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Disciplina: Química
Profª: Alda e Cristina
30/04/2015
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Pré-Vestibular Samora Machel
Universidade Federal do Rio de Janeiro
Classificação e
propriedades periódicas
dos elementos químicos
Mas para que serve a tabela periódica?
Matemática
Química
Tabela
Representação gráfica dos elementos químicos existentes
Organização dos elementos conforme suas características
Informações sobre cada elemento químico
Padronização para facilitar a comunicação (IUPAC)
Periódica
dos
Elementos químicos
modo de organização
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TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
A DESCOBERTA DOS ELEMENTOS
Elementos conhecidos antes de 1650:
Ag, As, Au, C, Cu, Fe, Hg, Pb, S, Sb, Sn
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Ununoctio (Uuo)
ORIGEM DOS NOMES DOS ELEMENTOS
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Bromo (Br) – mau cheiroso, fedido (grego)
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Cúrio (Cm) – Marie e Pierre Curie
Einstênio (Es) – Albert Einstein
Características
Local de descoberta
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Antoine Lavoisier
(1743-1794)
A.B.Chancourtois
( 1820-1886)
J.L.Meyer
( 1830-1895)
Henry Moseley
J.W.Döbereiner
(1780-1849)
J.A.R.Newlands
(1837-1898)
Dimitri Mendeleyev
(1834-1907)
Glenn Seaborg
(1912 – 1999)
TABELA PERIÓDICA AO LONGO DO TEMPO
• Pai da química moderna
• Publicou em 1789 o “Tratado Elementar de Química”
• Organizou uma lista com os 33 elementos que à época eram conhecidos
O PRIMEIRO PASSO PARA A ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
Antoine Laurent Lavoisier
1743-1794
A Lei das Tríades – (1824)
Ca Sr Ba
40 137 Sr = 40 + 137
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Sr ≅ 88
Johann Dobereiner
1780-1849
• Organizou os elementos em grupos de 3
• Ordem crescente de massa atômica
• Massa atômica do elemento do meio é aproximadamente a média
aritmética dos elementos da ponta
• Primeiro a demonstrar as relações entre os elementos
O Parafuso Telúrico – (1862)
Alexandre Chancourtois
• Organização dos elementos em ordem crescente de massa atômica, em
torno de um cilindro
• Sua proposta ficou conhecida como “parafuso telúrico” ou “caracol de
Chancourtois”
•Devido às irregularidades, a proposta não foi muito bem aceita na época
1820-1886
Lei das oitavas – (1864)
John Newlands
• Ordem crescente de massa atômica, em linhas com 7 elementos cada
• O oitavo elemento seria uma espécie de repetição do primeiro, como a
oitava nota musical
• Sua proposta chegou a ser ridicularizada
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A tabela de Mendeleiev – (1871)
Dmitri Mendeleiev
• Pai da tabela periódica (Nobel em 1906)
• Organizou 60 elementos químicos em 12 linhas horizontais, em ordem
crescente de MASSA ATÔMICA
• Elementos de um mesmo grupo eram semelhantes entre si
1834-1907
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nobres
A tabela de Moseley – (1913)
Henry Moseley
• Tabela que conhecemos atualmente
•Organização dos elementos em ordem crescente de NÚMERO ATÔMICO
• Organização em períodos e famílias
1887-1915
Seaborg
(1951)
Tabela Periódica Atual
•Total de 118 elementos
•Organização dos elementos em ordem crescente de NÚMERO ATÔMICO
•Organização em 7 períodos e 18 famílias (ou grupos)
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
Estrutura
Período
Família
Exemplos
C = 2º período, família 4A
Mg = 3º período, família 2A
Fe = 4º período, família 8B
8B 9B 10B
1
2
3
4
5
6
7
Metais de transição
PERÍODOS
Período – cada uma das 7 linhas horizontais (indica o número da camada de valência)
8B 9B 10B
1
2
3
4
5
6
7
2
He – 1 camada eletrônica (K) - 1º período
16
S – 3 camadas eletrônicas (K e L) – 3º período
87
Fr – 7 camadas eletrônicas (KLMNOPQ) – 7º período
Ao longo do período o número atômico aumenta
6
7
FAMÍLIAS OU GRUPOS
8B 9B 10B
1
2
3
4
5
6
7
7
N K = 2 L = 5 5A
17
Cl K = 2 L = 8 M = 7 7A
12
Mg K = 2 L = 8 M = 2 2A
34
