Tabela periodica

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Tabela periodica

  1. 1. Tabela periódica Professor Enio
  2. 2. A medida que os químicos foram desenvolvendo os seus trabalhos e descobrindo novos elementos químicos, foram sentindo necessidade de organizar esses elementos de acordo com as suas características ou propriedades químicas
  3. 3.  Até o fina do século XVII ,apenas 33 elementos químicos tinham sido descobertos.  Durante o século XIX este numero praticamente triplicou.  Ar ,água Fogo, terra, éter
  4. 4.  1817 Johann Wolfgang Döbereiner  Organiza elementos com propriedades semelhantes em grupo de três, denominados tríades Döbereiner. Mais tarde chamada de grupos naturais Johann Wolfgang Döbereiner Ele percebeu que alguns elementos tinham uma relação de massa e propriedades químicas semelhantes como o Cálcio, estrôncio e bário que se apresentavam em ordem crescente de massa atômica outras trincas também foram encontradas cloro, bromo e iodo ;lítio, sódio e potássio. Cada um desses conjuntos recebeu o nome de tríades.
  5. 5.  1790- Lavoisier  Publica o seu  Traité Élementaire de Chimie Lavoisier organizou neste trabalho substâncias que tinham comportamento químico semelhante Antoine Lavoisier Antoine- Laurent Lavoisier (1743-1794), químico francês. “O primeiro a classificar os elementos em grupo”, é considerado o criador da química moderna.
  6. 6.  1849 Henry Ivanovitch Hess  Publicou em seu livro Fundamentos da Química Pura uma classificação de quatro grupos de elementos(não-metais)com propriedades químicas semelhantes Henry Ivanovitch Hess Classificação de Hess
  7. 7.  Hess chegou a comentar... Henry Ivanovitch Hess  Esta classificação está ainda muito longe de ser natural. No entanto ela reúne elementos em grupos muito semelhantes e pode ir aperfeiçoando-se à medida que aumentarem os nossos conhecimentos
  8. 8.  1862 - Alexander Beguyer de Chancourtois.  Apresentou um importante sistema conhecido como parafuso telúrico .  Coloca os elementos em forma de uma linha espiralada ao redor de um cilindro usando como critério a ordem crescente de massas atômicas”.  Parafuso telúrico de Chancourtois. 16 elementos em ordem crescente de massa atômica
  9. 9.  1864 - John Alexander Reina Newlands.  Colocou os elementos em ordem crescente de suas massa atômicas em colunas verticais de 7 elementos e verificou que as propriedades dos elementos se repetiam periodicamente (exceção do Hidrogênio) e então propôs a LEI DAS OITAVAS Para Newlands, tudo no mundo estaria subordinado a uma harmonia geral, que seria a mesma tanto para a química como para a musica. John Alexander Reina Newlands Chegou a ser ridicularizado pela Sociedade Química de Londres onde ele publicou seu trabalho. Porém foi um passo importante para a classificação periódica moderna.
  10. 10.  1866 – Lothar Meyer.  Com as ideias básicas de Newlands, ele publicou uma tabela na qual os elementos apareciam distribuídos em seis grupos de acordo com as suas valências. A formula molecular das substancias simples e compostas que cada elemento era capaz de formar. Lothar Meyer “Não pode haver duvida de que existe certa relação entre os valores numéricos das massas atômicas e as propriedades dos elementos químicos”
  11. 11.  A preocupação tanto para Newlands como para Meyer era classificar os elementos formando grupos com semelhanças nas propriedades químicas. Mas para eles não existia relação alguma entre as diversas classes de elementos. Tabela de Meyer tabela Newlands
  12. 12.  1868 – Dimitri Ivanovich Mendeleyev.  Em seu livro Princípios da Química escreveu: A massa de uma substancia é precisamente a propriedade da qual todas as outras dependem... E concluiu  “ Por isso, é muito natural esperar que exista uma relação entre as propriedades e semelhança dos elementos , de um lado, e suas massas atômicas, de outro”.
