0 e 9 F 1-

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 EXEMPLO 01. A carga nuclear é o único fator determinante da energia de ionização. 02. Selecionando-se três átomos com maior dificuldade para formarem cátions monovalentes, teríamos os átomos He, Li e Na. 04. O potássio é o metal que apresenta menor potencial de ionização, entre os elementos representados. 08. No intervalo Z = 3 a Z = 10, observa-se que o aumento da carga nuclear tende a aumentar a força de atração do elétron pelo núcleo. Energia de Ionização (ev) Número Atômico (Z) 16. Os elevados valores da energia de ionização para os gases He, Ne e Ar são evidências de que camadas eletrônicas completas são um arranjo estável. 32. Considerando os elementos que formam um período da tabela periódica, a tendência da energia de ionização é diminuir com o aumento do número atômico. 64. As menores energias de ionização correspondem ao metais alcalinos =92

24 EXEMPLO (UCS/05) Fotocélulas são dispositivos que geram e permitem a passagem de corrente elétrica apenas quando recebem ondas eletromagnéticas. Esses circuitos elétricos funcionam como interruptores de corrente acionados pela radiação, sendo usados em alarmes antifurto, portas de estabelecimentos, etc. Uma característica das fotocélulas é a existência, no pólo negativo, de uma camada metálica que libera elétrons por meio da ação dessas ondas. Para que haja tal liberação, o metal dessa camada deve apresentar a) alta afinidade eletrônica. b) alta eletronegatividade. c) c baixa energia de ionização. d) alta densidade. e) baixo ponto de fusão.

25 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.

26 Eletronegatividade

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

28 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

29 Eletroafinidade

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

31 Ponto de fusão e ebulição

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