• Origem da tabela Periódica • Estrutura • Propriedades periódicas • Ligações químicas • Geometria molecular • Polaridade das ligações e moléculas • Interações intramoleculares

1. Resumo para a 2ªPP de
Química
• Origem da tabela Periódica
• Estrutura
• Propriedades periódicas
• Ligações químicas
• Geometria molecular
• Polaridade das ligações e moléculas
• Interações intramoleculares

2. ORIGEM DA TABELA PERIÓDICA
 No inícioséculo XIX, por voltado ano de 1829, quando os químicos da
época decidiram propor formas de organização dos elementos químicos
conhecidos até então, as primeiras tabelas foram criadas.
 Os químicos possuíam conhecimentos sobre diversas características
(densidade, massa atômica, reatividade, ponto de fusão, ponto de
ebulição, estado físico) de trinta elementos químicos. Esses
conhecimentos serviram de ponto de partida para a origem da Tabela
Periódica.

3. ORIGEM DA TABELA PERIÓDICA
Mendeleev
 Mendeleev criou uma tabela, e essa é a tabela base da
que temos hoje.
 Em um dado momento, no ano de 1869, ele resolveu
colocar as fichas (durante seus trabalhos com os elementos
químicos,tinha o hábito de anotar as propriedades de
cada um deles em fichas) em ordem crescente de massa
atômica.
 Logo após organizar os elementos em ordem crescente de
massaatômica, Mendeleev manteve o padrão, mas
posicionou os elementos em colunas horizontais e verticais,
respeitando as características e semelhanças dos
elementos.
 Havia alguns espaços vazios que eram para elementos que
Mendeleev disse que com o tempo serão descobertos.

4. ORIGEM DA TABELA PERIÓDICA
 A tabela atual é uma atualização
da tabela de Moseley.
 A tabela de Moseley não
apresentava os 6 últimos
elementos que a atual apresenta.

5. ESTRUTURA
 As propriedades químicas dos elementos podem ser
usadas com base na distribuição eletrônica do
átomo no estado fundamental.
 O número de níveis de energia preenchidos com os
elétrons do átomo no estado fundamental indica o
período da tabela ocupado pelo elemento.
 O número de elétrons existentes no nível mais
energético do átomo no estado fundamental indica a
coluna vertical ou a família do elemento.
S(Representativos)
P(Representativos)
D(Transição externa)
F(Transição interna)

6. ESTRUTURA
Elementos representativos

7. ESTRUTURA
 Um elemento é de transição interna se a distribuição eletrônicaterminar
em:
 Um elemento é de transição externa se a distribuição eletrônicaterminar
em:

8. ESTRUTURA
DIVISÃO DOS ELEMENTOS
 Na Tabela Periódicaatual, os elementos químicos são agrupados em 3
grupos principais segundo as suas propriedades físicas e químicas:metais,
ametais e gases nobres.
 O hidrogênio não é de nenhum grupo mas ele se comporta semelhante a
um ametal.

9. ESTRUTURA Metais
 Os metais constituem a maior parte dos
elementos da Tabela Periódica, representando
mais de dois terços deles, o que resulta em um
total de 96 (28 são representativos, 38 de
transição externa e 30 de transição interna).
 São bons condutores de calor.
 São maleáveis.
 São dúcteis(podem se transformar em fios).
 Possuem brilho metálico característico.
 São sólidos nas CNTPs (exceto o mercúrio).
 Tem tendência a perder elétrons e formar
cátions.

10. ESTRUTURA Ametais
 São apenas 15 os ametais, carbono (C),
nitrogênio (N), fósforo (P), oxigênio (O), enxofre
(S), selênio (Se), flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br),
iodo (I) e astato (At), boro (B), silício (Si),
arsênio(As), telúrio(Te).
 Não são bons condutores de calor.
 Não são bons condutores de eletricidade.
 Não possuem brilho característico como dos
metais.
 Tem tendência a ganhar elétrons e formar ânions.
ENXOFRE

11. ESTRUTURA Gases Nobres
 São apenas 6 hélio (He), neônio
(Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr),
xenônio (Xe) e radônio (Rn).
 São estáveis e apenas o Hélio é
estável com 2 elétrons na última
camada.
 São encontrados na natureza
como átomos isolados.
RADÔNIO

12. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
 Os elementos se organizam de acordo com suas propriedades periódicas:
à medida que o número atômico aumenta, os elementos assumem
valores crescentes ou decrescentes em cada período. As principais
propriedades periódicas são: Raio atômico, Energia de Ionização,
Afinidade eletrônica, Eletronegatividade, Eletropositividade e Densidade.

13. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Raio Atômico
 Quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo;
 O átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior
atração sobre seus elétrons.
 O raio iônicode um ânion será maior que o raio atômico do elemento.
 O raio iônicode um cátion será menor que o raio atômico do elemento
que dá origem aquele cátion.
IMAGEM NO PROXIMO SLIDE

14. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Raio Atômico

15. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Energia de Ionização
 Energia necessáriapara remover um ou mais elétrons de um átomo
isolado no estado gasoso: quanto maior o tamanho do átomo, menor será
a energia de ionização.
 Em uma mesmafamíliaesta energia aumenta de baixo para cima;
 Em um mesmoperíodo a Energia de Ionização aumenta da esquerda
para a direita.
 Átomo neutro + Elétron -> Cátion + Energia

16. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Energia de Ionização

17. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Afinidade Eletrônica
 É a energia liberada quando um átomo no estado gasoso (isolado)
captura um elétron. Em uma famíliaou período, quanto menor o raio,
maior a afinidade eletrônica.
 Átomo neutro + Energia -> Cátion + Elétron
 Quanto menor for o tamanho de um átomo, maior será a sua afinidade
eletrônica. Isso ocorre porque a força de atração do núcleo em relação
aos elétrons da periferiaé maior.

18. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Afinidade Eletrônica

19. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Eletronegatividade
 Força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. Na tabela
periódicaa eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da
esquerda para a direita.
 Essa propriedade se relacionacom o raio atômico, sendo que, quanto
menor o tamanho de um átomo, maior será a força de atração sobre os
elétrons.

20. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Eletronegatividade

21. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Eletropositividade
 A eletropositividade indica a tendênciaque o núcleo do átomo de um
elemento químico tem de se afastar de seus elétrons na camada de
valência quando forma um composto.
 A eletropositividade aumenta com o aumento do raio atômico, ou seja,
na Tabela Periódica, a eletropositividade aumenta da direita para a
esquerda e de cima para baixo.

22. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Eletropositividade

23. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Densidade
 A densidade é a relação estabelecidaentre a massa da matéria e o
volume que ela ocupa, sendo representada pela seguinte fórmula:
d = m
V
 Nos períodos: a densidade dos elementos tende a crescer sempre das
extremidades para o centro, ou seja, quanto mais localizado na região
central da Tabela, mais denso tende a ser o elemento avaliado
 Nas famílias: a densidade segue o aumento do número de níveis dos
átomos. Assim,quanto maior o número de níveis (elemento posicionado
mais abaixo do outro elemento na família), maior a densidade.

24. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Densidade
 Ósmio é o elemento mais Denso da tabela

25. LIGAÇÕES QUÍMICAS
Regra do octeto
 regra do octeto: “numa ligação químicaum átomo tende a ficar com
oito elétrons na últimacamada (config.eletrônicasemelhante a de um
gás nobre)”.

26. LIGAÇÕES QUÍMICAS

27. LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO IÔNICA: (eletrovalente ou heteropolar)
É a única que
ocorre com
transferência
definitiva de
elétrons;
Há a formação de
íons;
Os íons se
arranjam em
retículos cristalinos
(são sólidos
cristalinos)

28. LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO IÔNICA: (eletrovalente ou heteropolar)

29. Características dos compostos iônicos
 São sólidos à temperatura ambiente (sólidos cristalinos);
 São duros e quebradiços;
 Conduzem corrente elétricaquando: fundidos ou em solução;
 possuem alto ponto de fusão e de ebulição.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO IÔNICA: (eletrovalente ou heteropolar)

30. LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO COVALENTE :(molecular ou
homopolar)
 Ocorre com compartilhamento de elétrons;
 Não há a formação de íons;
 Ligação covalente:
Polar: os átomos são diferentes;
Apolar: os átomos são idênticos.

31. LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO COVALENTE :(molecular ou
homopolar)

32. LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO COVALENTE :(molecular ou
homopolar)

33. Fórmulas químicas
 Molecular: Indica apenas a quantidade de átomos de cada elemento;
 aletrônicaa(fórmula de Lewis): Apresenta os átomos de cada elemento,
os elétrons na últimacamada de cada átomo e a formação dos pares
eletrônicos;
 Estrutural plana(estrutural de Couper): Apresenta cada átomo da
moléculae suas ligações;
LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO COVALENTE :(molecular ou
homopolar)

34.  Exceção da regra do octeto
 Existem algumas moleculas que apresentam átomos que não se
ligam até apresentar 8 elétrons na última camada. Comumente
ocorre com o berílio e o boro, em alguns óxidos de nitrogênio e
com o alumínio, compostos do tipo .
LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO COVALENTE :(molecular ou
homopolar)

35. Características dos compostos moleculares:
 Podem ser encontradas nos três estados físicos à temperatura ambiente;
 Ponto de fusão e ebulição, geralmente, inferiores ao das substâncias
iônicas;
 Quando puros não conduzem corrente elétrica;
 Algumas substâncias conduzem corrente elétricaquando em solução
(ionização);
LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO COVALENTE :(molecular ou
homopolar)