Se K = 2 L = 8 M = 18 N = 6 6A
Família ou grupo – cada uma das 18 linhas verticais (indica o número de elétrons de valência)
Elementos de uma mesma família apresentam características semelhantes entre si
8B 9B 10B
1
2
3
4
5
6
7
Famílias com nomes especiaisMetais
alcalinos
Metais
Alcalinos
Terrosos
Calcogênios
Halogênios
Gases
nobres
3A – Família do Boro
4A – Família do Carbono
5A – Família do Nitrogênio
Famílias A – Elementos representativos
Famílias B – Elementos de transição externa
Lantanídios e actinídios – Elementos de transição interna
Classificação dos elementos quanto ao tipo
externa
Elementos de transição interna
Metais – elementos sólidos, duros, com brilho característico
Ametais – propriedades completamente opostas aos metais
Semimetais – propriedades intermediárias entre os metais e ametais
Classificação dos elementos quanto às propriedades
Classificação dos elementos quanto à distribuição eletrônica
Bloco s – elementos cuja distribuição eletrônica termina no subnível “s”
Bloco p – elementos cuja distribuição eletrônica termina no subnível “p”
Bloco d – elementos cuja distribuição eletrônica termina no subnível “d”
Bloco f – elementos cuja distribuição eletrônica termina no subnível “f”
17
Cl
1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
Exemplos
11
Na
1s2
2s2
2p6
3s1
TABELA PERIÓDICA COMPLETA
TABELAS PERIÓDICAS ALTERNATIVAS
A tabela periódica foi a maneira mais prática e didática que os cientistas encontraram para
organizar os elementos conforme suas semelhanças. Esta organização facilitou bastante o
nosso trabalho.
E aí, se não existisse a tabela periódica, teríamos que decorar todos os elementos
químicos, seria um trabalho e tanto, não é?
A idéia da tabela periódica foi tão genial, que se estendeu a outros ramos, logo
surgiram tabelas alternativas, nas quais algo qualquer é organizado de acordo com
suas características assim como na tabela periódica dos elementos.
APLICAÇÕES DOS ELEMENTOS
PAÍS DE DESCOBRIMENTO DOS ELEMENTOS
MAPA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
TABELA PERIÓDICA DOS CRAQUES DO FUTEBOL
TABELA PERIÓDICA DO ROCK
VAMOS PRATICAR?
Observando a tabela periódica, forneça as seguintes informações sobre os seguintes elementos:
a) Posição na tabela
b) Número atômico e massa atômica
c) Número de elétrons na camada de valência
d) Classifique-o em metal, ametal ou semimetal
e) Classifique-o em representativo ou metal de transição
f) Classifique-o quanto ao bloco (s, p, d ou f)
Ca, F, Fe, La
Ca
a) 4º período, família 2A
b) Z = 20; A= 40
c) 2 elétrons
d) metal
e) representativo
f) bloco s
F
a) 2º período, família 7A
b) Z = 9; A= 19
c) 7 elétrons
d) ametal
e) representativo
f) bloco p
Fe
a) 4º período, família 8B
b) Z = 26; A= 56
c) 2 elétrons
d) metal
e) metal de transição
externa
f) Bloco d
La
a) 6º período, família 3B
b) Z = 57; A= 139
c) 2 elétrons
d) metal
e) metal de transição
interna
f) Bloco f
TABELA PERIÓDICA COMPLETA
PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS
DOS ELEMENTOS
Propriedades aperiódicas – propriedades cujos valores variam
(aumentam ou diminuem) continuamente com aumento do número
atômico e que não se repetem em períodos determinados ou
regulares.
n° atômico
Massaatômica
A massa atômica é uma propriedade aperiódica, pois sempre aumenta com o aumento
do número atômico, independente do período em que o elemento está localizado.
Propriedades periódicas – são aquelas que, à medida
que o número atômico aumenta, seus valores variam
periodicamente (aumentam ou diminuem seguidamente)
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Be
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Número de elétrons de valência X Número atômico
•RAIO ATÔMICO
•ENERGIA DE IONIZAÇÃO
•AFINIDADE ELETRÔNICA
•ELETRONEGATIVIDADE
Principais propriedades periódicas
RAIO ATÔMICO
Refere-se ao tamanho do átomo, consiste na distância do núcleo do
átomo até a sua camada de valência
Raio
r rr
O valor do raio atômico reflete o tamanho do átomo, desta forma dentre os átomos de
C, Si e Ge, o germânio é o maior dos três.
