Mendeleev

1. HISTÓRIA DATABELA PERIÓDICA • Mendeleev • Vários cientistas procuravam agrupar os átomos de acordo com algum tipo de semelhança, mas o químico russo Dimitri Ivanovich Mendeleev foi o primeiro a conseguir enunciar cientificamente a lei que diz que as propriedades físicas e químicas dos elementos são em função periódica da massa atômica. Ele publicou a tabela periódica em seu livro Princípios da Química em 1869, época em que eram conhecidos apenas cerca de 60 elementos químicos.

2. ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA • Na tabela periódica atual, os elementos químicos: • 1 - estão dispostos em ordem crescente de número atômico ( z ). • 2 - originam os períodos na horizontal ( em linhas ). • 3 – originam as famílias ou grupos na vertical (em colunas ). • Grupos são enumerados de IA até VIIA e mais o grupo O ou VIII A dos gases nobres. • Região Central  grupos de transição ou grupo B.

3. : Hidrogênio 1 elemento : Metais 84 elementos : Ametais 11 elementos : Semimetais 7 elementos : Gases nobres 6 elementos CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS

4. NOMENCLATURA • 1 ou IA metais alcalinos • 2 ou IIA metais alcalinos terrosos • 13 ou IIIA família do boro • 14 ou IVA família do carbono • 15 ou VA família do nitrogênio • 16 ou VIA calcogênios • 17 ou VIIA halogênios • 18 ou VIIIA gases nobres

5. CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS • Metais: Eles são a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são sólidos, com exceção do mercúrio. • Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho como os metais. • Gases Nobres: São no total 6 elementos e sua característica mais importante é a inércia química. • Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único. • Semimetais: São todos sólidos em condições ambiente e apresentam semelhanças entre metais e ametais.

6. PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS • Propriedades periódicas: ocorrem à medida que o número atômico de um elemento químico aumenta, ou seja, assume valores que crescem e decrescem em cada período da Tabela Periódica. • Entre as propriedades periódicas temos: raio atômico, energia de ionização, eletroafinidade, eletronegatividade • Propriedades aperiódicas: os valores desta propriedade variam à medida que o número atômico aumenta, mas não obedecem à posição na Tabela, ou seja, não se repetem em períodos regulares. • Exemplos de propriedades aperiódicas: calor específico, índice de refração, dureza e massa atômica

7. PERÍODOS • Cada período é iniciado pela adição de um elétron a uma nova camada previamente desocupada. • Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido. • Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido. • Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido. • Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

9. CARGA NUCLEAR EFETIVA • A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. • A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. • A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos. • A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos aumenta quando passamos de elemento para elemento do mesmo período da tabela. O número de elétrons internos permanece o mesmo à medida que se move no período, mas a carga nuclear aumenta. • A carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente à medida que se desce no grupo. Porque elétrons internos maiores são mais eficientes em blindar da carga nuclear os elétrons mais externos.

10. TAMANHO ATÔMICO • O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica. • Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam. • Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores. • Existem dois fatores agindo: • Número quântico principal, n, e • A carga nuclear efetiva, Zef.

11. RAIO ATÔMICO Raio Atômicoé definido como a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos. O raio atômico geralmente decresce da esquerda para a direita ao longo de um período e cresce de cima para baixo em um grupo.

12. RAIO ATÔMICO • À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta. • Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua.

13. RAIO ATÔMICO

14. RAIO IÔNICO Raio Iônico é a sua parte na distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. A distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos. Todos os cátions são menores que seus átomos geradores, porque os átomos perdem um ou mais elétrons para formar o cátion.

15. RAIO IÔNICO Raios iônicoscrescem de cima para baixo num grupo e decrescem da esquerda para a direita em um período.

16. RAIO IÔNICO Átomos e íons com o mesmo número de elétrons são chamados de isoeletrônicos. Exemplo: Na+, F- e Mg2+ são isoeletrônicos, tem a mesma configuração eletrônica [He] 2s2 2p6.

17. ENERGIA DE IONIZAÇÃO Energia de Ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo na fase gasosa. Primeira Energia de Ionização: Segunda Energia de Ionização: é a energia necessária para remover um elétron de um cátion gasoso.

18. ENERGIA DE IONIZAÇÃO As energias da primeira ionização crescem, em geral, ao longo de um período e diminuem ao longo das colunas dos grupos.

19. ENERGIA DE IONIZAÇÃO • Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron. • A tendência ao longo do período se explica pelo aumento do número atômico. • A tendência ao longo de um grupo se explica ao considerarmos que o aumento do tamanho facilita a remoção de um elétron.

20. AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE Afinidade ao Elétron  é a quantidade de energia envolvida no processo em que um átomo isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um íon negativo.

21. ELETRONEGATIVIDADE A força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. H B CN OF Cl Br I Fr

22. ELETRONEGATIVIDADE

23. ELETRONEGATIVIDADE Esta força de atração se relaciona com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de atração, portanto maior a eletronegatividade.

24. EXERCÍCIOS 1- Ordene os átomos e íons a seguir em ordem decrescente de tamanho: Mg 2+ ; Ca 2+ e Ca. 2- Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de raios atômicos: Na; Be; Mg 3- Qual dos seguintes átomos e íons é o maior: S 2- ; S ou O2-? 4- Recorrendo a uma tabela periódica, ordene os seguintes átomos em ordem crescente de primeira energia de ionização: Ne; Na; P; Ar; K.