36.  As ligas metálicas são as
representantes desta ligação.
 A ligação metálicaé explicada
pela teoria que fala sobre o mar
de elétrons. Segundo ele, os
átomos perderiam seus elétrons
externos, que passariam a
formar um “mar” no qual os
cátions estariam mergulhados.
LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO METÁLICA

37. Propriedades dos metais
LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO METÁLICA

38. Ligas metálicas
 São materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais
elementos, sendo pelo menos um deles metal.
 As ligas metálicas possuem algumas características que os metais puros
não apresentam e por isso são muito produzidas e utilizadas.
LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO METÁLICA

39. Funções das ligas metálicas
LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO METÁLICA

40. LIGAÇÃO QUÍMICA

41. Geometria molecular
 É a forma espacial das moléculas (orientação dos átomos no espaço);
 As moléculas são formadas por ligações covalentes entre dois até
milhares de átomos.
 A formação espacial da moléculaé dada pela Teoria da repulsão dos
pares eletrônicos da camada de valência.
 As moléculas podem ser de 5 tipo: Linear, Angular, Trigonal plana,
Piramidal e Tetraédrica.

42.  Essa teoria está baseada na ideia de que os pares eletrônicos ao redor de
um átomo central, estejam ou não participando das ligações,
comportam-se como nuvens eletrônicas que se repelem entre si, de
forma a ficarem orientadas no espaço com a maior distânciaangular
possível.
 Considera-se a repulsão entre os grupos ou conjuntos de elétrons. Um
grupo de elétrons é um conjunto de elétrons de valênciaa, localizado em
um região ao redor de um átomo central, que repele outros grupos de
elétrons de valência.
Geometria molecular
Teoria da repulsão dos pares de elétrons da
camada de valência

43. Geometria molecular

44. POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
 O acúmulo de cargas elétricas em determinada região é denominado
pólo, que pode ser de dois tipos.
 Toda ligação iônicaé uma Ligação Polar;
 As ligações covalentes podem ser Polar e Apolar;
Quando os átomos são de mesmaeletronegatividade ou são do mesmo
elementos. E quanto maior for a diferençade eletronegatividade maior é a
polaridade.

45. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
 Experimentalmente,
uma moléculaé
considerada polar
quando se orienta na
presença de um campo
elétricoexterno , e
apolar quando não se
orienta. O pólo negativo
da moléculaé atraído
pela placa positivado
campo elétricoexterno
e vice-versa;

46. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Verificação de polaridade

47. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Resumo

48. INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
 São forças de atração entre as moléculas, que estão relacionadas com a
polaridade dessas moléculas.
 As interações intermoleculares estão relacionadas com o estado físico
das matérias. Quanto menos intenção for a força das intenções, mais
volátil será a substânciae menor será o ponto de ebulição.
 As forças Intramoleculares são geralmentechamadas de forças de Van
Der WaalS

49.  São forças de atração entre as moléculas, que estão relacionadas com a
polaridade dessas moléculas.
 As moléculas apolares podem passar do estado gasoso – em que elas estão muito
distanciadas e não há nenhuma interação, pois não há polos –, para o estado
líquido e sólido. Nesses estados de agregação, as moléculas estão mais próximas
e as atrações ou repulsões eletrônicas entre seus elétrons e núcleos podem
levar a uma deformação de suas nuvens eletrônicas, momentaneamente,
originando polos positivos e negativos temporários.
 Esse tipo de força ocorre em substâncias apolares, como o H2, O2, F2, Cl2,
CO2, CH4 e C2H6, entre outras. E podem ocorrer também entre átomos de
gases nobres, quando estes se aproximam, causando repulsão entre suas
eletrosferas
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Dipolo Induzido Dipolo Induzido

50. INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Dipolo Dipolo
 Este tipo de interação é semelhante a dipo induzido porém as moléculas
são Polares.

51. Ligações de hidrogênio
 Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre quando temos o
HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos e muito eletronegativos,
especialmente o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO.
 Esta forte atração chama-se PONTE DE HIDROGÊNIO, sendo verificada nos
estados sólido e líquido
 É necessáriofornecer mais energiaà água para romper essas ligações (
Hidrogênio ), daí , o seu ponto de ebulição ser maior.
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Dipolo Dipolo

52. INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
 Como consequênciadas fortes interações intermoleculares,a água
apresenta algumas propriedades especiais. Alguns insetos, por exemplo,
podem andar sobre ela. Uma lâminade barbear, se colocada
horizontalmente,também flutua na água. Isto deve-se à tensão superficial
da água.

53. INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
 Quanto maior a Intensidade de interação ou tamanho da molécula,
maior a TE.
 “Semelhante dissolve semelhante” Polar dissolve Polar e Apolar dissolve
Apolar.