Para comparar o tamanho dos átomos, devemos
considerar dois fatores:
1- Número de camadas: quanto maior o número de
camadas, maior será o raio atômico
2- Número de prótons: quanto maior o número de
prótons, menor será o raio atômico, pois haverá maior
atração dos prótons sobre os elétrons, reduzindo o
tamanho do átomo
No caso dos íons, vale sempre lembrar que o ânion é sempre maior que seu átomo de
origem, já o cátion é sempre menor. O tamanho de um íon é denominado raio iônico.
Ânion > Átomo Neutro > Cátion
Desta forma podemos estabelecer que:
Numa mesma família, o raio atômico aumenta de cima para baixo pois
aumenta-se o número de camadas
Num mesmo período (mesmo número de camadas), o raio atômico diminui
com o aumento do número atômico
RAIO ATÔMICO
HH
LiLi
NaNa
KK
RbRb
CsCs
FrFr
He
Fr – elemento com maior raio atômico de todos
He – elemento com menor raio atômico de todos
Unidade de medida = picômetro (pm)
Raio atômico dos elementos químicos
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um
átomo isolado no estado gasoso
XX (g)(g) + Energia → X+ Energia → X++
(g)(g) + e+ e--
NaNa (g)(g) → Na→ Na++
(g)(g) + e+ e--
EI = 496 kJ/molEI = 496 kJ/mol
Raio atômico e energia de ionização são propriedades
inversamente proporcionais, ou seja, quanto maior o tamanho do
átomo (raio atômico), menor será sua energia de ionização
HeHe
NeNe
ArAr
KrKr
XeXe
RnRn
HH
FrFr
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Desta forma podemos estabelecer que:
Numa mesma família, a energia de ionização aumenta de baixo para cima
Num mesmo período, a energia de ionização aumenta da esquerda para a
direita, ou seja, à medida que aumenta o número atômico
H – elemento com menor energia de ionização de todos
Os gases nobres (com exceção ao He) são os elementos que apresentam
maior energia de ionização, pois são estáveis e não tendem a perder elétrons
Unidade de medida = kJ/mol
AFINIDADE ELETRÔNICA
É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo
neutro no estado gasoso
XX (g)(g) + e-+ e- → X→ X--
(g)(g) + Energia+ Energia
Quanto menor o tamanho do átomo (raio atômico), mais facilmente
ele receberá um elétron, ou seja, maior será sua afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica varia de maneira semelhante à energia de
ionização
ClCl (g)(g) + e+ e--
→ Cl→ Cl--
(g)(g) AE = - 349 kJ/molAE = - 349 kJ/mol
HH
FrFr
AFINIDADE ELETRÔNICA
Desta forma podemos estabelecer que:
Numa mesma família, a afinidade eletrônica aumenta de baixo para cima
Num mesmo período, a afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a
direita, ou seja, à medida que aumenta o número atômico
Os gases nobres, como já são estáveis, não tendem a receber elétrons, por isso
apresentam afinidade eletrônica nula
Unidade de medida = kJ/mol
O valor da afinidade eletrônica é sempre negativo, pois trata-se de energia que é liberada
FF
ELETRONEGATIVIDADE
Refere-se à tendência de um átomo em atrair elétrons para si em
uma ligação química
A eletronegatividade tem relação com o raio atômico. Quanto menor o
tamanho do átomo (raio atômico), maior será a eletronegatividade
Átomos iguais não há
diferença de eletronegatividade
O Flúor “puxa” mais
os elétrons pra si
O Flúor é mais
eletronegativo
FrFr
ELETRONEGATIVIDADE
Desta forma podemos estabelecer que:
Numa mesma família, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima
Num mesmo período, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a
direita, ou seja, à medida que aumenta o número atômico
F – elemento mais eletronegativo da tabela periódica
Os gases nobres por serem estáveis e não reagirem, apresentam eletronegatividade
nula
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Classificação periódica e propriedades periódicas dos elementos químicos