  13. 13.  Mendeleyev tornou conhecida sua primeira tabela periódica em 1869.  Na tabela de Mendeleyev os elementos eram distribuídos em linhas, de tal modo que elementos quimicamente semelhantes eram encontrados sob uma mesma coluna vertical.  Em 1870 ele verificou que as massas atômicas dos elementos índio,cério,ítrio,tório e urânio estavam erradas e que era necessário mudá-las tornou conhecida sua primeira tabela periódica em 1869.  O Urânio passou a ser o ultimo da serie natural, e o de maior massa atômica
  14. 14.  Surgiram algumas lacunas que Mendeleyev destinou a elementos ainda não descobertos prevendo inclusive suas propriedades.
  15. 15. Brilho: os objetos metálicos, quando polidos, apresentam um brilho característico dos metais, por causa dos elétrons livres localizados na superfície dos metais que absorvem e irradiam a luz. Maleabilidade: essa é a capacidade que os metais têm de produzir lâminas e chapas muito finas. Ductibilidade: Se aplicarmos uma pressão adequada em regiões específicas na superfície de um metal, esse pode se transformar em fios e lâminas, devido o deslizamento provocado nas camadas de átomos. Condutibilidade: os metais são ótimos condutores de corrente elétrica e de calor. Os fios de transmissão elétrica são feitos de alumínio ou cobre, assim como as panelas que usamos para cozinhar alimentos. Os metais possuem a capacidade de conduzir calor de 10 a 100 vezes mais rápido do que outras substâncias. Ponto de fusão e ebulição elevado: o metal Tungstênio se funde (derrete) à temperatura de 3.410°C e entra em ebulição em 4.700°C.
  16. 16. A maioria dos elementos de transição possui características semelhantes a dos outros metais r: *boa condutibilidade térmica e elétrica, *brilho (geralmente prateado ou dourado). *Apresentarem ampla variação de dureza e pontos de fusão/ebulição. *tendem a ser mais duros possuírem maiores Pf e Pe do que os metais alcalinos e alcalino-terrosos.
  17. 17.  Características dos metais alcalinos  São muito reativos. Por isso, não existem livres na natureza.  Reagem em contato com o oxigénio do ar e com a água.  Devem ser guardados em parafina líquida ou petróleo.  As soluções aquosas resultantes das reações destas substâncias com a água são alcalinas.
  18. 18. ão metais de baixa densidade, coloridos e moles. Reagem com facilidade com halogênios para formar sais iônicos e com a água (ainda que não tão rapidamente como os metais alcalinos) para formar hidróxidos fortemente básicos. São todos sólidos. Todos apresentam dois elétrons no seu último nível de energia (em subnível s), com tendência a perdê-los transformando- se em íons bipositivos, M2+. Esta tendência em perder elétrons, denominada eletropositividade cresce no grupo de cima para baixo, sendo o menos eletropositivo, o berílio. A reatividade dos metais alcalino-terrosos tende a crescer no mesmo sentido.
  19. 19.  Só existem 12 não-metais conhecidos, o que contrasta com mais de 80 metais, mas são os não-metais que constituem a maior parte da Terra, em especial das suas camadas exteriores. Os organismos vivos são compostos quase exclusivamente por não-metais.
  20. 20.  A classificação metálica é bem restrita à maleabilidade, ductilidade, condutividade elétrica e térmica, além do brilho característico, da elasticidade e da tenacidade, os elementos que não atendem a todas essas características não são verdadeiros metais.  Semicondutores O grupo dos metalóides ainda apresenta outra grande disfunção físico-química quando comparado ao grupo metálico: as Bandas de Condução e Bandas de Valência. Para o entendimento desses dois conceitos, observe os exemplos: Ouro: Bom condutor de eletricidade Silício: Não conduz a eletricidade tão bem quanto o Ouro, mas não a impede Carbono: Isolante Elétrico
  21. 21.  Os Gases Nobres possuem características especiais, uma delas diz respeito à camada de valência, eles possuem oito elétrons no nível de energia mais distante. Dizem que essa configuração eletrônica é a ideal e por isso todos os outros elementos ganham ou doam seus elétrons na tentativa de atingi-la. Essa característica dá aos gases nobres uma grande estabilidade, ou seja, eles não precisam compartilhar seus elétrons, pois já possuem seu octeto.
