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REGRA DO OCTETO

REGRA DO OCTETO. Regra do octeto. A grande maioria dos átomos adquire estabilidade química quando completam 8 elétrons na camada de valência (camada mais externa), recebendo ou compartilhando elétrons de outros átomos. Essa tendência é conhecida como REGRA DO OCTETO. Exercite:

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Presentation Transcript

  1. REGRA DO OCTETO

  2. Regra do octeto A grande maioria dos átomos adquire estabilidade química quando completam 8 elétrons na camada de valência (camada mais externa), recebendo ou compartilhando elétrons de outros átomos. Essa tendência é conhecida como REGRA DO OCTETO. Exercite: Quantos elétrons devem ser recebidos, doados/compartilhados pelos elementos abaixo para completarem o octeto: O F Na Mg Ca S Br K Recebem elétrons com facilidade Doam elétrons com facilidade

  3. Classificação e Propriedades Periódicas dos elementos. Profa. Marcia Margarete Meier

  4. DmitriMendeleev, 1860 – TABELA PERIÓDICA

  5. Tabela Periódica em Espiral Tabela periódica em espiral, desenvolvida por Jan Scholten

  6. Tamanho dos átomos e dos íons • Considere uma molécula diatômica simples. • A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação. • Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.

  7. Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos • Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam periodicamente. • 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.

  8. Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos • 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.

  9. Tamanho dos átomos e dos íons Tendências nos tamanhos dos íons • O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico. • O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência. • Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos que lhes dão origem. • Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os átomos que lhe dão origem.

  10. Tamanho dos átomos e dos íons

  11. Tamanho dos átomos e dos íons Tendências dos tamanhos dos íons • Para íons de mesmacarga, o tamanho do íonaumenta à medidaquedescemosem um gruponatabelaperiódica. • Todososmembros de umasérieisoeletrônicatêm o mesmonúmero de elétrons. • Quando a carga nuclear aumentaemumasérieisoeletrônica, osíonstornam-se menores : Exercite: Coloque os seguintes íons em ordem crescente de tamanho de íon: Mg2+ O2- F- Al3+ Na+ O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

  12. Tamanho dos átomos e dos íons GRUPO 1 2 13 14 15 16 17 18 Raio iônico (pm) 251 – 300 201 – 250 151 – 200 101 – 151 51 - 100

  13. Energia de ionização • A primeiraenergia de ionização, I1, é a quantidade de energianecessáriapara remover um elétron de um átomogasoso: Na(g)  Na+(g) + e-. • A segundaenergia de ionização, I2, é a energianecessáriapara remover um elétron de um íongasoso: Na+(g)  Na2+(g) + e-. • Quantomaior a energia de ionização, maior é a dificuldadepara se remover o elétron.

  14. Energia de ionização Variações nas energias de ionização sucessivas • Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

  15. Energia de ionização

  16. Energia de ionização Decresce com o nível, mais camadas, atração pelo núcleo mais fraca, elétron facilmente ionizado.

  17. Energia de ionização Configurações eletrônicas de íons • Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n: Li (1s2 2s1)  Li+ (1s2) Fe ([Ar]3d6 4s2)  Fe3+ ([Ar]3d5) • Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível: F (1s2 2s2 2p5)  F (1s2 2s2 2p6)

  18. Afinidadeseletrônicas • A afinidadeeletrônica é o opostodaenergia de ionização. • A afinidadeeletrônica é a alteração de energiaquando um átomogasosoganha um elétronparaformar um íongasoso: Cl(g) + e-Cl-(g) • Portanto a afinidadeeletrônica de um elemento é a nergialiberadaquando um elétron se liga a um átomonafasegás. Umaaltaafinidadeeletrônicasignificaquegrandequantidade de energia é liberada (sinal +).

  19. Afinidadeseletrônicas Os halogênios (Grupo 7) tem orbitais disponíveis para receber elétrons, portanto tem elevada afinidade eletrônica.

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