  • 1. Disciplina: Química Profª: Alda e Cristina 30/04/2015 1 Pré-Vestibular Samora Machel Universidade Federal do Rio de Janeiro Classificação e propriedades periódicas dos elementos químicos
  • 2. Mas para que serve a tabela periódica? Matemática Química
  • 3. Tabela Representação gráfica dos elementos químicos existentes Organização dos elementos conforme suas características Informações sobre cada elemento químico Padronização para facilitar a comunicação (IUPAC) Periódica dos Elementos químicos modo de organização propriedades periódicas disposição dos elementos químicos existentes TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
  • 4. A DESCOBERTA DOS ELEMENTOS Elementos conhecidos antes de 1650: Ag, As, Au, C, Cu, Fe, Hg, Pb, S, Sb, Sn Elementos descobertos após o ano 2000: Ununtrio (Uut) Ununquadio (Uuq) Ununpentio (Uup) Ununhexio (Uuh) Ununséptio (Uus) Ununoctio (Uuo)
  • 5. ORIGEM DOS NOMES DOS ELEMENTOS Argônio (Ar) – inerte, lento (grego) Ouro (Au) – dourado (latim) Bromo (Br) – mau cheiroso, fedido (grego) Escândio (Sc) – Escandinávia Germânio (Ge) – Alemanha Magnésio (Mg) – Grécia Bóhrio (Bh) – Niels Bohr Cúrio (Cm) – Marie e Pierre Curie Einstênio (Es) – Albert Einstein Características Local de descoberta Homenagem a cientistas
  • 6. Antoine Lavoisier (1743-1794) A.B.Chancourtois ( 1820-1886) J.L.Meyer ( 1830-1895) Henry Moseley J.W.Döbereiner (1780-1849) J.A.R.Newlands (1837-1898) Dimitri Mendeleyev (1834-1907) Glenn Seaborg (1912 – 1999) TABELA PERIÓDICA AO LONGO DO TEMPO
  • 7. • Pai da química moderna • Publicou em 1789 o “Tratado Elementar de Química” • Organizou uma lista com os 33 elementos que à época eram conhecidos O PRIMEIRO PASSO PARA A ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS Antoine Laurent Lavoisier 1743-1794
  • 8. A Lei das Tríades – (1824) Ca Sr Ba 40 137 Sr = 40 + 137 2 88 Sr ≅ 88 Johann Dobereiner 1780-1849 • Organizou os elementos em grupos de 3 • Ordem crescente de massa atômica • Massa atômica do elemento do meio é aproximadamente a média aritmética dos elementos da ponta • Primeiro a demonstrar as relações entre os elementos
  • 9. O Parafuso Telúrico – (1862) Alexandre Chancourtois • Organização dos elementos em ordem crescente de massa atômica, em torno de um cilindro • Sua proposta ficou conhecida como “parafuso telúrico” ou “caracol de Chancourtois” •Devido às irregularidades, a proposta não foi muito bem aceita na época 1820-1886
  • 10. Lei das oitavas – (1864) John Newlands • Ordem crescente de massa atômica, em linhas com 7 elementos cada • O oitavo elemento seria uma espécie de repetição do primeiro, como a oitava nota musical • Sua proposta chegou a ser ridicularizada • Inseriu o termo periodicidade (repetição com propriedades semelhantes) 1837-1898
  • 11. A tabela de Mendeleiev – (1871) Dmitri Mendeleiev • Pai da tabela periódica (Nobel em 1906) • Organizou 60 elementos químicos em 12 linhas horizontais, em ordem crescente de MASSA ATÔMICA • Elementos de um mesmo grupo eram semelhantes entre si 1834-1907 44Sc , 69Ga e 72Ge Ausência dos gases nobres
  • 12. A tabela de Moseley – (1913) Henry Moseley • Tabela que conhecemos atualmente •Organização dos elementos em ordem crescente de NÚMERO ATÔMICO • Organização em períodos e famílias 1887-1915 Seaborg (1951)
  • 13. Tabela Periódica Atual •Total de 118 elementos •Organização dos elementos em ordem crescente de NÚMERO ATÔMICO •Organização em 7 períodos e 18 famílias (ou grupos) http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
  • 14. Estrutura Período Família Exemplos C = 2º período, família 4A Mg = 3º período, família 2A Fe = 4º período, família 8B 8B 9B 10B 1 2 3 4 5 6 7 Metais de transição