  22. 22. Hidrogênio, elemento do símbolo H, é o mais simples de todos os elementos químicos, pois é constituído de um próton e um elétron que gira ao seu redor. Embora na terra ocupe o nono lugar entre os elementos em termos de ocorrência, correspondendo a 0,9% da massa do planeta, é o mais abundante no universo, pois apresenta cerca de 75% de toda a massa cósmica.
  23. 23.  Família 1 (1A) - Alcalinos  Família 2 (2A) - Alcalino-terrosos  Família 13 (3A) - Família do boro  Família 14 (4A) - Família do carbono  Família 15 (5A) - Família do nitrogênio  Família 16 (6A) - Calcogênios  Família 17 (7A) - Halogênios  Família 18 (Zero) - Gases Nobres
  24. 24.  A Tabela Periódica possui sete períodos e, a depender do nível (série) em que os elementos encontram-se, é revelada a quantidade de camadas eletrônicas.  Por exemplo, os elementos Oxigênio e o Flúor estão na segunda série e possuem duas camadas eletrônicas, o Potássio e Cálcio estão no quarto período e possuem quatro níveis eletrônicos (K,L,M,N) e assim vai. Flúor
  25. 25. SEMELHANÇA ATÔMICA ISÓTOPOS: mesmo número de prótons. ISÓBAROS: mesmo número de massa. ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
  26. 26. Isótopos os isótopos são dois átomos do mesmo elemento químico com números de massa (A) diferentes e números atômicos (Z) iguais. A diferença se encontra no número de nêutrons. Os isótopos podem diferir em algumas características, como a densidade.
  27. 27. Isótopos os isótopos são dois átomos do mesmo elemento químico com números de massa (A) diferentes e números atômicos (Z) iguais. A diferença se encontra no número de nêutrons. Os isótopos podem diferir em algumas características, como a densidade.
  28. 28. Isótono Em química, isótonos são átomos que diferem no número atômico (número de prótons) e no número de massa, porém apresentam o mesmo número de nêutrons.
  29. 29. Isóbaros Isóbaros são átomos de diferentes elementos químicos e, portanto, de diferentes números atômicos, que apresentam o mesmo número de massa.
  30. 30. Isótonos São átomos de elementos químicos diferentes, de diferentes números atômicos, diferentes números de massa, e mesmo número de nêutrons.
  31. 31. ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam elétrons Para um átomo ser eletricamente neutro ele precisa ter a mesma quantidade de prótons e elétrons, mas como nem sempre isso ocorre, surge então os compostos denominados de íons. Íons são átomos que perderam ou ganharam elétrons em razão de reações, eles se classificam em ânions e cátions:
  32. 32. Ânion: átomo que recebe elétrons e fica carregado negativamente. Exemplos: N-3, Cl-, F-1, O-2. Cátion: átomo que perde elétrons e adquire carga positiva. Exemplos: Al+3, Na+, Mg+2, Pb+4. Íons Primeiro é preciso destacar que ÂNIONS possuem número de elétrons maior que o número de prótons, e CÁTIONS o contrário: o número de elétrons é menor que o número de prótons.
  33. 33. Íons Quando ocorrem ligações entre íons positivos e negativos denominamos de Ligações Iônicas. Um exemplo prático de ligação iônica é a que ocorre na formação de Cloreto de sódio, o nosso sal de cozinha cuja fórmula é NaCl, veja a reação: Na+ + Cl- → NaCl
  34. 34. Fluoreto de Hidrogênio

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