  • 15. PERÍODOS Período – cada uma das 7 linhas horizontais (indica o número da camada de valência) 8B 9B 10B 1 2 3 4 5 6 7 2 He – 1 camada eletrônica (K) - 1º período 16 S – 3 camadas eletrônicas (K e L) – 3º período 87 Fr – 7 camadas eletrônicas (KLMNOPQ) – 7º período Ao longo do período o número atômico aumenta 6 7
  • 16. FAMÍLIAS OU GRUPOS 8B 9B 10B 1 2 3 4 5 6 7 7 N K = 2 L = 5 5A 17 Cl K = 2 L = 8 M = 7 7A 12 Mg K = 2 L = 8 M = 2 2A 34 Se K = 2 L = 8 M = 18 N = 6 6A Família ou grupo – cada uma das 18 linhas verticais (indica o número de elétrons de valência) Elementos de uma mesma família apresentam características semelhantes entre si
  • 17. 8B 9B 10B 1 2 3 4 5 6 7 Famílias com nomes especiaisMetais alcalinos Metais Alcalinos Terrosos Calcogênios Halogênios Gases nobres 3A – Família do Boro 4A – Família do Carbono 5A – Família do Nitrogênio
  • 18. Famílias A – Elementos representativos Famílias B – Elementos de transição externa Lantanídios e actinídios – Elementos de transição interna Classificação dos elementos quanto ao tipo externa Elementos de transição interna
  • 19. Metais – elementos sólidos, duros, com brilho característico Ametais – propriedades completamente opostas aos metais Semimetais – propriedades intermediárias entre os metais e ametais Classificação dos elementos quanto às propriedades
  • 20. Classificação dos elementos quanto à distribuição eletrônica Bloco s – elementos cuja distribuição eletrônica termina no subnível “s” Bloco p – elementos cuja distribuição eletrônica termina no subnível “p” Bloco d – elementos cuja distribuição eletrônica termina no subnível “d” Bloco f – elementos cuja distribuição eletrônica termina no subnível “f” 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Exemplos 11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
  • 22. TABELAS PERIÓDICAS ALTERNATIVAS A tabela periódica foi a maneira mais prática e didática que os cientistas encontraram para organizar os elementos conforme suas semelhanças. Esta organização facilitou bastante o nosso trabalho. E aí, se não existisse a tabela periódica, teríamos que decorar todos os elementos químicos, seria um trabalho e tanto, não é? A idéia da tabela periódica foi tão genial, que se estendeu a outros ramos, logo surgiram tabelas alternativas, nas quais algo qualquer é organizado de acordo com suas características assim como na tabela periódica dos elementos.
  • 24. PAÍS DE DESCOBRIMENTO DOS ELEMENTOS
  • 25. MAPA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
  • 26. TABELA PERIÓDICA DOS CRAQUES DO FUTEBOL
  • 28.
  • 29. VAMOS PRATICAR? Observando a tabela periódica, forneça as seguintes informações sobre os seguintes elementos: a) Posição na tabela b) Número atômico e massa atômica c) Número de elétrons na camada de valência d) Classifique-o em metal, ametal ou semimetal e) Classifique-o em representativo ou metal de transição f) Classifique-o quanto ao bloco (s, p, d ou f) Ca, F, Fe, La Ca a) 4º período, família 2A b) Z = 20; A= 40 c) 2 elétrons d) metal e) representativo f) bloco s F a) 2º período, família 7A b) Z = 9; A= 19 c) 7 elétrons d) ametal e) representativo f) bloco p Fe a) 4º período, família 8B b) Z = 26; A= 56 c) 2 elétrons d) metal e) metal de transição externa f) Bloco d La a) 6º período, família 3B b) Z = 57; A= 139 c) 2 elétrons d) metal e) metal de transição interna f) Bloco f
  • 31. PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS DOS ELEMENTOS Propriedades aperiódicas – propriedades cujos valores variam (aumentam ou diminuem) continuamente com aumento do número atômico e que não se repetem em períodos determinados ou regulares. n° atômico Massaatômica A massa atômica é uma propriedade aperiódica, pois sempre aumenta com o aumento do número atômico, independente do período em que o elemento está localizado.
  • 32. Propriedades periódicas – são aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, seus valores variam periodicamente (aumentam ou diminuem seguidamente) H He Li Be B C N O F Ne Na Be Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Número de elétrons de valência X Número atômico
  • 33. •RAIO ATÔMICO •ENERGIA DE IONIZAÇÃO •AFINIDADE ELETRÔNICA •ELETRONEGATIVIDADE Principais propriedades periódicas
  • 34. RAIO ATÔMICO Refere-se ao tamanho do átomo, consiste na distância do núcleo do átomo até a sua camada de valência Raio r rr O valor do raio atômico reflete o tamanho do átomo, desta forma dentre os átomos de C, Si e Ge, o germânio é o maior dos três.
  • 35. Para comparar o tamanho dos átomos, devemos considerar dois fatores: 1- Número de camadas: quanto maior o número de camadas, maior será o raio atômico 2- Número de prótons: quanto maior o número de prótons, menor será o raio atômico, pois haverá maior atração dos prótons sobre os elétrons, reduzindo o tamanho do átomo No caso dos íons, vale sempre lembrar que o ânion é sempre maior que seu átomo de origem, já o cátion é sempre menor. O tamanho de um íon é denominado raio iônico. Ânion > Átomo Neutro > Cátion
  • 36. Desta forma podemos estabelecer que: Numa mesma família, o raio atômico aumenta de cima para baixo pois aumenta-se o número de camadas Num mesmo período (mesmo número de camadas), o raio atômico diminui com o aumento do número atômico RAIO ATÔMICO HH LiLi NaNa KK RbRb CsCs FrFr He Fr – elemento com maior raio atômico de todos He – elemento com menor raio atômico de todos Unidade de medida = picômetro (pm)
  • 37. Raio atômico dos elementos químicos
  • 38. ENERGIA DE IONIZAÇÃO É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso XX (g)(g) + Energia → X+ Energia → X++ (g)(g) + e+ e-- NaNa (g)(g) → Na→ Na++ (g)(g) + e+ e-- EI = 496 kJ/molEI = 496 kJ/mol Raio atômico e energia de ionização são propriedades inversamente proporcionais, ou seja, quanto maior o tamanho do átomo (raio atômico), menor será sua energia de ionização
  • 39. HeHe NeNe ArAr KrKr XeXe RnRn HH FrFr ENERGIA DE IONIZAÇÃO Desta forma podemos estabelecer que: Numa mesma família, a energia de ionização aumenta de baixo para cima Num mesmo período, a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita, ou seja, à medida que aumenta o número atômico H – elemento com menor energia de ionização de todos Os gases nobres (com exceção ao He) são os elementos que apresentam maior energia de ionização, pois são estáveis e não tendem a perder elétrons Unidade de medida = kJ/mol
  • 40. AFINIDADE ELETRÔNICA É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso XX (g)(g) + e-+ e- → X→ X-- (g)(g) + Energia+ Energia Quanto menor o tamanho do átomo (raio atômico), mais facilmente ele receberá um elétron, ou seja, maior será sua afinidade eletrônica A afinidade eletrônica varia de maneira semelhante à energia de ionização ClCl (g)(g) + e+ e-- → Cl→ Cl-- (g)(g) AE = - 349 kJ/molAE = - 349 kJ/mol
  • 41. HH FrFr AFINIDADE ELETRÔNICA Desta forma podemos estabelecer que: Numa mesma família, a afinidade eletrônica aumenta de baixo para cima Num mesmo período, a afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita, ou seja, à medida que aumenta o número atômico Os gases nobres, como já são estáveis, não tendem a receber elétrons, por isso apresentam afinidade eletrônica nula Unidade de medida = kJ/mol O valor da afinidade eletrônica é sempre negativo, pois trata-se de energia que é liberada FF
  • 42. ELETRONEGATIVIDADE Refere-se à tendência de um átomo em atrair elétrons para si em uma ligação química A eletronegatividade tem relação com o raio atômico. Quanto menor o tamanho do átomo (raio atômico), maior será a eletronegatividade Átomos iguais não há diferença de eletronegatividade O Flúor “puxa” mais os elétrons pra si O Flúor é mais eletronegativo
  • 43. FrFr ELETRONEGATIVIDADE Desta forma podemos estabelecer que: Numa mesma família, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima Num mesmo período, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita, ou seja, à medida que aumenta o número atômico F – elemento mais eletronegativo da tabela periódica Os gases nobres por serem estáveis e não reagirem, apresentam eletronegatividade nula FF